У каких элементов одинарная связь. Что значит "ковалентная связь"

n1.doc

Рассмотрим механизм образования ковалентной связи на примере молекулы водорода Н 2 .

Ядро каждого атома водорода окружено сферическим электронным облаком 1s- электрона. При сближении двух атомов ядро первого атома притягивает электрон второго, а электрон первого атома притягивается ядром второго. В результате происходит перекрывание их электронных облаков с образованием общего молекулярного облака. Таким образом, в результате перекрывания электронных облаков атомов образуется ковалентная связь.

Схематически это можно изобразить следующим образом:

Н +  Н  Н : Н

Аналогично образуется ковалентная связь в молекуле хлора:

. . . . . . . .

: Cl +  Cl  Cl : Cl :

. . . . . . . .

Если связь образуют одинаковые атомы (с одинаковой электроотрицательностью), то электронное облако располагается симметрично относительно ядер двух атомов. В этом случае говорят о ковалентной неполярной связи .

Ковалентная полярная связь образуется, когда взаимодействуют атомы с различной электроотрицательностью.

. . . .

Н +  Cl  Н : Cl :

. . . .

Электронное облако связи несимметричное, смещено к одному из атомов с большей электроотрицательностью, в данном случае к хлору.

Приведенные примеры характеризуют ковалентную связь, которая образуется по обменному механизму .

Второй механизм образования ковалентной связи - донорно-акцеп-торный . В этом случае связь образуется за счет неподеленной электронной пары одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора):

Н 3 N: + H +  +

Соединения с ковалентной связью называются атомными .
Условия образования химической связи
1. Химическая связь образуется при достаточном сближении атомов в том случае, если полная внутренняя энергия системы понижается. Таким образом, образующаяся молекула оказывается более устойчивой, чем отдельные атомы и обладает меньшей энергией.

2. Возникновение химической связи всегда экзотермический процесс.

3. Обязательным условием образования химической связи является наличие повышенной электронной плотности между ядрами.

Так, например радиус атома водорода составляет 0,053 нм. Если бы атомы водорода только сближались при образовании молекулы, то межъядерное расстояние было бы 0,106 нм. На самом деле это расстояние 0,074 нм, следовательно, сближение ядер приводит к увеличению электронной плотности.
Количественные характеристики химической связи
1. Энергия связи, Е, кДж/моль

Энергия связи - это энергия, которая выделяется при образовании связи или количество энергии, которую нужно затратить на разрыв связи.

Чем больше энергия связи, тем прочнее соединение. Энергия связи большинства ковалентных соединений находится в пределах 200 - 800 кДж/моль.

2. Длина связи, r 0 , нм

Длина связи - это расстояние между центрами атомов (межъядерное расстояние).

Чем меньше длина связи, тем прочнее соединение.
Таблица 3.1.

Значения энергии и длины некоторых связей

3. Валентные углы зависят от пространственной структуры.
Свойства ковалентной связи
1. Направленность ковалентной связи возникает в направлении максимального перекрывания электронных орбиталей взаимодействующих атомов, что обусловливает пространственную структуру молекул, т.е. их форму.

Различают  -связи - связи, образованные вдоль линии, связывающей центры атомов. -связи могут образовывать s - s , s - p и p - p электронные облака.

-связь может быть образована только р - р электронными облаками.

-связь - это связь, образованная по обе стороны от линии, связывающей центры атомов. Эта связь характерная только для соединений с кратными связями (двойными и тройными).

Схемы образования - и - связей представлены на рис. 3.1.

Рис. 3.1. Схемы образования - и - связей.

2. Насыщаемость ковалентной связи - полное использование атомом валентных орбиталей.

3.3. Металлическая связь
Атомы большинства металлов на внешнем энергетическом уровне содержат небольшое число электронов (1 е  - 16 элементов; 2 е  - 58 элементов,

3 е  - 4 элемента; по 5 е  у Sb и Bi, а 6 е  у Ро). Последние три элемента не являются типичными металлами.

В обычных условиях металлы представляют собой твердые кристаллические вещества (кроме ртути). В узлах металлической кристаллической решетки находятся катионы металлов.

Рис. 3.2. Схема образования металлической связи.
Валентные электроны обладают небольшой энергией ионизации, и поэтому слабо удерживаются в атоме. Электроны перемещаются по всей кристаллической решетке и принадлежат всем его атомам, представляя собой так называемый “электронный газ” или "море валентных электронов". Таким образом, химическая связь в металлах сильно делокализована. Этим определяются такие характерные для металлов свойства как высокие тепло- и электропроводность, ковкость, пластичность.

Металлическая связь характерна для металлов и сплавов в твердом и жидком состоянии. В парообразном состоянии металлы состоят из отдельных молекул (одноатомных и двухатомных), связанных между собой ковалентными связями.

Впервые о таком понятии как ковалентная связь ученые-химики заговорили после открытия Гилберта Ньютона Льюиса, который описал как обобществление двух электронов. Более поздние исследования позволили описать и сам принцип ковалентной связи. Слово ковалентный можно рассматривать в рамках химии как способность атома образовывать связи с другими атомами.

Поясним на примере:

Имеется два атома с незначительными отличиями в электроотрицательности (С и CL, С и Н). Как правило, это которых максимально близко к строению электронной оболочки благородных газов.

При выполнении данных условий возникает притяжение ядер этих атомов к электронной паре, общей для них. При этом электронные облака не просто накладываются друг на друга, как при Ковалентная связь обеспечивает надежное соединение двух атомов за счет того, что перераспределяется электронная плотность и изменяется энергия системы, что вызвано "втягиванием" в межъядерное пространство одного атома электронного облака другого. Чем более обширно взаимное перекрытие электронных облаков, тем связь считается более прочной.

Отсюда, ковалентная связь - это образование, возникшее путем взаимного обобществления двух электронов, принадлежащих двум атомам.

Как правило, вещества с молекулярной кристаллической решеткой образуются посредством именно ковалентной связи. Характерными для являются плавление и кипение при низких температурах, плохая растворимость в воде и низкая электропроводность. Отсюда можно сделать вывод: в основе строения таких элементов, как германий, кремний, хлор, водород - ковалентная связь.

Свойства, характерные для данного вида соединения:

1. Насыщаемость. Под этим свойством обычно понимается максимальное количество связей, которое они могут установить конкретные атомы. Определяется это количество общим числом тех орбиталей в атоме, которые могут участвовать в образовании химических связей. Валентность атома, с другой стороны, может быть определена числом уже использованных с этой целью орбиталей.
2. Направленность . Все атомы стремятся образовывать максимально прочные связи. Наибольшая прочность достигается в случае совпадения пространственной направленности электронных облаков двух атомов, поскольку они перекрывают друг друга. Кроме того, именно такое свойство ковалентной связи как направленность влияет на пространственное расположение молекул то есть отвечает за их "геометрическую форму".
3. Поляризуемость. В основе этого положения лежит представление о том, что ковалентная связь существует двух видов:

• полярная или несимметричная. Связь данного вида могут образовывать только атомы разны видов, т.е. те, чья электроотрицательность значительно различается, либо в случаях, когда общая электронная пара несимметрично разделена.
• возникает между атомами, электроотрицательность которых практически равна, а распределение электронной плотности равномерно.

Кроме того, существуют определенные количественные :

• Энергия связи . Данный параметр характеризует полярную связь с точки зрения ее прочности. Под энергией понимается то количество тепла, которое было необходимо для разрушения связи двух атомов, а также то количество тепла, что было выделено при их соединении.
• Под длиной связ и в молекулярной химии понимается длина прямой между ядрами двух атомов. Этот параметр также характеризует прочность связи.
• Дипольный момент - величина, которая характеризует полярность валентной связи.

ковалентная связь

вид химической связи; осуществляется парой электронов, общих для двух атомов, образующих связь. Атомы в молекуле могут быть соединены одинарной ковалентной связью (H2, H3C-CH3), двойной (H2C=CH2) или тройной (N2, HCCH). Атомы, различающиеся по электроотрицательности, образуют т.н. полярную ковалентную связь (HCl, H3C-Cl).

Ковалентная связь

один из видов химической связи между двумя атомами, которая осуществляется общей для них электронной парой (по одному электрону от каждого атома). К. с. существует как в молекулах (в любых агрегатных состояниях), так и между атомами, образующими решетку кристалла. К. с. может связывать одинаковые атомы (в молекулах H2, Cl2, в кристаллах алмаза) или разные (в молекулах воды, в кристаллах карборунда SiC). Почти все виды основных связей в молекулах органических соединений являются ковалентными (С ≈ С, С ≈ Н, С ≈ N и др.). К. с. очень прочны. Этим объясняется малая химическая активность парафиновых углеводородов. Многие неорганические соединения, кристаллы которых имеют атомную решётку, то есть образуются с помощью К. с., являются тугоплавкими, обладают высокой твёрдостью и износостойкостью. К ним принадлежат некоторые карбиды, силициды, бориды, нитриды (в частности, известный боразон BN), нашедшие применение в новой технике. См. также Валентность и Химическая связь.

══В. А. Киреев.

Википедия

Ковалентная связь

Ковалентная связь (от лат. co - «совместно» и vales - «имеющий силу») - химическая связь , образованная перекрытием пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака называются общей электронной парой .

Термин ковалентная связь был впервые введён лауреатом Нобелевской премии Ирвингом Ленгмюром в 1919 году. Этот термин относился к химической связи, обусловленной совместным обладанием электронами, в отличие от металлической связи, в которой электроны были свободными, или от ионной связи, в которой один из атомов отдавал электрон и становился катионом, а другой атом принимал электрон и становился анионом.

Позднее (1927 год) Ф. Лондон и В. Гайтлер на примере молекулы водорода дали первое описание ковалентной связи с точки зрения квантовой механики.

С учётом статистической интерпретации волновой функции М. Борна плотность вероятности нахождения связывающих электронов концентрируется в пространстве между ядрами молекулы (рис.1). В теории отталкивания электронных пар рассматриваются геометрические размеры этих пар. Так, для элементов каждого периода существует некоторый средний радиус электронной пары:

0,6 для элементов вплоть до неона; 0,75 для элементов вплоть до аргона; 0,75 для элементов вплоть до криптона и 0,8 для элементов вплоть до ксенона.

Характерные свойства ковалентной связи - направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость - определяют химические и физические свойства соединений.

Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными.

Насыщаемость - способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные (неполярные - двухатомная молекула состоит из одинаковых атомов (H, Cl, N) и электронные облака каждого атома распределяются симметрично относительно этих атомов; полярные - двухатомная молекула состоит из атомов разных химических элементов, и общее электронное облако смещается в сторону одного из атомов, образуя тем самым асимметрию распределения электрического заряда в молекуле, порождая дипольный момент молекулы).

Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.

Однако, дважды лауреат Нобелевской премии Л. Полинг указывал, что «в некоторых молекулах имеются ковалентные связи, обусловленные одним или тремя электронами вместо общей пары». Одноэлектронная химическая связь реализуется в молекулярном ионе водорода H .

Молекулярный ион водорода H содержит два протона и один электрон. Единственный электрон молекулярной системы компенсирует электростатическое отталкивание двух протонов и удерживает их на расстоянии 1,06 Å (длина химической связи H). Центр электронной плотности электронного облака молекулярной системы равноудалён от обоих протонов на боровский радиус α=0,53 А и является центром симметрии молекулярного иона водорода H.