Одинарний ковалентний зв'язок у молекулі. Типи ковалентного зв'язку

Теми кодифікатора ЄДІ: Ковалентний хімічний зв'язок, його різновиди та механізми освіти. Характеристики ковалентного зв'язку (полярність та енергія зв'язку). Іонний зв'язок. Металевий зв'язок. Водневий зв'язок

Внутрішньомолекулярні хімічні зв'язки

Спочатку розглянемо зв'язки, що виникають між частинками всередині молекул. Такі зв'язки називають внутрішньомолекулярними.

Хімічний зв'язок між атомами хімічних елементів має електростатичну природу та утворюється за рахунок взаємодії зовнішніх (валентних) електронів, більшою чи меншою мірою утримуваних позитивно зарядженими ядрамизв'язуваних атомів.

Ключове поняття тут – ЕЛЕКТРОВІДКЛЮЧНІСТЬ. Саме вона визначає тип хімічного зв'язку між атомами та властивості цього зв'язку.

- Це здатність атома притягувати (утримувати) зовнішні(Валентні) електрони. Електронегативність визначається ступенем тяжіння зовнішніх електронів до ядра і залежить, переважно, від радіусу атома та заряду ядра.

Електронегативність складно визначити однозначно. Л.Полінг склав таблицю відносних електронегативностей (на основі енергій зв'язків двоатомних молекул). Найбільш електронегативний елемент - фторзі значенням 4 .

Важливо, що у різних джерелах можна зустріти різні шкали та таблиці значень електронегативності. Цього не варто лякатися, оскільки при утворенні хімічного зв'язку грає роль атомів, а вона приблизно однакова у будь-якій системі.

Якщо один із атомів у хімічному зв'язку А:В сильніше притягує електрони, то електронна пара зміщується до нього. Чим більше різницю електронегативностейатомів, тим більше зміщується електронна пара.

Якщо значення електронегативності взаємодіючих атомів рівні або приблизно рівні: ЕО(А)≈ЕО(В), то загальна електронна пара не зміщується до жодного з атомів: А: В. Такий зв'язок називається ковалентної неполярної.

Якщо електронегативності взаємодіючих атомів відрізняються, але не сильно (різниця електронегативностей приблизно від 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), то електронна пара зміщується до одного з атомів. Такий зв'язок називається ковалентна полярна .

Якщо електронегативності взаємодіючих атомів відрізняються суттєво (різниця електронегативностей більше 2: ΔЕО>2), то один з електронів практично повністю переходить до іншого атома, з утворенням іонів. Такий зв'язок називається іонна.

Основні типи хімічних зв'язків ковалентна, іоннаі металевазв'язку. Розглянемо їх докладніше.

Ковалентний хімічний зв'язок

Ковалентний зв'язок – це хімічний зв'язок , утворена за рахунок утворення загальної електронної пари А: . При цьому у двох атомів перекриваютьсяатомні орбіталі. Ковалентний зв'язок утворюється при взаємодії атомів з невеликою різницею електронегативностей (як правило, між двома неметалами) або атомів одного елемента.

Основні властивості ковалентних зв'язків

  • спрямованість,
  • насичуваність,
  • полярність,
  • поляризованість.

Ці властивості зв'язку впливають на хімічні та фізичні властивості речовин.

Спрямованість зв'язку характеризує хімічну будову та форму речовин. Кути між двома зв'язками називаються валентними. Наприклад, у молекулі води валентний кут H-O-H дорівнює 104,45 о, тому молекула води - полярна, а в молекулі метану валентний кут Н-С-Н 108 о 28′.

Насичуваність - Це здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних хімічних зв'язків. Кількість зв'язків, здатних утворювати атом, називається .

Полярністьзв'язку виникає через нерівномірний розподіл електронної щільності між двома атомами з різною електронегативністю. Ковалентні зв'язки ділять на полярні та неполярні.

Поляризованість зв'язку - це здатність електронів зв'язку зміщуватися під дією зовнішнього електричного поля(зокрема, електричного поля іншої частки). Поляризуемість залежить від рухливості електронів. Чим далі електрон знаходиться від ядра, тим він рухоміший, відповідно і молекула більш поляризуема.

Ковалентний неполярний хімічний зв'язок

Існує 2 види ковалентного зв'язування – ПОЛЯРНИЙі НЕПОЛЯРНИЙ .

приклад . Розглянемо будову молекули водню H2. Кожен атом водню на зовнішньому енергетичному рівні несе один неспарений електрон. Для відображення атома використовуємо структуру Льюїса – це схема будови зовнішнього енергетичного рівня атома, коли електрони позначаються точками. Моделі точкових структур Люїса непогано допомагають під час роботи з елементами другого періоду.

H. +. H = H:H

Таким чином, у молекулі водню одна загальна електронна пара та одна хімічна зв'язок H-H. Ця електронна пара не зміщується до жодного з атомів водню, т.к. електронегативність у атомів водню однакова. Такий зв'язок називається ковалентної неполярної .

Ковалентний неполярний (симетричний) зв'язок – це ковалентний зв'язок, утворений атомами з рівною елетронегативністю (як правило, однаковими неметалами) і, отже, з рівномірним розподілом електронної густини між ядрами атомів.

Дипольний момент неполярних зв'язків дорівнює 0.

Приклади: H 2 (H-H), O 2 (O = O), S 8 .

Ковалентний полярний хімічний зв'язок

Ковалентний полярний зв'язок – це ковалентний зв'язок, який виникає між атомами з різною електронегативністю (як правило, різними неметалами) і характеризується зміщеннямзагальної електронної пари до електронегативнішого атома (поляризацією).

Електронна щільність зміщена до більш електронегативного атома – отже, у ньому виникає частковий негативний заряд (δ-), але в менш електроотрицательном атомі виникає частковий позитивний заряд (δ+, дельта +).

Чим більша відмінність в електронегативності атомів, тим вище полярністьзв'язку і тим більше дипольний момент . Між сусідніми молекулами та протилежними за знаком зарядами діють додаткові сили тяжіння, що збільшує міцністьзв'язку.

Полярність зв'язку впливає фізичні та хімічні властивості сполук. Від полярності зв'язку залежить механізми реакцій і навіть реакційна здатність сусідніх зв'язків. Полярність зв'язку найчастіше визначає полярність молекулиі, таким чином, безпосередньо впливає такі фізичні властивості як температурі кипіння і температура плавлення, розчинність в полярних розчинниках.

Приклади: HCl, CO2, NH3.

Механізми утворення ковалентного зв'язку

Ковалентний хімічний зв'язок може виникати за двома механізмами:

1. Обмінний механізм утворення ковалентного хімічного зв'язку – це коли кожна частка надає для утворення загальної електронної пари один неспарений електрон:

А . + . В = А:

2. утворення ковалентного зв'язку – це такий механізм, при якому одна з частинок надає неподілену електронну пару, а інша частка надає вакантну орбіталь для цієї електронної пари:

А: + B = А: В

При цьому один із атомів надає неподілену електронну пару ( донор), а інший атом надає вакантну орбіталь для цієї пари ( акцептор). Через війну освіти зв'язку обидва енергія електронів зменшується, тобто. це вигідно для атомів.

Ковалентний зв'язок, утворений за донорно-акцепторним механізмом, не відрізняєтьсяза властивостями інших ковалентних зв'язків, утворених по обмінному механізму. Освіта ковалентного зв'язку по донорно-акцепторному механізму притаманно атомів або з великою кількістю електронів на зовнішньому енергетичному рівні (донори електронів), або навпаки, з дуже малим числом електронів (акцептори електронів). Докладніше валентні можливості атомів розглянуті у відповідній.

Ковалентний зв'язок за донорно-акцепторним механізмом утворюється:

– у молекулі чадного газу CO(зв'язок у молекулі – потрійний, 2 зв'язки утворені за обмінним механізмом, один – за донорно-акцепторним): C≡O;

– у іоні амонію NH 4 + , в іонах органічних амінівнаприклад, в іоні метиламонію CH 3 -NH 2 + ;

– у комплексних з'єднаннях, хімічний зв'язок між центральним атомом і групами лігандів, наприклад, тетрагидроксоалюминате натрію Na зв'язок між алюмінієм і гідроксид-іонами;

– у азотної кислоти та її солях- нітратах: HNO 3 , NaNO 3 в деяких інших сполуках азоту;

– у молекулі озону O 3 .

Основні характеристики ковалентного зв'язку

Ковалентний зв'язок, як правило, утворюється між атомами неметалів. Основними характеристиками ковалентного зв'язку є довжина, енергія, кратність та спрямованість.

Кратність хімічного зв'язку

Кратність хімічного зв'язку - це число спільних електронних пар між двома атомами у поєднанні. Кратність зв'язку досить легко можна визначити із значення атомів, що утворюють молекулу.

Наприклад , У молекулі водню H 2 кратність зв'язку дорівнює 1, т.к. у кожного водню лише один неспарений електрон на зовнішньому енергетичному рівні, отже, утворюється одна загальна електронна пара.

У молекулі кисню O 2 кратність зв'язку дорівнює 2 т.к. у кожного атома на зовнішньому енергетичному рівні є по 2 неспарені електрони: O=O.

У молекулі азоту N 2 кратність зв'язку дорівнює 3 т.к. між кожного атома по 3 неспарених електрона на зовнішньому енергетичному рівні, і атоми утворюють 3 загальні електронні пари N≡N.

Довжина ковалентного зв'язку

Довжина хімічного зв'язку - Це відстань між центрами ядер атомів, що утворюють зв'язок. Її визначають експериментальними фізичними методами. Оцінити величину довжини зв'язку можна приблизно, за правилом адитивності, згідно з яким довжина зв'язку в молекулі АВ приблизно дорівнює напівсумі довжин зв'язків у молекулах А 2 і 2:

Довжину хімічного зв'язку можна приблизно оцінити за радіусами атомів, що утворюють зв'язок, або за кратністю зв'язкуякщо радіуси атомів не сильно відрізняються.

У разі збільшення радіусів атомів, що утворюють зв'язок, довжина зв'язку збільшиться.

Наприклад

При збільшенні кратності зв'язку між атомами (атомні радіуси яких не відрізняються, або незначно відрізняються) довжина зв'язку зменшиться.

Наприклад . У ряду: C–C, C=C, C≡C довжина зв'язку зменшується.

Енергія зв'язку

Мірою міцності хімічного зв'язку є енергія зв'язку. Енергія зв'язку визначається енергією, необхідної для розриву зв'язку та видалення атомів, що утворюють цей зв'язок, на нескінченно велику відстань один від одного.

Ковалентний зв'язок є дуже міцний.Її енергія становить від кількох десятків до кількох сотень кДж/моль. Чим більша енергія зв'язку, тим більша міцність зв'язку, і навпаки.

Міцність хімічного зв'язку залежить від довжини зв'язку, полярності зв'язку та кратності зв'язку. Чим довший хімічний зв'язок, тим легше його розірвати, і тим менша енергія зв'язку, тим нижча її міцність. Чим коротший хімічний зв'язок, тим він міцніший, і тим більша енергія зв'язку.

Наприклад, у ряді сполук HF, HCl, HBr зліва направо міцність хімічного зв'язку зменшується, т.к. збільшується довжина зв'язку.

Іонний хімічний зв'язок

Іонний зв'язок - це хімічний зв'язок, заснований на електростатичному тяжінні іонів.

Іониутворюються у процесі прийняття чи віддачі електронів атомами. Наприклад, атоми всіх металів слабо утримують електрони зовнішнього енергетичного рівня. Тому для атомів металів характерні відновлювальні властивості- Здатність віддавати електрони.

приклад. Атом натрію містить на 3 енергетичному рівні 1 електрон. Легко віддаючи його, атом натрію утворює набагато стійкіший іон Na + з електронною конфігурацією благородного газу неону Ne. В іоні натрію міститься 11 протонів і лише 10 електронів, тому сумарний заряд іона -10+11 = +1:

+11Na) 2) 8) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

приклад. Атом хлору на зовнішньому енергетичному рівні містить 7 електронів. Щоб придбати конфігурацію стабільного інертного атома аргону Ar, хлору необхідно приєднати 1 електрон. Після приєднання електрона утворюється іон стабільний хлору, що складається з електронів. Сумарний заряд іона дорівнює -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Зверніть увагу:

  • Властивості іонів відрізняються від властивостей атомів!
  • Стійкі іони можуть утворювати не лише атоми, але і групи атомів. Наприклад: іон амонію NH 4 + , сульфат-іон SO 4 2- та ін. Хімічні зв'язки, утворені такими іонами, також вважаються іонними;
  • Іонний зв'язок, як правило, утворюють між собою металиі неметали(групи неметалів);

Іони, що утворилися, притягуються за рахунок електричного тяжіння: Na + Cl - , Na 2 + SO 4 2- .

Наочно узагальним відмінність між ковалентними та іонними типами зв'язку:

Металевий хімічний зв'язок

Металевий зв'язок — це зв'язок, який утворюють щодо вільні електрониміж іонами металів, що утворюють кристалічну решітку

У атомів металів на зовнішньому енергетичному рівні зазвичай розташовані від одного до трьох електронів. Радіуси в атомів металів, зазвичай, великі — отже, атоми металів, на відміну неметалів, досить легко віддають зовнішні електрони, тобто. є сильними відновниками

Міжмолекулярні взаємодії

Окремо варто розглянути взаємодії, що виникають між окремими молекулами в речовині. міжмолекулярні взаємодії . Міжмолекулярні взаємодії - це такий вид взаємодії між нейтральними атомами, при якому не з'являються нові ковалентні зв'язки. Сили взаємодії між молекулами виявлені Ван-дер Ваальсом у 1869 році, і названі на честь нього Ван-дар-Ваальсовими силами. Сили Ван-дер-Ваальса поділяються на орієнтаційні, індукційні і дисперсійні . Енергія міжмолекулярних взаємодій набагато менша за енергію хімічного зв'язку.

Орієнтаційні сили тяжіння виникають між полярними молекулами (диполь-диполь взаємодія). Ці сили з'являються між полярними молекулами. Індукційні взаємодії - Це взаємодія між полярною молекулою та неполярною. Неполярна молекула поляризується через полярну дію, що і породжує додаткове електростатичне тяжіння.

Особливий вид міжмолекулярної взаємодії – водневі зв'язки. - це міжмолекулярні (або внутрішньомолекулярні) хімічні зв'язки, що виникають між молекулами, в яких є сильно полярні ковалентні зв'язки. H-F, H-O або H-N. Якщо в молекулі є такі зв'язки, між молекулами виникатимуть додаткові сили тяжіння .

Механізм освіти водневого зв'язку частково електростатичний, а частково донорно-акцепторний. При цьому донором електронної пари виступають атом сильно електронегативного елемента (F, O, N), а акцептором атоми водню, з'єднані з цими атомами. Для водневого зв'язку характерні спрямованість у просторі та насичуваність.

Водневий зв'язок можна позначати точками: Н ··· O. Чим більша електронегативність атома, сполученого з воднем, і чим менші його розміри, тим міцніший водневий зв'язок . Вона характерна насамперед для з'єднань фтору з воднем , а також до олію з воднем , в меншій мірі азоту з воднем .

Водневі зв'язки виникають між такими речовинами:

— фторівник HF(газ, розчин фтороводню у воді - плавикова кислота), вода H 2 O (пар, лід, рідка вода):

— розчин аміаку та органічних амінів- між молекулами аміаку та води;

— органічні сполуки, у яких зв'язку O-H або N-H: спирти, карбонові кислоти, аміни, амінокислоти, феноли, анілін та його похідні, білки, розчини вуглеводів - моносахаридів та дисахаридів.

Водневий зв'язок впливає на фізичні та хімічні властивості речовин. Так, додаткове тяжіння між молекулами ускладнює кипіння речовин. У речовин із водневими зв'язками спостерігається аномальне підвищення теператури кипіння.

Наприклад Як правило, при підвищенні молекулярної маси спостерігається підвищення температури кипіння речовин. Однак у ряді речовин H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teми не спостерігаємо лінійної зміни температур кипіння.

А саме, у води температура кипіння аномально висока - Не менше -61 про С, як показує нам пряма лінія, а набагато більше +100 про С. Ця аномалія пояснюється наявністю водневих зв'язків між молекулами води. Отже, за звичайних умов (0-20 о С) вода є рідиноюза фазовим станом.

У якій один із атомів віддавав електрон і ставав катіоном, а інший атом приймав електрон і ставав аніоном.

Характерні властивості ковалентного зв'язку - спрямованість, насичуваність, полярність, поляризацію - визначають хімічні та фізичні властивості сполук.

Спрямованість зв'язку зумовлена ​​молекулярною будовою речовини та геометричної форми їх молекули. Кути між двома зв'язками називають валентними.

Насичуваність - здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних зв'язків. Кількість зв'язків, утворених атомом, обмежена його зовнішніх атомних орбіталей.

Полярність зв'язку зумовлена ​​нерівномірним розподілом електронної густини внаслідок відмінностей в електронегативності атомів. За цією ознакою ковалентні зв'язки поділяються на неполярні та полярні (неполярні - двоатомна молекула складається з однакових атомів (H 2 , Cl 2 , N 2) та електронні хмари кожного атома розподіляються симетрично щодо цих атомів; полярні - двоатомна молекула складається з атомів різних хімічних елементів , і загальна електронна хмара зміщується у бік одного з атомів, утворюючи тим самим асиметрію розподілу електричного заряду в молекулі, породжуючи дипольний момент молекули).

Поляризованість зв'язку виявляється у зміщенні електронів зв'язку під впливом зовнішнього електричного поля, в тому числі й іншої частинки, що реагує. Поляризуемість визначається рухливістю електронів. Полярність і поляризованість ковалентних зв'язків визначає реакційну здатність молекул по відношенню до полярних реагентів.

Однак, двічі лауреат Нобелівської премії Л. Полінг вказував, що «у деяких молекулах є ковалентні зв'язки, зумовлені одним або трьома електронами замість загальної пари» . Одноелектронний хімічний зв'язок реалізується в молекулярному іоні водню H 2 + .

Молекулярний іон водню H 2 + містить два протони та один електрон. Єдиний електрон молекулярної системи компенсує електростатичне відштовхування двох протонів і утримує їх на відстані 1,06 Å (довжина хімічного зв'язку H 2 +). Центр електронної щільності електронної хмари молекулярної системи рівновіддалений від обох протонів на борівський радіус α 0 =0,53 А і є центром симетрії молекулярного іона водню H 2 + .

Енциклопедичний YouTube

  • 1 / 5

    Ковалентний зв'язок утворюється парою електронів, поділеної між двома атомами, причому ці електрони повинні займати дві стійкі орбіталі, по одній від кожного атома.

    A · + · В → А: В

    В результаті усуспільнення електрони утворюють заповнений енергетичний рівень. Зв'язок утворюється, якщо їх сумарна енергія на цьому рівні буде меншою, ніж у початковому стані (а різниця в енергії буде ні чим іншим, як енергією зв'язку).

    Відповідно до теорії молекулярних орбіталей, перекриття двох атомних орбіталей призводить в найпростішому випадку до утворення двох молекулярних орбіталей (МО): сполучною МОі антизв'язуючою (розпушуючою) МО. Узагальнені електрони розташовуються на нижчій за енергією зв'язуючої МО.

    Утворення зв'язку при рекомбінації атомів

    Проте механізм міжатомної взаємодії тривалий час залишався невідомим. Лише 1930 р. Ф. Лондон увів поняття дисперсійне тяжіння - взаємодія між миттєвим і наведеним (індукованими) диполями. В даний час сили тяжіння, зумовлені взаємодією між флуктуюючими електричними диполями атомів і молекул звуться «Лондонівські сили».

    Енергія такої взаємодії прямо пропорційна квадрату електронної  поляризованості α і обернено пропорційна відстані між двома атомами або молекулами в шостому ступені.

    Утворення зв'язку з донорно-акцепторним механізмом

    Крім викладеного у попередньому розділі гомогенного механізму утворення ковалентного зв'язку, існує гетерогенний механізм - взаємодія різноіменно заряджених іонів - протона H + і негативного іона водню H - , що називається гідрид-іоном:

    H + + H - → H 2

    При зближенні іонів двоелектронна хмара (електронна пара) гідрид-іона притягується до протону і в кінцевому рахунку стає загальним для обох ядер водню, тобто перетворюється на електронну пару. Частка, що постачає електронну пару, називається донором, а частка, яка приймає цю електронну пару, називається акцептором. Такий механізм утворення ковалентного зв'язку називається донорно-акцепторним.

    H + + H 2 O → H 3 O +

    Протон атакує неподілену електронну пару молекули води та утворює стійкий катіон, що існує у водних розчинах кислот.

    Аналогічно відбувається приєднання протона до молекули аміаку з утворенням комплексного катіону амонію.

    NH 3 + H + → NH 4 +

    Таким шляхом (за донорно-акцепторним механізмом утворення ковалентного зв'язку) отримують великий клас онієвих сполук, до складу якого входять амонієві, оксонієві, фосфонієві, сульфонієві та інші сполуки.

    Як донора електронної пари може виступати молекула водню, яка при контакті з протоном призводить до утворення молекулярного іону водню H 3 + :

    H 2 + H + → H 3 +

    Зв'язувальна електронна пара молекулярного іона водню H 3 + одночасно належить трьом протонам.

    Види ковалентного зв'язку

    Існують три види ковалентного хімічного зв'язку, що відрізняються механізмом освіти:

    1. Простий ковалентний зв'язок. Для її утворення кожен із атомів надає по одному неспареному електрону. При утворенні простого ковалентного зв'язку формальні заряди атомів залишаються незмінними.

    • Якщо атоми, що утворюють простий ковалентний зв'язок, однакові, то справжні заряди атомів у молекулі також однакові, оскільки атоми, що утворюють зв'язок, однаково мають узагальнену електронну пару. Такий зв'язок називається неполярним ковалентним зв'язком. Такий зв'язок мають прості речовини, наприклад: 2, 2, 2. Але не тільки неметали одного типу можуть утворювати ковалентний неполярний зв'язок. Ковалентний неполярний зв'язок можуть утворювати також елементи-неметали, електронегативність яких має рівне значення, наприклад, в молекулі PH 3 зв'язок є ковалентною неполярною, так як ЕО водню дорівнює ЕО фосфору.
    • Якщо атоми різні, то ступінь володіння узагальненою парою електронів визначається різницею в електронегативності атомів. Атом з більшою електронегативністю сильніше притягує до себе пару електронів зв'язку, та його справжній заряд стає негативним. Атом з меншою електронегативністю набуває, відповідно, такий самий за величиною позитивний заряд. Якщо з'єднання утворюється між двома різними неметалами, то така сполука називається ковалентним полярним зв'язком.

    У молекулі етилену С 2 Н 4 є подвійний зв'язок СН 2 =СН 2 його електронна формула: Н:С::С:Н. Ядра всіх атомів етилену розташовані в одній площині. Три електронні хмари кожного атома вуглецю утворюють три ковалентні зв'язки з іншими атомами в одній площині (з кутами між ними приблизно 120 °). Хмара четвертого валентного електрона атома вуглецю знаходиться над і під площиною молекули. Такі електронні хмари обох атомів вуглецю, частково перекриваючись вище і нижче за площину молекули, утворюють другий зв'язок між атомами вуглецю. Першу, міцнішу ковалентну зв'язок між атомами вуглецю називають σ-зв'язком; другий, менш міцний ковалентний зв'язок називають π (\displaystyle \pi )-зв'язком.

    У лінійній молекулі ацетилену

    Н-С≡С-Н (Н: С::: С: Н)

    є σ-зв'язки між атомами вуглецю та водню, одна σ-зв'язок між двома атомами вуглецю та дві π (\displaystyle \pi )-зв'язки між тими самими атомами вуглецю. Дві π (\displaystyle \pi )-зв'язки розташовані над сферою дії σ-зв'язку у двох взаємно перпендикулярних площинах

    Всі шість атомів вуглецю циклічної молекули бензолу 6 H 6 лежать в одній площині. Між атомами вуглецю в площині кільця діють зв'язку; такі ж зв'язки є у кожного атома вуглецю з атомами водню. На здійснення цих зв'язків атоми вуглецю витрачають по три електрони. Хмари четвертих валентних електронів атомів вуглецю, що мають форму вісімок, розташовані перпендикулярно площині молекули бензолу. Кожна така хмара перекривається однаково з електронними хмарами сусідніх атомів вуглецю. У молекулі бензолу утворюються не три окремі π (\displaystyle \pi )-зв'язку, а єдина π (\displaystyle \pi) діелектрики або напівпровідники. Типовими прикладами атомних кристалів (атоми у яких з'єднані між собою ковалентними (атомними) зв'язками) можуть бути

    Кратні (подвійні та потрійні) зв'язки

    У багатьох молекулах атоми з'єднані подвійними та потрійними зв'язками:

    Можливість утворення кратних зв'язків обумовлена ​​геометричними характеристиками атомних орбіталей. Атом водню утворює свій єдиний хімічний зв'язок за участю валентної 5-орбіталі, що має сферичну форму. В інших атомів, включаючи навіть атоми елементів 5-блоку, з'являються валентні р-орбіталі, що мають просторову спрямованість вздовж осей координат.

    У молекулі водню хімічний зв'язок здійснюється електронною парою, хмара якої сконцентрована між атомними ядрами. Зв'язки такого типу називають ст-зв'язками (а – читається «сигма»). Вони утворюються при взаємному перекриванні як 5-, так ір-орбіталей (рис. 6.3).


    Мал. 63

    Ще для однієї пари електронів місця між атомами не залишається. Як тоді утворюються подвійні та навіть потрійні зв'язки? Можливе перекриття електронних хмар, орієнтованих перпендикулярно до осі, що проходить через центри атомів (рис. 6.4). Якщо вісь молекули поєднати з координатою х уто перпендикулярно до неї орієнтовані орбіталі p lfі р 2 .Попарне перекривання р уі р 2орбіталі двох атомів дає хімічні зв'язки, електронна щільність яких сконцентрована симетрично з двох сторін від осі молекули. Вони називаються л-зв'язками.

    Якщо в атомів на р ута (або) р 2орбіталях є неспареніе електрони, то утворюються одна або дві л-зв'язку. Цим і пояснюється можливість існування подвійних (а+я) та потрійних (а+я+я) зв'язків. Найпростішою молекулою з подвійним зв'язком між атомами є молекула вуглеводню етилену 2 Н 4 . На рис. 6.5 представлена ​​хмара я-зв'язку в цій молекулі, а ст-зв'язку позначені схематично штрихами. Молекула етилену складається із шести атомів. Ймовірно, читачам спадає на думку, що подвійний зв'язок між атомами зображують у простішій двоатомній молекулі кисню (0=0). Насправді електронну будову молекули кисню складніше, і її будову вдалося пояснити тільки на основі методу молекулярних орбіталей (див. нижче). Прикладом найпростішої молекули з потрійним зв'язком є ​​азот. На рис. 6.6 представлені зв'язки в цій молекулі, точками показані неподілені електронні пари азоту.


    Мал. 6.4.


    Мал. 6.5.

    Мал. 6.6.

    При утворенні я-зв'язків міцність молекул зростає. Для порівняння візьмемо деякі приклади.

    Розглядаючи наведені приклади, можна зробити такі висновки:

    • - міцність (енергія) зв'язку зростає зі збільшенням кратності зв'язку;
    • - на прикладі водню, фтору та етану можна також переконатися, що міцність ковалентного зв'язку визначається не тільки кратністю, а й природою атомів, між якими виник цей зв'язок.

    В органічній хімії добре відомо, що молекули з кратними зв'язками реакційніші, ніж так звані насичені молекули. Причина цього стає зрозумілою під час розгляду форми електронних хмар. Електронні хмари a-зв'язків сконцентровані між ядрами атомів і екрановані (захищені) ними від впливу інших молекул. У разі зв'язку електронні хмари не екрановані ядрами атомів і легше зміщуються при зближенні реагуючих молекул. Цим полегшуються наступні перебудова та перетворення молекул. Винятком серед усіх молекул є молекула азоту, яка характеризується одночасно дуже великою міцністю та вкрай низькою реакційною здатністю. Тому азот і виявляться головною складовою атмосфери.

    Ковалентний хімічний зв'язоквиникає у молекулах між атомами з допомогою утворення загальних електронних пар. Під типом ковалентного зв'язку можна розуміти як механізм її утворення, і полярність зв'язку. Взагалі ковалентні зв'язки можна класифікувати так:

    • За механізмом освіти ковалентний зв'язок може утворюватися за обмінним чи донорно-акцепторним механізмом.
    • За полярністю ковалентний зв'язок може бути неполярним або полярним.
    • По кратності ковалентний зв'язок може бути одинарним, подвійним або потрійним.

    Це означає, що ковалентний зв'язок у молекулі має три характеристики. Наприклад, у молекулі хлороводню (HCl) ковалентний зв'язок утворюється за обмінним механізмом, він полярний і одинарний. У катіоні амонію (NH 4 +) ковалентний зв'язок між аміаком (NH 3) і катіоном водню (H +) утворюється за донорно-акцепторним механізмом, крім того цей полярний зв'язок є одинарним. У молекулі азоту (N 2) ковалентний зв'язок утворений за обмінним механізмом, він неполярний, є потрійним.

    При обмінному механізміУтворення ковалентного зв'язку у кожного атома є вільний електрон (або кілька електронів). Вільні електрони різних атомів утворюють пари у вигляді загальної електронної хмари.

    При донорно-акцепторний механізмУтворення ковалентного зв'язку в одного атома є вільна електронна пара, а в іншого є порожня орбіталь. Перший (донор) віддає пару до загального користування з другим (акцептор). Так у катіоні амонію азот має неподілену пару, а іон водню має вільну орбіталь.

    Неполярний ковалентний зв'язокутворюється між атомами одного хімічного елемента. Так, у молекулах водню (H 2), кисню (O 2) та інших. зв'язок неполярна. Це означає, що загальна електронна пара однаково належить обом атомам, тому що у них однакова електронегативність.

    Полярний ковалентний зв'язокутворюється між атомами різних хімічних елементів. Більше електронегативний атом зміщує до себе електронну пару. Чим більша відмінність електронегативності атомів, тим сильніше будуть зміщені електрони, і зв'язок буде більш полярним. Так у CH 4 зміщення загальних електронних пар від атомів водню до атома вуглецю не настільки велике, т. к. вуглець не набагато електронегативні водню. Однак у фтороводороді HF зв'язок сильно полярна, оскільки різниця в електронегативності між воднем і фтором значна.

    Одинарний ковалентний зв'язокутворюється, якщо атоми ділять одну електронну пару, подвійна- якщо дві, потрійна- Якщо три. Прикладом одинарного ковалентного зв'язку можуть бути молекули водню (H2), хлороводню (HCl). Приклад подвійного ковалентного зв'язку - молекула кисню (O 2), де кожен атом кисню має два неспарені електрони. Приклад потрійного ковалентного зв'язку - молекула азоту (N2).