Ковалентная полярная связь примеры: Ковалентные неполярные и полярные связи — что это?

Содержание

В каком соединении ковалентная. Ковалентная полярная связь: формула, свойства, особенности

Ковалентная химическая связь возникает между атомами с близкими или равными значениями электроотрицательностей. Предположим, что хлор и водород стремятся отнять электроны и принять структуру ближайшего благородного газа, значит ни один из них не отдаст электрон другому. Каким же способом они все таки соединяются? Все просто – они поделятся друг с другом, образуется общая электронная пара.

Теперь рассмотрим отличительные черты ковалентной связи.

В отличие от ионных соединений, молекулы ковалентных соединений удерживаются вместе за счет «межмолекулярных сил», которые намного слабее химических связей. В связи с этим, ковалентной связи характерна насыщаемость – образование ограниченного числа связей.

Известно, что атомные орбитали ориентированы в пространстве определенным образом, поэтому при образовании связи, перекрывание электронных облаков происходит в определенном направлении.

Т.е. реализуется такое свойство ковалентной связи как направленность.

Если ковалентная связь в молекуле образована одинаковыми атомами или атомами с равной электроотрицательностью, то такая связь не имеет полярности, т.е электронная плотность распределяется симметрично. Называется она неполярной ковалентной связью ( H 2 , Cl 2 , O 2 ). Связи могут быть как одинарными, так и двойными, тройными.

Если электроотрицательности атомов различаются, то при их соединении электронная плотность распределяется между атомами неравномерно и образуется ковалентная полярная связь (HCl, H 2 O, CO), кратность которой также может быть различной. При образовании данного типа связи, более электроотрицательный атом приобретает частичный отрицательный заряд, а атом с меньшей электроотрицательностью – частичный положительный заряд (δ- и δ+). Образуется электрический диполь, в котором заряды, противоположные по знаку, расположены на неком расстоянии друг от друга. В качестве меры полярности связи используют дипольный момент:

Полярность соединения тем более выражена, чем больше дипольный момент. Молекулы будут иметь неполярный характер, если дипольный момент равен нулю.

В связи с вышеперечисленными особенностями, можно заключить, что ковалентные соединения летучи, имеют низкие температуры плавления и кипения. Электрический ток не может проходить через эти соединения, следовательно, они плохие проводники и хорошие изоляторы. При подводе тепла, многие соединения с ковалентной связью, загораются. В большей части это углеводороды, а также оксиды, сульфиды, галогениды неметаллов и переходных металлов.

Категории ,

Ковалентная, ионная и металлическая – три основных типа химических связей.

Познакомимся подробнее с ковалентной химической связью

. Рассмотрим механизм ее возникновения. В качестве примера возьмем образование молекулы водорода:

Сферически симметричное облако, образованное 1s-электроном, окружает ядро свободного атома водорода. Когда атомы сближаются до определенного расстояния, происходит частичное перекрывание их орбиталей (см. рис.), в результате чего появляется молекулярное двухэлектронное облако между центрами обоих ядер, которое обладает максимальной электронной плотностью в пространстве между ядрами. При увеличении же плотности отрицательного заряда происходит сильное возрастание сил притяжения между молекулярным облаком и ядрами.

Итак, мы видим, что ковалентная связь образуется путем перекрывания электронных облаков атомов, которое сопровождается выделением энергии. Если расстояние между ядрами у сблизившихся до касания атомов составляет 0,106 нм, тогда после перекрывания электронных облаков оно составит 0,074 нм. Чем больше перекрывание электронных орбиталей, тем прочнее химическая связь.

Ковалентной называется химическая связь, осуществляемая электронными парами . Соединения с ковалентной связью называют гомеополярными или атомными .

Существуют две разновидности ковалентной связи : полярная и неполярная .

При неполярной ковалентной связи образованное общей парой электронов электронное облако распределяется симметрично относительно ядер обоих атомов. В качестве примера могут выступать двухатомне молекулы, которые состоят из одного элемента: Cl 2 , N 2 , H 2 , F 2 , O 2 и другие, электронная пара в которых в принадлежит обоим атомам в одинаковой мере.

При полярной ковалентной связи электронное облако смещено к атому с большей относительной электроотрицательностью. Например молекулы летучих неорганических соединений таких как H 2 S, HCl, H 2 O и другие.

Образование молекулы HCl можно представить в следущем виде:

Т.к. относительная электроотрицательность атома хлора (2,83) больше, чем атома водорода (2,1), электронная пара смещается к атому хлора.

Помимо обменного механизма образования ковалентной связи – за счет перекрывания, также существует донорно-акцепторный механизм ее образования. Это механизм, при котором образование ковалентной связи происходит за счет двухэлектронного облака одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора). Давайте рассмотрим пример механизма образования аммония NH 4 + .В молекуле аммиака у атома азота есть двухэлектронное облако:

Ион водорода имеет свободную 1s-орбиталь, обозначим это как .

В процессе образования иона аммония двухэлектронное облако азота становится общим для атомов азота и водорода, это значит оно преобразуется в молекулярное электронное облако.

Следовательно, появляется четвертая ковалентная связь. Можно представить процесс образования аммония такой схемой:

Заряд иона водорода рассредоточен между всеми атомами, а двухэлектронное облако, которое принадлежит азоту, становится общим с водородом.

Остались вопросы? Не знаете, как сделать домашнее задание?
Чтобы получить помощь репетитора – .
Первый урок – бесплатно!

blog.сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

И двухэлектронную трёхцентровую связь .

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 (Å):

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

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

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 2 , Cl 2 , N 2) 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 2 + .

Молекулярный ион водорода H 2 + 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 2 +). Центр электронной плотности электронного облака молекулярной системы равноудалён от обоих протонов на боровский радиус α 0 =0,53 А и является центром симметрии молекулярного иона водорода H 2 + .

История термина

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 .

Образование связи

Ковалентная связь образуется парой электронов, поделённой между двумя атомами, причём эти электроны должны занимать две устойчивые орбитали, по одной от каждого атома .

A· + ·В → А: В

В результате обобществления электроны образуют заполненный энергетический уровень. Связь образуется, если их суммарная энергия на этом уровне будет меньше, чем в первоначальном состоянии (а разница в энергии будет ни чем иным, как энергией связи).

Согласно теории молекулярных орбиталей, перекрывание двух атомных орбиталей приводит в простейшем случае к образованию двух молекулярных орбиталей (МО): связывающей МО и антисвязывающей (разрыхляющей) МО . Обобществлённые электроны располагаются на более низкой по энергии связывающей МО.

Образование связи при рекомбинации атомов

Однако, механизм межатомного взаимодействия долгое время оставался неизвестным. Лишь в 1930 г. Ф. Лондон ввёл понятие дисперсионное притяжение — взаимодействие между мгновенным и наведённым (индуцированными) диполями. В настоящее время силы притяжения, обусловленные взаимодействием между флуктуирующими электрическими диполями атомов и молекул носят название «Лондоновские силы ».

Энергия такого взаимодействия прямо пропорциональна квадрату электронной поляризуемости α и обратно пропорциональна расстоянию между двумя атомами или молекулами в шестой степени .

Образование связи по донорно-акцепторному механизму

Кроме изложенного в предыдущем разделе гомогенного механизма образования ковалентной связи, существует гетерогенный механизм — взаимодействие разноименно заряженных ионов — протона H + и отрицательного иона водорода H — , называемого гидрид-ионом :

H + + H — → H 2

При сближении ионов двухэлектронное облако (электронная пара) гидрид-иона притягивается к протону и в конечном счёте становится общим для обоих ядер водорода, то есть превращается в связывающую электронную пару. Частица, поставляющая электронную пару, называется донором, а частица, принимающая эту электронную пару, называется акцептором. Такой механизм образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным .

H + + H 2 O → H 3 O +

Протон атакует неподелённую электронную пару молекулы воды и образует устойчивый катион, существующий в водных растворах кислот .

Аналогично происходит присоединение протона к молекуле аммиака с образованием комплексного катиона аммония :

NH 3 + H + → NH 4 +

Таким путём (по донорно-акцепторному механизму образования ковалентной связи) получают большой класс ониевых соединений , в состав которого входят аммониевые , оксониевые, фосфониевые, сульфониевые и другие соединения .

В качестве донора электронной пары может выступать молекула водорода, которая при контакте с протоном приводит к образованию молекулярного иона водорода H 3 + :

H 2 + H + → H 3 +

Связывающая электронная пара молекулярного иона водорода H 3 + принадлежит одновременно трём протонам.

Виды ковалентной связи

Существуют три вида ковалентной химической связи, отличающихся механизмом образования:

1. Простая ковалентная связь . Для её образования каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов остаются неизменными.

  • Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью . Такую связь имеют простые вещества , например: 2 , 2 , 2 . Но не только неметаллы одного типа могут образовывать ковалентную неполярную связь. Ковалентную неполярную связь могут образовывать также элементы-неметаллы, электроотрицательность которых имеет равное значение, например, в молекуле PH 3 связь является ковалентной неполярной, так как ЭО водорода равна ЭО фосфора.
  • Если атомы различны, то степень владения обобществлённой парой электронов определяется различием в электроотрицательностях атомов. Атом с большей электроотрицательностью сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с меньшей электроотрицательностью приобретает, соответственно, такой же по величине положительный заряд. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами , то такое соединение называется ковалентной полярной связью .

В молекуле этилена С 2 Н 4 имеется двойная связь СН 2 =СН 2 , его электронная формула: Н:С::С:Н. Ядра всех атомов этилена расположены в одной плоскости. Три электронных облака каждого атома углерода образуют три ковалентные связи с другими атомами в одной плоскости (с углами между ними примерно 120°). Облако четвёртого валентного электрона атома углерода располагается над и под плоскостью молекулы. Такие электронные облака обоих атомов углерода, частично перекрываясь выше и ниже плоскости молекулы, образуют вторую связь между атомами углерода. Первую, более прочную ковалентную связь между атомами углерода называют σ-связью; вторую, менее прочную ковалентную связь называют π {\displaystyle \pi } -связью.

Ковалентной связью называется связывание атомов с помощью общих (поделенных между ними) электронных пар.В слове «ковалентная» приставка «ко-» означает «совместное участие». А «валента» в переводе на русский – сила, способность. В данном случае имеется в виду способность атомов связываться с другими атомами.

При образовании ковалентной связи атомы объединяют свои электроны как бы в общую «копилку» – молекулярную орбиталь, которая формируется из атомных оболочек отдельных атомов. Эта новая оболочка содержит по возможности завершенное число электронов и заменяет атомам их собственные незавершенные атомные оболочки.

Представления о механизме образования молекулы водорода были распространены на более сложные молекулы. Разработанная на этой основе теория химической связи получила название метода валентных связей (метод ВС). В основе метода ВС лежат следующие положения:

1) Ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.

2) Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака.

Комбинации двухэлектронных двухцентровых связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем. Примеры построения валентных схем:

В валентных схемах наиболее наглядно воплощены представления Льюиса об образовании химической связи путем обобществления электронов с формированием электронной оболочки благородного газа: для водорода – из двух электронов (оболочка He ), для азота – из восьми электронов (оболочка Ne ).

29.Неполярная и полярная ковалентная связь.

Если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента, то электронное облако распределяется в пространстве симметрично относительно ядер атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной. Если ковалентная связь образуется между атомами различных элементов, то общее электронное облако смещено в сторону одного из атомов. В этом случае ковалентная связь является полярной.

В результате образования полярной ковалентной связи более электроотрицательный атом приобретает частичный отрицательный заряд, а атом с меньшей электроотрицательностью – частичный положительный заряд. Эти заряды принято называть эффективными зарядами атомов в молекуле. Они могут иметь дробную величину.

30.Способы выражения ковалентной связи.

Существуют два главных способа образования ковалентной связи * .

1) Электронная пара, образующая связь, может образоваться за счет неспаренных электронов , имеющихся в невозбужденныхатомах . Увеличение числа создаваемых ковалентных связей сопровождается выделением большего количества энергии, чем затрачивается на возбуждение атома. Поскольку валентность атома зависит от числа неспаренных электронов, возбуждение приводит к повышению валентности. У атомов азота, кислорода, фтора количество неспаренных электронов не увеличивается, т. к. в пределах второго уровня нет свободных орбиталей *, а перемещение электронов на третий квантовый уровень требует значительно большей энергии, чем та, которая выделилась бы при образовании дополнительных связей. Таким образом, при возбуждении атома переходы электронов на свободные орбитали возможны только в пределах одного энергетического уровня .

2) Ковалентные связи могут образовываться за счет спаренных электронов, имеющихся на внешнем электронном слое атома. В этом случае второй атом должен иметь на внешнем слое свободную орбиталь. Атом, предоставляющий свою электронную пару для образования ковалентной связи *, называется донором, а атом, предоставляющий пустую орбиталь, – акцептором. Ковалентная связь, образованная таким способом, называется донорно-акцепторной связью. В катионе аммония эта связь по своим свойствам абсолютно идентична трем другим ковалентным связям, образованным первым способом, поэтому термин “донорно-акцепторная” обозначает не какой-то особый вид связи, а лишь способ ее образования.

Ни для кого не секрет, что химия — наука довольно сложная и к тому же разнообразная. Множество различных реакций, реагентов, химикатов и прочих сложных и непонятных терминов — все они взаимодействуют друг с другом. Но главное, что с химией мы имеем дело каждый день, неважно, слушаем ли мы учителя на уроке и усваиваем новый материал или же завариваем чай, который в целом тоже представляет собой химический процесс.

Можно сделать вывод, что химию знать просто необходимо , разбираться в ней и знать, как устроен наш мир или какие-то отдельные его части — интересно, и, более того, полезно.

Сейчас нам предстоит разобраться с таким термином, как ковалентная связь, которая, кстати говоря, может быть как полярной, так и неполярной. Кстати говоря, само слово «ковалентная», образуется от латинского «co» — совместно и «vales» — имеющий силу.

Появления термина

Начнём с того, что сам термин «ковалентная» впервые ввёл в 1919 году Ирвинг Ленгмюр — лауреат Нобелевской премии. Понятие «ковалентной» предполагает химическую связь, при которой оба атома обладают электронами, что называется совместным обладанием. Таким образом, она, к примеру, отличается от металлической, в которой электроны свободны, или же от ионной, где и вовсе один отдаёт электроны другому. Нужно заметить, что образуется она между неметаллами.

Исходя из вышесказанного, можно сделать небольшой вывод о том, что из себя представляет этот процесс. Она возникает между атомами за счёт образования общих электронных пар, причём пары эти возникают на внешних и предвнешних подуровнях электронов.

Примеры, вещества с полярной:

Виды ковалентной связи

Также различаются два вида — это полярная, и, соответственно, неполярная связи. Особенности каждой из них мы разберём отдельно.

Ковалентная полярная — образование

Что из себя представляет термин «полярная»?

Обычно происходит так, что два атома имеют разную электроотрицательность, следовательно, общие электроны не принадлежат им в равной степени, а находятся они всегда ближе к одному, чем к другому. К примеру, молекула хлороводорода, в ней электроны ковалентной связи располагаются ближе к атому хлора, так как его электроотрицательность выше чем у водорода. Однако, на самом деле, разница в притяжении электронов невелика настолько, чтобы произошёл полный перенос электрона от водорода к хлору.

В итоге при полярной электронная плотность смещается к более электроотрицательному, на нём же возникает частичный отрицательный заряд. В свою очередь, у того ядра, чья электроотрицательность ниже, возникает, соответственно, частичный положительный заряд.

Делаем вывод: полярная возникает между различными неметаллами, которые отличаются по значению электроотрицательности, а электроны располагаются ближе к ядру с большей электроотрицательностью.

Электроотрицательность – способность одних атомов притягивать к себе электроны других, тем самым образуя химическую реакцию.

Примеры ковалентной полярной , вещества с ковалентной полярной связью:

Формула вещества с ковалентной полярной связью

Ковалентная неполярная, разница между полярной и неполярной

И наконец, неполярная, скоро мы узнаем что же она из себя представляет.

Основное отличие неполярной от полярной — это симметрия. Если в случае с полярной электроны располагались ближе к одному атому, то при неполярной связи, электроны располагаются симметрично, то есть в равной степени по отношению к обоим.

Примечательно, что неполярная возникает между атомами неметалла одного химического элемента.

К примеру, вещества с неполярной ковалентной связью:

Также совокупность электронов зачастую называют просто электронным облаком, исходя из этого делаем вывод, что электронное облако связи, которое образует общая пара электронов, распределяется в пространстве симметрично, или же равномерно по отношению к ядрам обоих.

Примеры ковалентной неполярной связи и схема образования ковалентной неполярной связи

Но Также полезно знать, как же различать ковалентную полярную и неполярную.

Ковалентная неполярная — это всегда атомы одного и того же вещества. h3. CL2.

На этом статья подошла к концу, теперь мы знаем, что из себя представляет этот химический процесс, умеем определять его и его разновидности, знаем формулы образования веществ, и в целом чуточку больше о нашем сложном мире, успехов в химии и образовании новых формул.

Ковалентная полярная связь | Решаем химию: вопросы и ответы

В молекулах атомы удерживаются посредством химической связи. Для образования ковалентной связи каждый атом предоставляет неспаренные электроны, находящиеся на внешнем электроном уровне. При этом электроны разных атомов образуют пару (или несколько), расположенную между атомами. Если в молекулу входят одинаковые атомы (например, О2, N2, I2), то электронная пара будет находиться ровно посередине, поскольку ядра одинаковых атомов притягивают электроны с одинаковой силой. Такая связь называется ковалентной неполярной. Но что будет, если молекулу образуют разные атомы?

Фото: pinterest.ru

Фото: pinterest.ru

Что такое ковалентная полярная связь

Ковалентная полярная связь образуется между двумя атомами неметаллов по тому же принципу, что и ковалентная неполярная. Но с одним принципиальным отличием.

Если в неполярной связи пара электронов находится ровно посередине между атомами, то в полярной связи эта пара смещена к одному из атомов.

Чтобы понять, к какому атому будет смещена пара, нужно вспомнить об электроотрицательности. Напомню, что электроотрицательность — это свойство атома притягивать к себе общие электронные пары, образующиеся химическую связь. Наибольшую электроотрицательность имеют элементы, находящиеся в правом верхнем углу таблицы Менделеева, наименьшую – элементы, находящиеся в левом нижнем углу. Для лучшего понимая ковалентной полярной связи рассмотрим несколько примеров.

Молекула хлороводорода имеет формулу HCl. Обратившись к таблице Менделеева, мы увидим, что у атома водорода имеется 1 электрон, у атома хлора – 7, но 6 из них спаренные, и только 1 – неспаренный; его-то хлор и предоставит для образования связи:

Обратите внимание, что на схеме электронная пара, образованная электроном водорода и электроном хлора, расположилась рядом с атомом хлора! Это очень важный момент. Почему электронная пара не находится посередине? Всё потому, что у на этот раз молекула образована двумя разными атомами! А у них разная электроотрицательность: у водорода крайне невысокая, поэтому он не склонен притягивать электроны, а вот у хлора электроотрицательность очень высокая, и именно поэтому он притянет электронную пару. Таким образом, в молекуле хлороводорода электронная пара смещена к атому хлора. Именно такая связь, где пара электронов смещена к одному атому, и называется ковалентной полярной. Схематично это обозначается так: Н—Cl.

Теперь рассмотрим ещё один пример, но чуть более сложный. Это будет молекула воды Н2О, которая состоит из трёх атомов: двух атомов кислорода и одного атома водорода. Как построена эта молекула и как здесь образуется связь?

Из таблицы Менделеева мы видим, что у кислорода имеется 6 электронов на внешнем уровне, но неспаренных из них 2. Следовательно, атом кислорода должен образовать две связи. Для этого ему необходимы два сторонних электрона, чтобы получилось две электронные пары. У атома водорода только один электрон, а значит, нам нужно два атома водорода, чтобы каждый из них предоставил по одному электрону:

В этом случае электронные пары смещены к кислороду, поскольку он обладает большей электроотрицательностью, чем водород. Это тоже ковалентная полярная связь. Молекулу воды можно представить и так: Н—О—Н.

Ну и наконец, ещё один пример – образование молекулы аммиака Nh4. У атома азота имеется 5 электронов на внешнем уровне, 3 из них неспаренные. Кроме того, азот имеет более высокую электроотрицательность, чем водород, так что пары будут смещены к нему. Молекула образуется таким образом:

И молекула аммиака схематично выглядит так:

Пишите, пожалуйста, в комментариях, что осталось непонятным, и я обязательно дам дополнительные пояснения. Жалуйтесь на сложности в изучении школьного курса и говорите, что вас испугало в учебнике химии. И тогда следующая статья будет рассказывать именно об этой проблеме.

Химическая связь ковалентная полярная — Справочник химика 21

    Исследование природы химической связи и строения молекул развивалось параллельно с изучением строения атома. К началу двадцатых годов были разработаны основы электронной теории химической связи (Льюис, Коссель, Борн). Квантово-механическая теория ковалентной связи развита Гейтлером и Лондоном (1927). Тогда же получили развитие учение о полярной структуре молекул и теория межмолекулярного взаимодействия. [c.19]
    Принципиальной разницы между тремя указанными типами химической связи — ковалентной, полярной и ионной — не существует. В принципе ковалентную и ионную связи можно рассматривать как крайние случаи полярной связи соответственно, когда полярность связи отсутствует и когда она максимальна. [c.84]

    Строение атома и периодический закон 58 13. Характер изменения свойств элементов в периодах и группах периодической системы 61 14. Потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность 63 15. Природа химической связи и валентность элементов 67 16. Постоянная и переменная валентность 72 17. Донорно-акцепторная связь 78 18. Одинарные и кратные связи. Ковалентная, полярная и ионная [c. 381]

    Рассмотренными тремя основными видами химической связи (ковалентная неполярная, ковалентная полярная и ионная) далеко не исчерпываются все возможности взаимодействия элементарных частиц между собой. [c.88]

    Химическая связь в молекулах галогеноводородов—полярная ковалентная общая электронная пара смещена к атому галогена, [c.359]

    Каждый из перечисленных видов химической связи может видоизменяться в зависимости от различных признаков. Если в качестве такого признака выбрать степень перераспределения электронной плотности между атомами при образовании химической связи, то можно выделить связи неполярную, полярную и сильно полярную. Неполярная и полярная короткодействующая химическая связь является тем видом связи, который хорошо известен как ковалентная химическая связь. Сильно полярная химическая связь представлялась независимой от ковалентной связи и исторически получила название ионной. [c.114]

    Химические связи отличаются большой энергией. Основные типы химической связи ионная, полярная, ковалентная и водородная. [c.24]

    Химическая связь — это взаимодействие двух атомов, осуществляемое путем обмена электронами. При образовании химической связи атомы стремятся приобрести устойчивую восьмиэлектронную (октет) или двухэлектронную (дублет) оболочки. Различают следующие виды химической связи ковалентная (полярная и неполярная обменная и донорно-акцептор-ная), ионная, водородная, металлическая. [c.107]

    Необходимо отметить, что наиболее распространенным типом химической связи является полярная связь. Ковалентная связь встречается значительно реже, в основном в молекулах простых веществ (Нг, С , О2 и т. д.). Точно так же и ионная связь встречается только в соединениях активных металлов с типичными неметаллами. [c.84]


    Виды химической связи ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая, водородная. Механизмы образования ковалентной связи обменный и донорно-акцепторный. Энергия связи. Электроотрицательность. Полярность связи, индуктивный эффект. Кратные связи. Модель гибридизации орбиталей. Связь электронной структуры молекул с их геометрическим строением (на примере соединений элементов 2-го периода). Делокализация электронов в сопряженных системах, мезомерный эффект. [c.500]

    Приведите по три формулы веществ, различающихся видом химической связи (ковалентной неполярной, ковалентной полярной, ионной). В состав веществ должны входить элементы VI группы периодической системы. [c.51]

    Строение ядер и электронных оболочек атомов химических элементов, J-, р-, -элементы. Периодический закон и строение периодической системы. Изотопы. Типы химических связей ковалентная (полярная и неполярная), ионная, водородная, металлическая. Строение комплексных соединений. Агрегатные состояния веществ, вещества аморфные и кристаллические. Типы кристаллических решеток.[c.756]

    Одним из важных разделов теоретической химии является учение о химической связи. Ковалентная связь осуществляется общей электронной парой, облако которой по-разному может распределяться в пространстве относительно ядер атомов Если электронное облако располагается симметрично между ядрами обоих атомов, то такая связь является неполярной ковалентной связью. Если электронное облако смещается в сторону более электроотрицательного атома, то происходит поляризация связи. Такая ковалентная связь называется полярной. Другой разновидностью химической связи является ионная связь, которую следует рассматривать как результат полного переноса электрона от одного атома к другому. Здесь допускается, что связь обусловлена силами электростатического притяжения между частицами противоположного заряда, В металлах между атомами осуществляется металлическая связь, характерной особенностью которой является обобществление валентных электронов множеством атомов в кристалле (делокализация).[c.87]

    Из изложенного следует, что определение дипольного момента позволяет сделать заключения о характере химической связи (ионная, полярная или ковалентная) и о геометрической структуре молекулы. Так, для определения строения вещества вычисляют (по правилу сложения векторов) для различных моделей. Правильной [c.139]

    Рассмотренными тремя основными видами химической связи (ковалентная неполярная, ковалентная полярная и ионная) далеко не [c.85]

    К сожалению, далеко не все соединения можно считать сочетанием катионов и анионов, так как не все они в действительности состоят из ионов. Однако на сегодня номенклатура не различает природу химической связи (ковалентная, ионная или отвечающая промежуточному состоянию, определяемому полярностью), поэтому следует иметь в виду, что деление на электроположительную и электроотрицательную составляющие является условным. [c.8]

    Полярная связь не является самостоятельным видом химической связи. Ее следует рассматривать как видоизмененную ковалентную связь, от которой она отличается некоторой асимметрией электронного облака, центр которого смещен от середины межъядерного расстояния в сторону одного из ядер атомов — партнеров по связн. [c.48]

    Если степень ковалентности связи достаточно высока, то такая химическая связь является полярной ковалентной связью с той или иной степенью [c.139]

    Согласно первой теореме подобия, процессы и явления в трех рассматриваемых категориях должны быть общими и пропорциональными [65]. В нашем случае соблюдается подобие химических, физических, физико-химических и электрохимических процессов и явлений. Так, очевидно, что основой ПИНС, как и основой любых нефтепродуктов, является химическое строение веществ, стерические факторы, полярность и поляризуемость молекул, энергии основных химических связей (ковалентная, координационная, ионная связь) и молекулярные взаимодействия — электроно-донорно-акцепторные (эда-взаимодей-ствия), комплексы с переносом заряда (кпз), водородные связи, взаимодействия, обусловленные силами Ван-дер-Ваальса (индукционное, ориентационное, дисперсионное взаимодействие), комплексы свободных стабильных радикалов (кср), а сле- [c. 41]

    В гидридах бора, так же как гидридах гелия и элементов IV—VII групп, химическая связь ковалентная или полярная. Все многообразие углеводородов — лишь частный случай летучих гидридов. [c.52]

    Зная дипольный момент, можно сделать заключение о характере химической связи (ионная, полярная или ковалентная) и о геометрической структуре молекулы. [c.72]

    В зависимости от характера химической связи (ковалентная, ионная) в молекулах реагирующих веществ окислительно-восстановительная реакция может закончиться образованием соединений с ковалентной связью различной степени полярности или, реже, соединений с ионным типом связи. При образовании ионных соединений происходящий в процессе реакции переход электронов от одних взаимодействующих атомов, ионов или молекул к другим, сопровождается соответствующим изменением их электрохимической валентности. При этом электронные облака образующихся ионов разобщены. [c.48]


    Количество ковалентных молекул Аг ограничено числом видов атомов в периодической системе, а симметричных молекул А , где п>2, немного молекул же с чисто ионной связью практически нет (см. стр. 222). Поэтому в молекулах большинства известных нам соединений (а их сейчас насчитывается более трех. миллионов) химическая связь является полярной ковалентной. [c.143]

    Из изложенного следует, что определение дипольного момента позволяет сделать заключения о характере химической связи (ионная, полярная или ковалентная) и о геометрической струк- [c.147]

    Типы химических связей. Можно выделить следующие типы химических связей ковалентная, ионная, полярная, координационная, металлическая,водородная. [c.146]

    Периодическая система элементов позволяет ориентировочно определить природу химической связи в соединениях, образованных двумя элементами, для чего необходимо знать закономерности изменения свойств в периодах и группах с ростом порядкового номера. Если в качестве примера остановиться на взаимодействии цезия и фосфора с хлором, то можно сразу сказать, что оно приведет к образованию соединений s l и P I3. В первом из них связь ионная, так как цезий находится в начале шестого периода, а хлор — в конце третьего периода и их свойства поэтому резко противоположны. При взаимодействии этих элементов общая электронная пара переходит в полное владение хлора, возникают два иона противоположного знака, которые электростатически притягиваются друг к Другу. Фосфор же с хлором находятся в одном периоде, но хлор расположен правее фосфора и поэтому у него сильнее выражено стремление присоединять электроны. В соединении P I3 общие электронные нары смещены к атомам хлора, химическая связь ковалентная полярная. К таким же выводам можно прийти, учитывая значения относительных электроотрицательностей реагирующих атомов (см, табл. 7). В конечном итоге современная теория химической связи (см. гл. П1) связана периодическим законом. [c.56]

    Учителю полезно обратить при обсуждении работы внимание на то, что в гидроксидах металлов и солях кислородсодер-лвида химической связи — ковалентная полярная между неметаллическими элементами и ионная между металлом и гидроксидом или кислотным остатком. Это уточняет знания учащихся и позволяет им правильнее выпол ить следующую самостоятельную работу.[c.121]

    Для всех гетеронуклеарных молекул можно отметить характерную особенность электронная плотность в них распределена несимметрично относительно обоих ядер. При таком распределении электронной плотности химическую связь называют полярной или точнее полярной ковалентной связью, а молекулы полярными. Среди молекул гидридов у НР особенно заметно несимметричное распределение заряда (рис. 31). Не только несвязывающие молекулярные орбитали 1а , 2а и 1л,1 практически целиком сосредоточены вокруг ядра фтора, но и на связывающей молекулярной о-орбитали электронная плотность благодаря большому различию в эффективных зарядах ядер водорода (1) и фтора (5.20) смещена в сторону последнего. Вследствие этого электрические центры тяжести положительных зарядов ядер и отрицательных зарядов электронов не совпадают, и в молекуле возникает постоянный электрический диполь — система двух равных по величине и противоположных по знаку зарядов +длиной диполя (рис. 32). Взаимодействие молекулы с электрическим полем будет зависеть от величины вектора а — электрического дипольного момента молекулы [c. 84]

    Поляризация химической связи. Ковалентная связь гомео-полярна только для молекул и соединений, состоящих из одинаковых атомов . А таких веществ не может быть больше (с учетом аллотропии) количества элементов в Периодической системе. В настоящее время металлов и металлидов (соединений с преимущественно металлической связью) насчитывается свыше 10 000. Все остальные миллионы химических соединений характеризуются полярной ковалентной связью. Это происходит потому, что абсолютное большинство молекул и соединений образуется сочетанием неодинаковых атомов. При этом происходит смещение связующего электронного облака под влиянием второго атома—поляризация, результатом чего является полярная связь. Смещение связующего электронного облака происходит в сторону более электроотрицательного атома. И потенциал ионизации, и срс Дство к электрону порознь не могут служить достаточной мерой элсжтро-отрицательности элемента. Малликен предложил количественную меру электроотрицательности атома в виде полусуммы первого ионизационного потенциала и сродства к электрону  [c. 99]

    В ковалентных соединениях (молекулах, сложных или молекулярных ионах) неодинаковых атомов (разных элементов) имеет место большая или меньшая полярность химических связей. Эту полярность характеризуют количественно степенью ионности соединения, рассчитываемой различными способами, и представляют эффективным зарядом атома в соединении. Так, состояние атомов в кристаллах гидрида лития может быть выражено формулой в молекулах ННз— —Ы-ол Н+о. ВРз—В+О р-о. Т1С1з—Т1-н).б1С1-о-в и т. п. В общей форме состояние атомов в подавляющем большинстве соединений (как в твердых телах, так и в газообразной и жидкой фазах) представляется символически в виде А+ В , где б частичные, эффективные, или парциальные заряды атомов, мера частичной ионности ковалентного соединения, величина, меньшая единицы. Известно, что реальные химические связи имеют [c.26]

    По характеру соединения атомов друг с другом различают шесть основных видов химической связи ковалентную неполярную ковалентную, полярную, или гомеопо-лярную ионную, или гетерополярную донорно-акцеп-торную металлическую межмолекулярную.[c.27]

    Иначе обстоит дело в сложных веществах. Химические связи между атомами различных элементов несимметричны в молеку лах сложных веществ осуществляются, как правило, полярные ковалентные связи. В ионных соединениях эта неравномерность распределения электронов максимальна — при образовании вещест с ионной связью валентные электроны практически полностью пег реходят от атома одного элемента к атому другого. [c.264]

    Неообходимо отметить, что образование чисто ионных связей осуществляется в сравнительно ограниченном числе случаен. Подавляющее большинство молекул химических соединений содержит связи, имеющие промежуточный характер и называемые ковалентно-полярными или просто полярными. [c.48]

    Координационными или комплексными называют соединения, содержащие центральный атом или ион и группу молекул или ионов, его окружающих и связанных с ним (лигандов). Число лигандов, связанных с центральным атомом (ионом), называют координационным числом иона. Оно зависит как от электронной структуры, так и от соотношения между радиусами центрального атома (иона) и лигандов. Координационное число центрального атома (иона) обычно превышает его валентность, понимаемую как формальный положительный заряд на атоме. Высокая устойчивость многих комплексных соединений указываает, что химическая связь в них не отличается по своей природе от химической связи в обычных ионных или ковалентных соединениях. В большинстве координационных соединений центром является ион переходного металла (Т , Со , Сг » и др.), а лигандами — ионы или полярные молекулы (обладающие к тому же неподеленной парой электронов.) Именно поэтому электростатические представления легли в основу теории комплексных соединений, так называемой теории кристаллического поля, учитывающей также квантовомеханические особенности строения электронной оболочки центрального иона (Бете, Ван Флек). [c.120]


Химические связи, подготовка к ЕГЭ по химии

Химическая связь — связь между атомами в молекуле или молекулярном соединении, возникающая в результате переноса электронов с одного атома на другой, либо обобществления электронов для обоих атомов.

Различают несколько типов химических связей: ковалентная, ионная, металлическая, водородная.

Ковалентная связь ( лат. со — совместно + valens — имеющий силу)

Ковалентная связь возникает между двумя атомами по обменному механизму (обобществление пары электронов) или донорно-акцепторному механизму (электронов донора и свободной орбитали акцептора).

Ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых веществ (Cl2, Br2, O2), органических веществ (C2H2), а также, в общем случае, между атомами неметалла и другого неметалла (NH3, H2O, HBr).

Если атомы, образующие ковалентную связь, имеют одинаковые значения электроотрицательности, то связь между ними называется ковалентной неполярной связью. В таких молекулах нет «полюса» — электронная плотность распределяется равномерно. Примеры: Cl2, O2, H2, N2, I2.

Если атомы, образующие ковалентную связь, имеют разные значения электроотрицательности, то связь между ними называется ковалентной полярной. В таких молекулах имеется «полюс» — электронная плотность смещена к более электроотрицательному элементу. Примеры: HCl, HBr, HI, NH3, H2O.

Ковалентная связь может быть образована по обменному механизму — обобществлению электронной пары. В таком случае каждый атом «одинаково» вкладывается создание связи. Например, два атома азота, образующие молекулу N2, отдают по 3 электрона с внешнего уровня для создания связи.

Существует донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи, при котором один атом выступает в качестве донора неподеленной электронной пары. Другой атом не тратит свои электроны, а только лишь предоставляет орбиталь (ячейку) для этой электронной пары.

Рекомендую выучить список веществ, образованных по донорно-акцепторному механизму:

  • NH4+ — в ионе аммония
  • NH4+Cl, NH4+Br — внутри иона аммония во всех его солях
  • NO3 — в нитрат ионе
  • KNO3, LiNO3 — внутри нитрат иона во всех нитратах
  • O3 — озон
  • H3O+ — ион гидроксония
  • CO — угарный газ
  • K[Al(OH)4], Na2[Zn(OH)4] — во всех комплексных солях есть хотя бы одна ковалентная связь, возникшая по донорно-акцепторному механизму
Ионная связь

Ионная связь — один из видов химической связи, в основе которого лежит электростатическое взаимодействие между противоположно заряженными ионами.

В наиболее частом случае ионная связь образуется между типичным металлом и типичным неметаллом. Примеры:

NaF, CaCl2, MgF2, Li2S, BaO, RbI.

Большой подсказкой служит таблица растворимости, ведь все соли имеют ионные связи: CaSO4, Na3PO4. Даже ион аммония не исключение, между катионом аммония и различными анионами образуются ионные связи, например в соединениях: NH4I, NH4NO3, (NH4)2SO4.

Часто в химии встречаются несколько связей внутри одной молекулы. Рассмотрим, например, фосфат аммония, обозначив тип каждой связи внутри этой молекулы.

Металлическая связь

Металлическая связь — вид химической связи удерживающая вместе атомы металла. Этот тип связи выделен отдельно, так как его отличием является наличие высокой концентрации в металлах электронов проводимости — «электронного газа». По природе металлическая связь близка к ковалентной.

«Облако» электронов в металлах способно приходить в движение под различным воздействием. Именно оно является причиной электропроводности металлов.

Водородная связь

Водородная связь — вид химической связи, образующийся между некоторыми молекулами, содержащими водород. Одна из наиболее частых ошибок считать, что в самом газе, водороде, имеются водородные связи — это вовсе не так.

Водородные связи возникают между атомом водорода и другим более электроотрицательным атомом (O, S, N, C).

Необходимо осознать самую важную деталь: водородные связи образуются между молекулами, а не внутри. Они имеются между молекулами:

  • H2O
  • NH3
  • HF
  • Органических спиртов: С2H5OH, C3H7OH
  • Органических кислот: CH3COOH, C2H5COOH

Отчасти за счет водородных связей наблюдается то самое исключение, связанное с усилением кислотных свойств в ряду галогеноводородных кислот: HF → HCl → HBr → HI. Фтор является самым ЭО-ым элементов, сильно притягивает к себе атом водорода другой молекулы, что снижает способность кислоты отщеплять водород и снижает ее силу.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Свойства ковалентной связи

Свойства ковалентной связи

Характерные свойства ковалентной связи – направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость – определяют химические и физические свойства органических соединений. Направленность связи обусловливает молекулярное строение органических веществ и геометрическую форму их молекул. 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. Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер. Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяют реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам. Важными количественными характеристиками ковалентной связи являются энергия связи, ее длина и дипольный момент.
  • Энергия связи – энергия, выделяющаяся при ее образовании, или необходимая для разъединения двух связанных атомов. Энергия связи характеризует ее прочность.

  • Длина связи – расстояние между центрами связанных атомов. Чем меньше длина, тем прочнее химическая связь.

  • Дипольный момент связи (μ) – векторная величина, характеризующая полярность связи (измеряется в дебаях D или кулон-метрах: 1D = 3,4⋅10-30 Кл⋅м).
Длина вектора равна произведению длины связи l на эффективный заряд q, который приобретают атомы при смещении электронной плотности: | μ | = l ⋅ q. Вектор дипольного момента направлен от положительного заряда к отрицательному. При векторном сложении дипольных моментов всех связей получают дипольный момент молекулы.
На характеристики связей влияет их кратность:
  • энергия связи увеличивается в ряду: C–C
  • длина связи растет в обратном порядке: C≡C

Ковалентная связь. Ковалентная связь, полярная и неполярная, особенности, формулы и схемы

Ковалентная химическая связь возникает между атомами с близкими или равными значениями электроотрицательностей. Предположим, что хлор и водород стремятся отнять электроны и принять структуру ближайшего благородного газа, значит ни один из них не отдаст электрон другому. Каким же способом они все таки соединяются? Все просто – они поделятся друг с другом, образуется общая электронная пара.

Теперь рассмотрим отличительные черты ковалентной связи.

В отличие от ионных соединений, молекулы ковалентных соединений удерживаются вместе за счет «межмолекулярных сил», которые намного слабее химических связей. В связи с этим, ковалентной связи характерна насыщаемость – образование ограниченного числа связей.

Известно, что атомные орбитали ориентированы в пространстве определенным образом, поэтому при образовании связи, перекрывание электронных облаков происходит в определенном направлении. Т.е. реализуется такое свойство ковалентной связи как направленность.

Если ковалентная связь в молекуле образована одинаковыми атомами или атомами с равной электроотрицательностью, то такая связь не имеет полярности, т.е электронная плотность распределяется симметрично. Называется она неполярной ковалентной связью ( H 2 , Cl 2 , O 2 ). Связи могут быть как одинарными, так и двойными, тройными.

Если электроотрицательности атомов различаются, то при их соединении электронная плотность распределяется между атомами неравномерно и образуется ковалентная полярная связь (HCl, H 2 O, CO), кратность которой также может быть различной. При образовании данного типа связи, более электроотрицательный атом приобретает частичный отрицательный заряд, а атом с меньшей электроотрицательностью – частичный положительный заряд (δ- и δ+). Образуется электрический диполь, в котором заряды, противоположные по знаку, расположены на неком расстоянии друг от друга. В качестве меры полярности связи используют дипольный момент:

Полярность соединения тем более выражена, чем больше дипольный момент. Молекулы будут иметь неполярный характер, если дипольный момент равен нулю.

В связи с вышеперечисленными особенностями, можно заключить, что ковалентные соединения летучи, имеют низкие температуры плавления и кипения. Электрический ток не может проходить через эти соединения, следовательно, они плохие проводники и хорошие изоляторы. При подводе тепла, многие соединения с ковалентной связью, загораются. В большей части это углеводороды, а также оксиды, сульфиды, галогениды неметаллов и переходных металлов.

Категории ,

Ковалентная связь (от латинского «со» совместно и «vales» имеющий силу) осуществляется за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам. Образуется между атомами неметаллов.

Электроотрицательность неметаллов довольно велика, так что при химическом взаимодействии двух атомов неметаллов полный перенос электронов от одного к другому (как в случае ) невозможен. В этом случае для выполнения необходимо объединение электронов.

В качестве примера обсудим взаимодействие атомов водорода и хлора:

H 1s 1 — один электрон

Cl 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 — семь электронов на внешнем уровне

Каждому из двух атомов недостает по одному электрону для того, чтобы иметь завершенную внешнюю электронную оболочку. И каждый из атомов выделяет „в общее пользование” по одному электрону. Тем самым правило октета оказывается выполненным. Лучше всего изобра­жать это с помощью формул Льюиса:

Образование ковалентной связи

Обобществленные электроны принадлежат теперь обоим атомам. Атом водорода имеет два электрона (свой собственный и обобществленный электрон атома хлора), а атом хлора — восемь электронов (свои плюс обобществленный электрон атома водорода). Эти два обобществленных электрона образуют ковалентную связь между атомами водорода и хло­ра. Образовавшаяся при связывании двух атомов частица называется молекулой.

Неполярная ковалентная связь

Ковалентная связь может образоваться и между двумя одинаковы­ми атомами. Например:

Эта схема объясняет, почему водород и хлор существуют в виде двухатомных молекул. Благодаря спариванию и обобществлению двух элек­тронов удается выполнить правило октета для обоих атомов.

Помимо одинарных связей может образовываться двойная или тройная ковалентная связь, как, например, в молекулах кислорода О 2 или азота N 2 . Атомы азота имеют по пять валентных электронов, следовательно, для завершения оболочки требуется еще по три электро­на. Это достигается обобществлением трех пар электронов, как показано ниже:

Ковалентные соединения — обычно газы, жидкости или сравнитель­но низкоплавкие твердые вещества. Одним из редких исключений явля­ется алмаз, который плавится выше 3 500 °С. Это объясняется строением алмаза, который представляет собой сплошную решетку ковалентно связанных атомов углерода, а не совокупность отдельных молекул. Фак­тически любой кристалл алмаза, независимо от его размера, представля­ет собой одну огромную молекулу.

Ковалентная связь возникает при объединении электронов двух атомов неметаллов. Возникшая при этом структура называется молекулой.

Полярная ковалентная связь

В большинстве случаев два ковалентно связанных атома имеют раз­ную электроотрицательность и обобществленные электроны не принад­лежат двум атомам в равной степени. Большую часть времени они нахо­дятся ближе к одному атому, чем к другому. В молекуле хлороводорода, например, электроны, образующие ковалентную связь, располагаются ближе к атому хлора, поскольку его электроотрицательность выше, чем у водорода. Однако разница в способности притягивать электроны не столь велика, чтобы произошел полный перенос электрона с атома водо­рода на атом хлора. Поэтому связь между атомами водорода и хлора можно рассматривать как нечто среднее между ионной связью (полный перенос электрона) и неполярной ковалентной связью (симмет­ричное расположение пары электронов между двумя атомами). Частич­ный заряд на атомах обозначается греческой буквой δ. Такая связь называется полярной ковалентной связью, а о молеку­ле хлороводорода говорят, что она полярна, т. е. имеет положительно заряженный конец (атом водорода) и отрицательно заряженный конец (атом хлора).


В таблице ниже перечислены основные типы связей и примеры веществ:


Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

1) Обменный механизм. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару.

2) Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь.

Сам термин «ковалентная связь» происходит от двух латинских слов: «со» — совместно и «vales» — имеющий силу, так как это связь происходящая за счет пары электронов, принадлежащей одновременно обоим (или говоря более простым языком, связь между атомами за счет пары электронов, являющихся общими для них). Образование ковалентной связи происходит исключительно среди атомов неметаллов, причем появляться она может как в атомах молекул, так и кристаллов.

Впервые ковалентная была обнаружена в далеком 1916 году американских химиком Дж. Льюисом и некоторое время существовала в виде гипотезы, идеи, лишь затем была подтверждена экспериментально. Что же выяснили химики по ее поводу? А то, что электроотрицательность неметаллов бывает довольно большой и при химическом взаимодействии двух атомов перенос электронов от одного к другому может быть невозможным, именно в этот момент и происходит объединение электронов обоих атомов, между ними возникает самая настоящая ковалентная связь атомов.

Типы ковалентной связи

В целом есть два типа ковалентной связи:

  • обменный,
  • донорно-акцептный.

При обменном типе ковалентной связи между атомами каждый из соединяющихся атомов представляет на образование электронной связи по одному неспареному электрону. При этом электроны эти должны иметь противоположные заряды (спины).

Примером подобной ковалентной связи могут быть связи происходящие молекуле водорода. Когда атомы водорода сближаются, в их электронные облака проникают друг в друга, в науке это называется перекрыванием электронных облаков. Как следствие, электронная плотность между ядрами увеличивается, сами они притягиваются друг к другу, а энергия системы уменьшается. Тем не менее, при слишком близком приближении ядра начинают отталкиваться, и таким образом возникает некое оптимально расстояние между ними.

Более наглядно это показано на картинке.

Что же касается донорно-акцепторного типа ковалентной связи, то он происходит когда одна частица, в данном случае донор, представляет для связи свою электронную пару, а вторая, акцептор — свободную орбиталь.

Также говоря о типах ковалентной связи можно выделить неполярную и полярную ковалентные связи, более подробно о них мы напишем ниже.

Ковалентная неполярная связь

Определение ковалентной неполярной связи просто, это связь, которая образуется между двумя одинаковыми атомами. Пример образование неполярной ковалентной связи смотрите ниже на схеме.

Схема ковалентной неполярной связи.

В молекулах при ковалентной неполярной связи общие электронные пары располагаются на равных расстояниях от ядер атомов. Например, в молекуле (на схеме выше), атомы приобретают восьми электронную конфигурацию, при этом они имеют четыре общие пары электронов.

Веществами с ковалентной неполярной связью обычно являются газы, жидкости или сравнительно низкоплавные тверды вещества.

Ковалентная полярная связь

Теперь же ответим на вопрос какая связь ковалентная полярная. Итак, ковалентная полярная связь образуется, когда ковалентно связанные атомы имеют разную электроотрицательность, и общественные электроны не принадлежат в равной степени двум атомам. Большую часть времени общественные электроны находятся ближе к одному атому, чем к другому. Примером ковалентной полярной связи могут служить связи, возникающие в молекуле хлороводорода, там общественные электроны, ответственные за образование ковалентной связи располагаются ближе к атому хлора, нежели водорода. А все дело в том, что электроотрицательность у хлора больше чем у водорода.

Так выглядит схема ковалентной полярной связи.

Ярким примером вещества с полярной ковалентной связью является вода.

Как определить ковалентную связь

Что же, теперь вы знаете ответ на вопрос как определить ковалентную полярную связь, и как неполярную, для этого достаточно знать свойства и химическую формулу молекул, если эта молекула состоит из атомов разных элементов, то связь будет полярной, если из одного элемента, то неполярной. Также важно помнить, что ковалентные связи в целом могут возникать только среди неметаллов, это обусловлено самим механизмом ковалентных связей, описанным выше.

Ковалентная связь, видео

И в завершение видео лекция о теме нашей статьи, ковалентной связи.

Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) парывалентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой .

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 2 , Cl 2 , N 2) 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.

Образование связи

Ковалентная связь образуется парой электронов, поделённой между двумя атомами, причём эти электроны должны занимать две устойчивые орбитали, по одной от каждого атома.

A· + ·В → А: В

В результате обобществления электроны образуют заполненный энергетический уровень. Связь образуется, если их суммарная энергия на этом уровне будет меньше, чем в первоначальном состоянии (а разница в энергии будет ни чем иным, как энергией связи).

Заполнение электронами атомных (по краям) и молекулярных (в центре) орбиталей в молекуле H 2 . Вертикальная ось соответствует энергетическому уровню, электроны обозначены стрелками, отражающими их спины.

Согласно теории молекулярных орбиталей, перекрывание двух атомных орбиталей приводит в простейшем случае к образованию двух молекулярных орбиталей (МО): связывающей МО и антисвязывающей (разрыхляющей) МО . Обобществленные электроны располагаются на более низкой по энергии связывающей МО.

Виды ковалентной связи

Существуют три вида ковалентной химической связи, отличающихся механизмом образования:

1. Простая ковалентная связь . Для её образования каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов остаются неизменными.

· Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью . Такую связь имеют простые вещества, например: О 2 , N 2 , Cl 2 . Но не только неметаллы одного типа могут образовывать ковалентную неполярную связь. Ковалентную неполярную связь могут образовывать также элементы-неметаллы, электроотрицательность которых имеет равное значение, например в молекуле PH 3 связь является ковалентной неполярной, так как ЭО водорода равна ЭО фосфора.

· Если атомы различны, то степень владения обобществленной парой электронов определяется различием в электроотрицательностях атомов. Атом с большей электроотрицательностью сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с меньшей электроотрицательностью приобретает, соответственно, такой же по величине положительный заряд. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами, то такое соединение называетсяковалентной полярной связью .

2. Донорно-акцепторная связь . Для образования этого вида ковалентной связи оба электрона предоставляет один из атомов — донор . Второй из атомов, участвующий в образовании связи, называется акцептором . В образовавшейся молекуле формальный заряд донора увеличивается на единицу, а формальный заряд акцептора уменьшается на единицу.

3. Семиполярная связь . Её можно рассматривать как полярную донорно-акцепторную связь. Этот вид ковалентной связи образуется между атомом, обладающим неподелённой парой электронов (азот, фосфор, сера, галогены и т. п.) и атомом с двумя неспаренными электронами (кислород, сера). Образование семиполярной связи протекает в два этапа:

1. Перенос одного электрона от атома с неподелённой парой электронов к атому с двумя неспаренными электронами. В результате атом с неподелённой парой электронов превращается в катион-радикал (положительно заряженная частица с неспаренным электроном), а атом с двумя неспаренными электронами — в анион-радикал (отрицательно заряженная частица с неспаренным электроном).

2. Обобществление неспаренных электронов (как в случае простой ковалентной связи).

При образовании семиполярной связи атом с неподелённой парой электронов увеличивает свой формальный заряд на единицу, а атом с двумя неспаренными электронами понижает свой формальный заряд на единицу.

σ-связь и π-связь

Сигма (σ)-, пи (π)-связи — приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах различных соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна вдоль оси, соединяющей ядра атомов. При образовании -связи осуществляется так называемое боковое перекрывание электронных облаков, и плотность электронного облака максимальна «над» и «под» плоскостью σ-связи. Для примера возьмем этилен, ацетилен и бензол.

В молекуле этилена С 2 Н 4 имеется двойная связь СН 2 =СН 2 , его электронная формула: Н:С::С:Н. Ядра всех атомов этилена расположены в одной плоскости. Три электронных облака каждого атома углерода образуют три ковалентные связи с другими атомами в одной плоскости (с углами между ними примерно 120°). Облако четвёртого валентного электрона атома углерода располагается над и под плоскостью молекулы. Такие электронные облака обоих атомов углерода, частично перекрываясь выше и ниже плоскости молекулы, образуют вторую связь между атомами углерода. Первую, более прочную ковалентную связь между атомами углерода называют σ-связью; вторую, менее прочную ковалентную связь называют -связью.

В линейной молекуле ацетилена

Н-С≡С-Н (Н: С::: С: Н)

имеются σ-связи между атомами углерода и водорода, одна σ-связь между двумя атомами углерода и две -связи между этими же атомами углерода. Две -связи расположены над сферой действия σ-связи в двух взаимно перпендикулярных плоскостях.

Все шесть атомов углерода циклической молекулы бензола С 6 H 6 лежат в одной плоскости. Между атомами углерода в плоскости кольца действуют σ-связи; такие же связи имеются у каждого атома углерода с атомами водорода. На осуществление этих связей атомы углерода затрачивают по три электрона. Облака четвёртых валентных электронов атомов углерода, имеющих форму восьмерок, расположены перпендикулярно к плоскости молекулы бензола. Каждое такое облако перекрывается одинаково с электронными облаками соседних атомов углерода. В молекуле бензола образуются не три отдельные -связи, а единая -электронная система из шести электронов, общая для всех атомов углерода. Связи между атомами углерода в молекуле бензола совершенно одинаковые.

Примеры веществ с ковалентной связью

Простой ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых газов (Н 2 , Cl 2 и др.) и соединений (Н 2 О, NH 3 , CH 4 , СО 2 , HCl и др.). Соединения с донорно-акцепторной связью -аммония NH 4 + , тетрафторборат анион BF 4 − и др. Соединения с семиполярной связью — закись азота N 2 O, O − -PCl 3 + .

Кристаллы с ковалентной связью диэлектрики или полупроводники. Типичными примерами атомных кристаллов (атомы в которых соединены между собой ковалентными (атомными) связями могут служить алмаз, германий и кремний.

Единственным известным человеку веществом с примером ковалентной связи между металлом и углеродом является цианокобаламин, известный как витамин B12.

Ионная связь — очень прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,5 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общаяэлектронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел. Примером может служить соединение CsF, в котором «степень ионности» составляет 97 %. Рассмотрим способ образования на примере хлорида натрия NaCl. Электронную конфигурацию атомов натрия и хлора можно представить: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 Зs2 3р5. Это атомы с незавершенными энергетическими уровнями. Очевидно, для их завершения атому натрия легче отдать один электрон, чем присоединить семь, а атому хлора легче присоединить один электрон, чем отдать семь. При химическом взаимодействии атом натрия полностью отдает один электрон, а атом хлора принимает его. Схематично это можно записать так: Na. — l е -> Na+ ион натрия, устойчивая восьми электронная 1s2 2s2 2p6 оболочка за счет второго энергетического уровня. :Cl + 1е —> .Cl — ион хлора, устойчивая восьми электронная оболочка. Между ионами Na+ и Cl- возникают силы электростатического притяжения, в результате чего образуется соединение. Ионная связь — крайний случай поляризации ковалентной полярной связи. Образуется между типичными металлом и неметаллом. При этом электроны у металла полностью переходят к неметаллу. Образуются ионы.

Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (ЭО > 1.7 по Полингу), то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов:

Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью. Вернее, такой взгляд удобен. На деле ионная связь между атомами в чистом виде не реализуется нигде или почти нигде, обычно на деле связь носит частично ионный, а частично ковалентный характер. В то же время связь сложных молекулярных ионов часто может считаться чисто ионной. Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связи заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи, тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов.

Характеристикой подобных соединений служит хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т. д.). Это происходит из-за заряженности частей молекулы. При этом диполи растворителя притягиваются к заряженным концам молекулы, и, в результате Броуновского движения, «растаскивают» молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге получаются ионы окружённые диполями растворителя.

При растворении подобных соединений, как правило, выделяется энергия, так как суммарная энергия образованных связей растворитель-ион больше энергии связи анион-катион. Исключения составляют многие соли азотной кислоты (нитраты), которые при растворении поглощают тепло (растворы охлаждаются). Последний факт объясняется на основе законов, которые рассматриваются в физической химии.

Химическая связь — электростатическое взаимодействие между электронами и ядрами, приводящее к образованию молекул.

Химическую связь образуют валентные электроны. У s- и p-элементов валентными являются электроны внешнего слоя, у d-элементов — s-электроны внешнего слоя и d-электроны предвнешнего слоя. При образовании химической связи атомы достраивают свою внешнюю электронную оболочку до оболочки соответствующего благородного газа.

Длина связи — среднее расстояние между ядрами двух химически связанных между собой атомов.

Энергия химической связи — количество энергии, необходимое для того, чтобы разорвать связь и отбросить фрагменты молекулы на бесконечно большое расстояние.

Валентный угол — угол между линиями, соединяющими химически связанные атомы.

Известны следующие основные типы химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая и водородная .

Ковалентной называют химическую связь, образованную за счёт образования общей электронной пары.

Если связь образует пара общих электронов, в равной мере принадлежащая обоим соединяющимся атомам, то её называют ковалентной неполярной связью . Эта связь существует, например, в молекулах H 2 , N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 . Ковалентная неполярная связь возникает между одинаковыми атомами, а связующее их электронное облако равномерно распределено между ними.

В молекулах между двумя атомами может формироваться различное число ковалентных связей (например, одна в молекулах галогенов F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , три — в молекуле азота N 2).

Ковалентная полярная связь возникает между атомами с разной электроотрицательностью. Образующая её электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома, но остаётся связанной с обоими ядрами. Примеры соединений с ковалентной полярной связью: HBr, HI, H 2 S, N 2 O и т. д.

Ионной называют предельный случай полярной связи, при которой электронная пара полностью переходит от одного атома к другому и связанные частицы превращаются в ионы.

Строго говоря, к соединениям с ионной связью можно отнести лишь соединения, для которых разность в электроотрицательности больше 3, но таких соединений известно очень мало. К ним относят фториды щелочных и щёлочноземельных металлов. Условно считают, что ионная связь возникает между атомами элементов, разность электроотрицательности которых составляет величину больше 1,7 по шкале Полинга . Примеры соединений с ионной связью: NaCl, KBr, Na 2 O. Подробнее о шкале Полинга будет рассказано в следующем уроке.

Металлической называют химическую связь между положительными ионами в кристаллах металлов, которая осуществляется в результате притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу металла.

Атомы металлов превращаются в катионы, формируя металлическую кристаллическую решётку. В этой решётке их удерживают общие для всего металла электроны (электронный газ).

Тренировочные задания

1. Ковалентной неполярной связью образовано каждое из веществ, формулы которых

1) O 2 , H 2 , N 2
2) Al, O 3 , H 2 SO 4
3) Na, H 2 , NaBr
4) H 2 O, O 3 , Li 2 SO 4

2. Ковалентной полярной связью образовано каждое из веществ, формулы которых

1) O 2 , H 2 SO 4 , N 2
2) H 2 SO 4 , H 2 O, HNO 3
3) NaBr, H 3 PO 4 , HCl
4) H 2 O, O 3 , Li 2 SO 4

3. Только ионной связью образовано каждое из веществ, формулы которых

1) CaO, H 2 SO 4 , N 2
2) BaSO 4 , BaCl 2 , BaNO 3
3) NaBr, K 3 PO 4 , HCl
4) RbCl, Na 2 S, LiF

4. Металлическая связь характерна для элементов списка

1) Ba, Rb, Se
2) Cr, Ba, Si
3) Na, P, Mg
4) Rb, Na, Cs

5. Соединениями только с ионной и только с ковалентной полярной связью являются соответственно

1) HCl и Na 2 S
2) Cr и Al(OH) 3
3) NaBr и P 2 O 5
4) P 2 O 5 и CO 2

6. Ионная связь образуется между элементами

1) хлором и бромом
2) бромом и серой
3) цезием и бромом
4) фосфором и кислородом

7. Ковалентная полярная связь образуется между элементами

1) кислородом и калием
2) серой и фтором
3) бромом и кальцием
4) рубидием и хлором

8. В летучих водородных соединениях элементов VA группы 3-го периода химическая связь

1) ковалентная полярная
2) ковалентная неполярная
3) ионная
4) металлическая

9. В высших оксидах элементов 3-го периода вид химической связи с увеличением порядкового номера элемента изменяется

1) от ионной связи к ковалентной полярной связи
2) от металлической к ковалентной неполярной
3) от ковалентной полярной связи до ионной связи
4) от ковалентной полярной связи до металлической связи

10. Длина химической связи Э–Н увеличивается в ряду веществ

1) HI – PH 3 – HCl
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HI – HCl – H 2 S
4) HCl – H 2 S – PH 3

11. Длина химической связи Э–Н уменьшается в ряду веществ

1) NH 3 – H 2 O – HF
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HF – H 2 O – HCl
4) HCl – H 2 S – HBr

12. Число электронов, которые участвуют в образовании химических связей в молекуле хлороводорода, —

1) 4
2) 2
3) 6
4) 8

13. Число электронов, которые участвуют в образовании химических связей в молекуле P 2 O 5 , —

1) 4
2) 20
3) 6
4) 12

14. В хлориде фосфора (V) химическая связь

1) ионная
2) ковалентная полярная
3) ковалентная неполярная
4) металлическая

15. Наиболее полярная химическая связь в молекуле

1) фтороводорода
2) хлороводорода
3) воды
4) сероводорода

16. Наименее полярная химическая связь в молекуле

1) хлороводорода
2) бромоводорода
3) воды
4) сероводорода

17. За счёт общей электронной пары образована связь в веществе

1) Mg
2) H 2
3) NaCl
4) CaCl 2

18. Ковалентная связь образуется между элементами, порядковые номера которых

1) 3 и 9
2) 11 и 35
3) 16 и 17
4) 20 и 9

19. Ионная связь образуется между элементами, порядковые номера которых

1) 13 и 9
2) 18 и 8
3) 6 и 8
4) 7 и 17

20. В перечне веществ, формулы которых соединения только с ионной связью, это

1) NaF, CaF 2
2) NaNO 3 , N 2
3) O 2 , SO 3
4) Ca(NO 3) 2 , AlCl 3

Ковалентная химическая связь

Home  / Учебник ОБЩАЯ ХИМИЯ / Глава 3. Молекула / Ковалентная химическая связь

Данные по энергии ионизации (ЭИ), ПЭИ и составу стабильных молекул — их настоящие значения и сравнения — как свободных атомов, так и атомов, связанных в молекулы, позволяют нам понять как атомы образуют молекулы посредством механизма ковалентной связи.

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ — (от латинского  «со» совместно и «vales» имеющий силу) (гомеополярная связь), химическая связь между двумя атомами, возникающая при обобществлении электронов, принадлежавших этим атомам. Ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых газов. Связь, при которой имеется одна общая пара электронов, называется одинарной; существуют также двойные и тройные связи.

Рассмотрим несколько примеров, чтобы увидеть, как мы можем использовать наши правила для определения количества ковалентных химических связей, которые может образовать атом, если мы знаем количество электронов на внешней оболочке данного атома и заряд его ядра. Заряд ядра и количество электронов на внешней оболочке определяются экспериментальным путем и включены в таблицу элементов. 

 

Расчет возможного числа ковалентных связей

 

Для примера, подсчитаем количество ковалентных связей, которые могут образовать натрий (Na), алюминий (Al), фосфор (P), и хлор (Cl). Натрий  (Na) и алюминий (Al) имеют, соответственно 1 и 3 электрона на внешней оболочке, и, по первому правилу (для механизма  образования ковалентной связи используется один электрон на внешней оболочке), они могут образовать:натрий (Na) — 1 и алюминий (Al) — 3 ковалентных связи. После образования связей количество электронов на внешних оболочках натрия (Na) и  алюминия (Al) равно, соответственно, 2 и 6; т.е., менее максимального количества (8) для этих атомов.  Фосфор (P) и хлор (Cl) имеют, соответственно, 5 и 7 электронов на внешней оболочке и, согласно второй из вышеназванных закономерностей, они могли бы образовать 5 и 7 ковалентных связей. В соответствии с четвертой закономерностью образование ковалентной связи, число электронов на внешней оболочке этих атомов увеличивается на 1. Согласно шестой закономерности, когда образуется ковалентная связь, число электронов на внешней оболочке связываемых атомов не может быть более 8. То есть, фосфор (P) может образовать только 3 связи (8-5 = 3), в то время как хлор (Cl) может образовать только одну (8-7 = 1).

Описанный механизм образования ковалентных связей позволяет нам предсказать  молекулярное строение вещества на основании элементарного анализа.

Пример: на основании анализа мы обнаружили, что некое вещество состоит из атомов натрия (Na) и хлора (Cl). Зная закономерности механизма образования ковалентных связей, мы можем сказать, что натрий (Na) может образовать только 1 ковалентную связь. Таким образом, мы можем предположить, что  каждый атом натрия (Na) связан с атомом хлора (Cl) посредством ковалентной связи в этом веществе, и что это вещество состоит из молекул атома NaCl. Формула строения для этой молекулы: Na — Cl. Здесь тире (-) означает ковалентную связь. Электронную формулу этой молекулы можно показать следующим образом:  
                                                . .
                                          Na : Cl :
                                                 . . 
В соответствии с электронной формулой, на внешней оболочке атома натрия (Na) в NaCl имеется 2 электрона, а на внешней оболочке атома хлора (Cl) находится 8 электронов. В данной формуле электроны (точки) между атомами натрия (Na) и хлора (Cl) являются связующими электронами. Поскольку ПЭИ у хлора (Cl) равен 13 эВ, а у натрия (Na) он равен 5,14 эВ, связующая пара электронов находится гораздо ближе к атому Cl, чем к атому Na.  Если энергии ионизации атомов, образующих молекулу сильно различаются, то образовавшаяся связь будет полярной ковалентной связью.

Рассмотрим другой случай. На основании анализа мы обнаружили, что некое вещество состоит из атомов алюминия (Al) и атомов хлора (Cl). У алюминия (Al) имеется 3 электрона на внешней оболочке; таким образом, он может образовать 3 ковалентные химические связи, в то время хлор (Cl), как и в предыдущем случае, может образовать только 1 связь. Это вещество представлено как AlCl3, а его электронную формулу можно проиллюстрировать следующим образом:

 

Рисунок 3.1. Электронная формула AlCl3  

чья формула строения: 
                                                                                                    Cl — Al — Cl  
                                                                                                           |
                                                                                                          Cl 
 
Эта электронная формула показывает, что у AlCl3 на внешней оболочке атомов хлора (Cl) имеется 8 электронов, в то время, как на внешней оболочке атома алюминия (Al) их 6.  По механизму образования ковалентной связи, оба связующих электрона (по одному от каждого атома) поступают на внешние оболочки связываемых атомов.

Кратные ковалентные связи

Атомы, имеющие более одного электрона на внешней оболочке, могут образовывать не одну, а несколько ковалентных связей между собой. Такие связи называются многократными (чаще  кратными) связями. Примерами таких связей служат связи молекул азота (N=N) и кислорода (O = O).

Связь, образующаяся при объединении одинарных атомов называется гомоатомной ковалентной связью,если атомы разные,  то  связь называется гетероатомнной ковалентной связью [греческие префексы «гомо» и «гетеро» соответственно означают одинаковые и разные].

Представим, как в действительности выглядит молекула со спаренными атомами. Самая простая молекула со спаренными атомами — это молекула водорода.

Строение молекулы.Химическая связь >>

Ковалентная связь

Модель молекулы водорода >>

Энергия молекулы водорода >>

Выводы >>

Полярная ковалентная связь – определение, свойства и примеры

Полярная связь – это тип химической связи. Можно сказать, что это граница между образованием чистой химической связи и электровалентной связи. Однако, если мы хотим дать более точное определение, полярная химическая связь — это связь, существующая между двумя атомами, состоящими из неравномерно распределенных электронов. Из-за этого состояния молекулы имеют тенденцию обладать некоторым электрическим моментом, при этом 2 конца либо слегка положительны, либо отрицательны.

Электроотрицательность играет важную роль в определении различных типов ковалентных связей. Электроотрицательность — это тенденция атома притягивать к себе общую пару электронов. У него нет единиц. Химическая связь, образующаяся между двумя атомами в молекулах, у которых существует электроотрицательная разность, понимается как полярная химическая связь. Прежде чем обсуждать полярную ковалентную связь, давайте разберемся со свойствами ковалентных связей.

Свойства ковалентной связи

Некоторые свойства ковалентной связи обсуждаются ниже.

  • Ковалентные связи — это очень прочные химические связи, существующие между атомами.

  • Ковалентные связи не образуют новых электронов. Связь соединяет только электроны.

  • Ковалентные связи очень редко самопроизвольно разрываются после образования.

  • Ковалентные связи являются направленными, когда связанные атомы демонстрируют определенную ориентацию по крайней мере друг относительно друга.

  • Большинство соединений, имеющих ковалентные связи, имеют относительно низкие температуры плавления и кипения.

  • Соединения с ковалентными связями обычно имеют более низкие энтальпии испарения и плавления.

  • Ковалентные соединения не проводят электричество из-за нехватки свободных электронов.

  • Ковалентные соединения не растворяются в воде.

Полярная ковалентная связь — Объяснение

Полярные ковалентные связи образуются между двумя атомами неметаллов, которые имеют разные электроотрицательности. Рассмотрим А и В с разницей электроотрицательностей, не равной нулю, между которыми имеется химическая связь.Общая пара электронов, образующая связь между A и B, движется к электроотрицательному B.

Затем B получает частичный заряд и достигает «A». А становится частично заряженным, с двумя зарядами (формируются полюса, и это называется диполярной молекулярной или дипольной или полярной ковалентной молекулой), как в H – Cl. В этой молекуле общая пара электронов движется к высокоэлектроотрицательному атому хлора. Тогда атом H получает частичный положительный заряд, а атом Cl получает частичный отрицательный заряд, следовательно, образуется диполь.

(Изображение скоро будет загружено)

Каковы свойства полярных ковалентных соединений?

Эти соединения могут существовать в твердом состоянии из-за большей силы взаимодействия.

Они имеют более высокие температуры плавления и кипения, чем неполярные соединения.

Они проводят электричество в растворенном состоянии благодаря подвижности ионов.

Они хорошо растворяются в полярных растворителях, таких как вода.

Примеры молекул с полярными ковалентными связями

Вода (h3O) представляет собой молекулу, имеющую полярную ковалентную связь.Значение электроотрицательности кислорода равно 3,44, тогда как значение электроотрицательности водорода равно 2,20. Разница в распределении электронов объясняет наилучшую форму молекулы. Кислородная «сторона» молекулы имеет общий заряд, в то время как 2 атома водорода (на противоположной «стороне») имеют общий заряд.

Фторид водорода (HF) — еще один пример молекулы с полярной химической связью. Фтор является более электроотрицательным атомом, поэтому электроны внутри связи более тесно связаны с атомом фтора, чем с атомом водорода.Диполь образуется со стороной фтора, имеющей суммарный заряд, и, следовательно, со стороной водорода, имеющей суммарный заряд. Фторид водорода может быть линейной молекулой, потому что в ней всего два атома, поэтому никакая другая геометрия невозможна.

Молекула аммиака (Nh4) имеет полярные ковалентные связи между атомами азота и водорода. Диполь таков, что атом азота заряжен более отрицательно, а все три атома водорода находятся по одну сторону от атома азота с положительным зарядом.

(Изображение скоро будет загружено)

Какие элементы образуют полярные ковалентные связи?

Полярные ковалентные связи образуются между двумя атомами неметаллов, которые имеют достаточную разницу в электроотрицательности. Значения электроотрицательности незначительно различаются, связывающая электронная пара не распределена поровну между атомами. Например, полярные ковалентные связи обычно образуются между водородом и любым другим неметаллом. Разница в значениях электроотрицательности между металлами и неметаллами очень велика, поэтому они образуют друг с другом ионные связи.

2.1: Полярные ковалентные связи — электроотрицательность

Цели

После завершения этого раздела вы сможете

  1. описывают, как различия в электроотрицательности приводят к полярности связи.
  2. расположите данный ряд наиболее часто встречающихся в органической химии элементов (C, H, O, N, S, P и галогены) в порядке возрастания или убывания электроотрицательности, не обращаясь к таблице электроотрицательностей.
  3. предсказывают частичные положительные и частичные отрицательные концы данной связи, образованной между любыми двумя элементами, перечисленными в Задаче 2 выше, без использования таблицы электроотрицательностей или периодической таблицы.
  4. предсказать частичные положительные и частичные отрицательные концы данной связи, образованной между любыми двумя элементами, не перечисленными в Задаче 2, выше, используя периодическую таблицу.
Ключевые термины

Убедитесь, что вы можете определить и использовать в контексте приведенные ниже ключевые термины.

  • индуктивный эффект электроотрицательности
  • полярная ковалентная связь
Учебные заметки

Студенты часто задаются вопросом, почему важно уметь определять, является ли данная связь полярной или нет, и почему им нужно знать, какие атомы несут частичный положительный заряд, а какие частичный отрицательный заряд. Рассмотрим молекулу хлорметана (CH 3 Cl).Атом углерода показан как несущий частичный положительный заряд. Теперь вспомним, что противоположные заряды притягиваются. Таким образом, кажется разумным, что слегка положительный атом углерода в хлорметане должен быть подвержен атаке отрицательно заряженных частиц, таких как гидроксид-ион, ОН . Эта теория подтверждается на практике: гидроксид-ионы реагируют с хлорметаном, атакуя слабоположительный атом углерода в последнем. Часто таким образом можно рационализировать химические реакции, и вы обнаружите, что знание полярности связи незаменимо, когда начнете писать механизмы реакции.

Примечание: Из-за небольшой разницы в электроотрицательности между углеродом и водородом связь C-H обычно считается неполярной.

Электроотрицательность

Поскольку тенденция элемента приобретать или терять электроны очень важна для определения его химического состава, были разработаны различные методы для количественного описания этой тенденции. В наиболее важном методе используется измерение, называемое электроотрицательностью (обозначается греческой буквой хи , χ, произносится как «ки», как в слове «небо»), которое определяется как относительная способность атома притягивать электроны к сам в химическом соединении . Элементы с высокой электроотрицательностью имеют тенденцию приобретать электроны в химических реакциях и находятся в верхнем правом углу периодической таблицы. Элементы с низкой электроотрицательностью имеют тенденцию терять электроны в химических реакциях и находятся в левом нижнем углу периодической таблицы.

Электроотрицательность атома не является простым фиксированным свойством, которое можно непосредственно измерить в одном эксперименте. На самом деле электроотрицательность атома должна в некоторой степени зависеть от его химического окружения, потому что на свойства атома влияют соседние атомы в химическом соединении.Тем не менее, когда сравниваются различные методы измерения электроотрицательности атома, все они имеют тенденцию присваивать данному элементу одинаковые относительные значения. На рисунке \(\PageIndex{1}\) показаны значения электроотрицательности элементов, предложенные одним из самых известных химиков двадцатого века Линусом Полингом. В этой шкале значение 4,0 произвольно дается самому электроотрицательному элементу, фтору, а остальные электроотрицательности масштабируются относительно этого значения.Как правило, электроотрицательность увеличивается слева направо по периоду в периодической таблице и уменьшается по группе. Таким образом, неметаллы, расположенные в правом верхнем углу, обычно имеют самую высокую электроотрицательность, причем фтор является самым электроотрицательным элементом из всех (EN = 4,0, как отмечалось ранее). Важно отметить, что элементы, наиболее важные для органической химии, углерод, азот и кислород, имеют одни из самых высоких значений электроотрицательности в периодической таблице (EN = 2,5, 3,0, 3.5 соответственно). Металлы слева, как правило, менее электроотрицательны, у цезия самый низкий (EN = 0,7). Обратите внимание, что благородные газы исключены из этого рисунка, потому что эти атомы обычно не делят электроны с другими атомами, поскольку они имеют полную валентную оболочку.

Электроотрицательность определяется как способность атома конкретной молекулы притягивать к себе электроны. Чем больше значение электроотрицательности, тем больше притяжение.

Рисунок \(\PageIndex{1}\): Электроотрицательность элементов по шкале Полинга. Рисунок \(\PageIndex{2}\): Визуальное представление электроотрицательности.

Электроотрицательность и тип связи

Две идеализированные крайности химической связи: (1) ионная связь — при которой один или несколько электронов полностью передаются от одного атома к другому, а образовавшиеся ионы удерживаются вместе чисто электростатическими силами — и (2) ковалентная связь связь , при которой электроны поровну распределяются между двумя атомами.Однако большинство соединений имеют полярных ковалентных связей , что означает, что электроны распределяются между связанными атомами неравномерно. Электроотрицательность определяет, как общие электроны распределяются между двумя атомами в полярной ковалентной связи. Чем сильнее атом притягивает электроны своих связей, тем больше его электроотрицательность. Электроны в полярной ковалентной связи смещаются в сторону более электроотрицательного атома; таким образом, более электроотрицательным является атом с частичным отрицательным зарядом.Чем больше разница в электроотрицательности, тем более поляризовано распределение электронов и тем больше парциальные заряды атомов. Напомним, что строчная греческая дельта ( δ ) используется для обозначения того, что связанный атом обладает частичным положительным зарядом, обозначаемым δ + , или частичным отрицательным зарядом, обозначаемым δ , и связью между двумя атомами, которая обладают частичными зарядами, является полярной связью.

Рисунок \(\PageIndex{3}\): Распределение электронов в неполярной ковалентной связи, полярной ковалентной связи и ионной связи с использованием электронных структур Льюиса.Области, богатые электронами (отрицательно заряженные), показаны синим цветом; бедные электронами (положительно заряженные) области показаны красным.

Является ли связь ионной , неполярной ковалентной или полярной ковалентной , можно определить, рассчитав абсолютное значение разности электроотрицательностей (ΔEN) двух связанных атомов. Когда разница очень мала или равна нулю, связь является ковалентной и неполярной. Когда он большой, связь является полярной ковалентной или ионной. Абсолютные значения разностей электроотрицательностей между атомами в связях H–H, H–Cl и Na–Cl равны 0 (неполярные), 0.9 (полярная ковалентная) и 2,1 (ионная) соответственно. Степень, в которой электроны разделены между атомами, варьируется от полностью равного (чистая ковалентная связь) до полного отсутствия (ионная связь). На рис. 7.2.4 показана зависимость между разностью электроотрицательностей и типом связи. Однако эта таблица является лишь общим руководством со многими исключениями. Лучшее руководство по ковалентному или ионному характеру связи — рассмотреть типы вовлеченных атомов и их относительное положение в периодической таблице. Связи между двумя неметаллами обычно ковалентны; связь между металлом и неметаллом часто ионная.

Рисунок \(\PageIndex{4}\): По мере увеличения разницы электроотрицательностей между двумя атомами связь становится более ионной.

Некоторые соединения содержат как ковалентные, так и ионные связи. Атомы в многоатомных ионах, таких как OH , NO 3 и NH 4 + , удерживаются вместе полярными ковалентными связями. Однако эти многоатомные ионы образуют ионные соединения, соединяясь с ионами противоположного заряда. Например, азотнокислый калий KNO 3 содержит катион K + и многоатомный анион NO 3 .Так, связь в нитрате калия ионная, возникающая в результате электростатического притяжения между ионами K + и NO 3 , а также ковалентная между атомами азота и кислорода в NO 3 .

Пример \(\PageIndex{1}\): электроотрицательность и полярность связи

Полярность связей играет важную роль в определении структуры белков. Используя значения электроотрицательности в таблице A2, расположите следующие ковалентные связи — все они обычно встречаются в аминокислотах — в порядке возрастания полярности. Затем обозначьте положительные и отрицательные атомы, используя символы δ+ и δ–:

C–H, C–N, C–O, N–H, O–H, S–H

Раствор

Полярность этих связей увеличивается по мере увеличения абсолютного значения разности электроотрицательностей. Атом с обозначением δ- является более электроотрицательным из двух. В таблице \(\PageIndex{1}\) эти связи показаны в порядке возрастания полярности.

Бонд ΔEN Полярность
С–Н 0. 4 \(\overset{δ−}{\ce C}−\overset{δ+}{\ce H}\)
Ш-В 0,4 \(\overset{δ−}{\ce S}−\overset{δ+}{\ce H}\)
C–N 0,5 \(\overset{δ+}{\ce C}−\overset{δ−}{\ce N}\)
Н–Г 0,9 \(\overset{δ−}{\ce N}−\overset{δ+}{\ce H}\)
С–О 1.0 \(\overset{δ+}{\ce C}−\overset{δ−}{\ce O}\)
О–Н 1,4 \(\overset{δ−}{\ce O}−\overset{δ+}{\ce H}\)

Визуализация склеивания

Расчетное распределение заряда в молекулах можно легко визуализировать с помощью карт электростатического потенциала. Красный цвет используется для обозначения областей молекулы, богатых электронами, а синий цвет используется для обозначения областей с низким содержанием электронов.В более простом методе визуального представления смещения электронов в молекуле используется скрещенная стрелка. По соглашению стрелка указывает в направлении богатой электронами области молекулы и в сторону от бедной электронами. Пример показан на молекуле фторметана. Связь CF поляризована, притягивая связывающие электроны к более электроотрицательному фтору, что придает ему частичный отрицательный заряд. Следовательно, связывающие электроны оттягиваются от менее электроотрицательного углерода, придавая ему частичный положительный заряд.Богатый электронами фтор показан красным на карте электростатического потенциала, а бедный электронами углерод показан синим. Перекрещенная стрелка указывает в направлении богатого электронами фтора.

Карта электростатического потенциала и дипольный момент фторметана

Химики часто используют термин индуктивный эффект для описания смещения электронов по сигме за счет электроотрицательности атомов. Относительно электроотрицательные атомы, такие как фтор, имеют тенденцию индуктивно притягивать электроны к себе и от соседних атомов.Индуктивный эффект будет использоваться для объяснения химической реактивности во многих ситуациях в органической химии. Отличный пример индуктивного эффекта можно увидеть при сравнении полярности связей O-H воды (H 2 O) и хлорноватистой кислоты (ClOH). Замена менее электроотрицательного водорода (EN = 2,1) в воде на более электроотрицательный хлор (EN = 3,0) в хлорноватистой кислоте создает большую полярность связи. Хлор оттягивает электроны, придавая водороду больший частичный положительный заряд.Это показано на карте электростатического потенциала как усиление синего цвета вокруг водорода.

«Спектр» облигаций

Нет четкого разделения на ковалентную и ионную связи. В чистой неполярной ковалентной связи электроны удерживаются в среднем ровно посередине между атомами. В полярной связи электроны слегка притянуты к одному концу. Как далеко должно зайти это затягивание, прежде чем связь будет считаться ионной? На это нет реального ответа.Хлорид натрия обычно считается ионным твердым веществом, но даже здесь натрий не полностью потерял контроль над своим электроном. Однако из-за свойств хлорида натрия мы склонны считать его чисто ионным. С другой стороны, йодид лития можно описать как «ионный с некоторым ковалентным характером». В этом случае пара электронов не полностью переместилась на йодный конец связи. Иодид лития, например, растворяется в органических растворителях, таких как этанол, что обычно не растворяется в ионных веществах.Многие связи между металлами и атомами неметаллов считаются ионными, однако некоторые из этих связей нельзя просто идентифицировать как один тип связи. Примерами этого являются связь литий-углерод в метиллитии, которую обычно считают полярной ковалентной (что-то среднее между ковалентной и ионной), и связь калий-кислород в трет-бутоксиде калия , которая считается более ионной, чем ковалентной.

метиллитий калий трет -бутоксид

Резюме

Ковалентные связи образуются, когда электроны распределяются между атомами и притягиваются ядрами обоих атомов.В чисто ковалентных связях электроны распределены поровну. В полярных ковалентных связях электроны распределяются неравномерно, поскольку один атом оказывает на электроны более сильное притяжение, чем другой. Способность атома притягивать пару электронов в химической связи называется его электроотрицательностью. Разница в электроотрицательности между двумя атомами определяет, насколько полярной будет связь. В двухатомной молекуле с двумя одинаковыми атомами нет разницы в электроотрицательности, поэтому связь неполярная или чисто ковалентная.Когда разница электроотрицательностей очень велика, как в случае между металлами и неметаллами, связь характеризуется как ионная.

  • Отсутствие разницы в электроотрицательности двух атомов не приводит к неполярной ковалентной связи.
  • Небольшая разница в электроотрицательности приводит к полярной ковалентной связи.
  • Большая разница в электроотрицательности приводит к ионной связи.

Упражнения

  1. Определите положительный и отрицательный концы каждой из связей, показанных ниже.

  2. Какой из следующих элементов более электроотрицательный?

а) Br или C

б) С или Н

в) Cl или I

г) С или Li

3. Какая из следующих молекул, по вашему мнению, будет иметь более поляризованную связь O-H?

4. Предсказать направление поляризации связи С-О в метаноле, глядя на карту его электростатического потенциала.

Решения

а) Br

б) С

в) Кл

г) С

3.

Молекула справа будет иметь более поляризованную связь O-H. Присутствие сильно электроотрицательных фторов будет отвлекать электроны за счет индукционного эффекта.

4.

Вопросы

Q2.1.1

Проранжируйте следующее от наименее полярного к наиболее полярному, используя знания об электроотрицательности

CH 3 CH 2 -Li CH 3 CH 2 -K CH 3 CH 2 -F CH 3 CH -3 OH 2OH

Решения

С2.1.1

(наименее полярный) OH < F < Li < K (наиболее полярный)

 

Авторы и авторство

Примеры и свойства ковалентной связи

Ковалентная связь представляет собой тип химической связи, характеризующийся совместным использованием электронных пар между атомами. Ковалентные связи образуются, когда атомы делят валентные электроны с другими атомами, чтобы получить полную оболочку внешних электронов. Ковалентные связи отличаются от ионных связей, которые включают удаление или добавление электронов, и металлических связей, которые включают нелокализованное совместное использование электронов.Соединения, которые образуются из ковалентно связанных атомов, называются ковалентными соединениями.

Как правило, ковалентные связи образуются между неметаллическими элементами, которые не сильно различаются по электроотрицательности. Ковалентные связи, как правило, слабее ионных или металлических связей, поэтому для их разрыва требуется меньше энергии. Вследствие этих относительно более слабых связей большинство ковалентных соединений представляют собой газы при стандартных температурах и давлении и имеют низкие температуры кипения и испарения. Как правило, с ковалентными связями элементы будут иметь общие электронные пары до тех пор, пока каждый атом в соединении не будет иметь 8 валентных электронов, за исключением водорода (H), которому требуется только 2 валентных электрона для заполнения его внешней оболочки.

«Молекулярная химия, химия ковалентной связи, связана с раскрытием и освоением правил, управляющих структурами, свойствами и преобразованиями молекулярных видов». — Жан-Мари Лен

Простым примером ковалентной связи является двухатомная молекула водорода (H₂). Водород сам по себе имеет один валентный электрон. Водород имеет полную оболочку, если у него 2 электрона. Таким образом, один атом водорода будет делиться своим единственным валентным электроном с другим атомом водорода, и наоборот.В результате оба атома водорода теперь имеют полную внешнюю оболочку, а молекула имеет стабильную электронную конфигурацию.

В некоторых случаях атомы имеют более двух общих электронов. Атомы могут образовывать двойные и тройные связи, где они имеют 4 и 6 общих электронов соответственно. Атомы будут образовывать двойные и тройные связи, если каждая электронная пара является общей, но некоторым атомам все еще нужно больше электронов, чтобы заполнить их внешние оболочки.

Типы ковалентных связей

Ковалентные связи можно разделить на две основные категории: полярные ковалентные и неполярные ковалентные.Будут ли два атома образовывать полярную или неполярную ковалентную связь, зависит от соответствующей электроотрицательности этих атомов.

Электроотрицательность элемента можно рассматривать как меру того, насколько элемент «голоден» по электронам. Чем более электроотрицательный элемент, тем более он «жадный» на электроны и тем больше притягивает электронов. Элементы справа от периодической таблицы имеют тенденцию быть более электроотрицательными из-за размера их положительно заряженного ядра. Более крупные положительные ядра, найденные в элементах справа от периодической таблицы, имеют тенденцию оказывать большее притяжение на электроны.Фтор (F) является наиболее электроотрицательным элементом, и ему присвоено значение EN, равное 4. Все остальные значения EN рассчитаны относительно фтора.

Ковалентные связи обычно определяются как связи, возникающие между элементами, разница электроотрицательностей которых составляет ΔEN ≤ 1,8. Когда разница EN между элементами больше 1,8, говорят, что элементы вступают в ионную связь вместо ковалентной связи.

«Кроме того, обилие химических соединений и их значение в повседневной жизни мешало химику исследовать вопрос, в чем состоит индивидуальность атомов различных элементов.” — Йоханнес Старк

Полярные ковалентные связи

Когда разница EN между элементами составляет от 0,4 до 1,8, образованные ковалентные связи называются полярными. В полярных связях более электроотрицательный элемент оказывает большее притяжение на общие электроны, чем менее электроотрицательный элемент. В результате общие электроны больше притягиваются к одному атому. Эта чистая разница в электрическом заряде связи приводит к тому, что ковалентная связь имеет частично заряженный отрицательный конец и частично заряженный положительный конец.

Полярность соединения объясняет ряд его физических структур, таких как трехмерная геометрия, межмолекулярные взаимодействия и фазовое поведение. Например, вода является ковалентным полярным соединением. Полярность ковалентных связей в воде объясняет ее растворяющие свойства, высокую температуру кипения, высокую удельную теплоемкость, поверхностное натяжение и межмолекулярное поведение.

Неполярные ковалентные связи

Когда два атома с почти одинаковыми значениями EN соединяются, они образуют неполярные ковалентные связи.В неполярных ковалентных связях электроны поровну распределяются между двумя атомами, поэтому нет никакой разницы в заряде связи. Связи, образованные между атомами одного и того же элемента, считаются полностью неполярными, поскольку два атома имеют одинаковые значения EN и, следовательно, не имеют различий.

Например, газообразный хлор состоит из двухатомных молекул хлора (Cl 2 ). Каждый атом хлора имеет 7 валентных электронов, распределенных по 3 парам, и один неподеленный электрон. Каждый атом хлора будет делиться своим одиноким электроном с другим, давая каждому атому хлора 4 электронные пары и, таким образом, 8 полных валентных электронов. Поскольку одинаковые элементы имеют одинаковые значения EN, оба атома хлора одинаково притягивают общие электроны и компенсируют друг друга. Неполярные связи полностью электрически нейтральны.

Чтобы соединение было неполярным, оно не должно состоять из неполярных ковалентных связей. Рассмотрим четыреххлористый углерод (CCl 4 ). Четыреххлористый углерод образован атомом углерода, образующим 4 ковалентные связи с 4 атомами хлора. ΔEN между углеродом и хлором составляет 0,5, поэтому связи C-Cl полярны.Однако четыреххлористый углерод является неполярной молекулой. Причина в том, что симметричная тетраэдрическая геометрическая структура четыреххлористого углерода делает так, что каждая полярная связь уравновешивается другой.

Как атомы делят свои электроны?

Одно дело описать ковалентную связь как совместное использование электронных пар; совсем другое дело — объяснить 90 121, как 90 122 атомов делят свои электроны. Это вопрос к теории молекулярных орбиталей.

Обычно электроны изображают как крошечные частицы, вращающиеся вокруг центрального ядра, аналогично планетам в нашей Солнечной системе.Структуры Льюиса, например, представляют электроны как маленькие точки, окружающие центральный атом, а ковалентная связь представлена ​​как два атома, разделяющих пару этих точек. Однако такие модели не являются точными представлениями. Электроны — это не крошечные отдельные частицы, которые вращаются вокруг атомов, как планеты по круговой орбите. Электроны имеют дуальную корпускулярно-волновую природу, и их связывающее поведение можно объяснить только волновыми свойствами электронов.

Поскольку электроны не являются частицами, они не имеют определенного положения в конкретной точке.Вместо этого, подобно волне, они существуют в пространстве. Эта область пространства называется орбиталью . В некотором смысле можно думать об орбитали как об области пространства вокруг атома, в которой существует вероятность обнаружения электрона.

«Ничего не существует, кроме атомов и пустого пространства; все остальное — мнение». — Демокрит

Атомы образуют ковалентные связи, перекрывая свои электронные орбитали. Когда две атомные орбитали сближаются, они объединяются, и электроны начинают населять общее орбитальное пространство .В этом общем орбитальном пространстве наблюдается повышенная плотность электронов. Электронная плотность в этом общем орбитальном пространстве является «химическим клеем», который скрепляет атомы. Существует много видов электронных орбиталей, поэтому существует много видов перекрытия орбит. Точный характер орбитального перекрытия определяет прочность, угол, длину и эластичность связи.

Например, двухатомная молекула водорода (H₂) имеет самый простой и стабильный тип ковалентной связи; сигма-связь (представлена ​​как σ-связь).Сигма-связи образуются в результате прямого перекрытия двух орбиталей s . s орбитали имеют сферическую форму, поэтому общее орбитальное пространство похоже на область, которая образуется в результате перекрытия двух сфер. Пи-связи (π), напротив, образуются за счет латерального перекрывания 2 p орбиталей. Когда две орбитали объединяются, результирующая орбиталь называется гибридной орбиталью .

Подумайте об этой концепции следующим образом: представьте, что вы бросаете камень в водоем, и из него вырываются волны.Затем вы бросаете камень в другую точку, что создает другой узор волн. Когда рябь встречается, волны будут объединяться различными способами, образуя разные узоры. Это похоже на то, что происходит при перекрытии электронных орбит. Электроны в своей основе волнообразны, поэтому, когда вы приближаете два электрона друг к другу, волны «объединяются», образуя отчетливую устойчивую волновую картину. Свойства ковалентной связи определяются точной формой орбиталей и тем, как эти волны сочетаются друг с другом.Орбитали объединятся и примут форму, минимизирующую потенциальную энергию между атомами.

Орбитальная теория обеспечивает более точное описание электронов и объяснение того, почему электроны ведут себя так, как они ведут себя при формировании общих пар. Орбитальную теорию также можно использовать для предсказания характера новых химических связей. Это также объясняет, почему некоторые соединения, такие как гексафторид серы (SF 6 ), нарушают правило октета для своего центрального атома.

Напомним, что ковалентные связи — это химические связи, характеризующиеся общими электронными парами.Ковалентная связь образуется, когда два атома делят электроны, чтобы получить полную внешнюю электронную оболочку. Существует два основных типа ковалентных связей, полярные и неполярные, которые различаются в зависимости от того, насколько поровну распределены электроны по всей связи. Атомы делят электроны, перекрывая электронные орбитали в общем орбитальном пространстве. Увеличенная плотность электронов в общем орбитальном пространстве скрепляет два атома вместе.

Об Алексе Болано PRO INVESTOR

Когда Алекс не рыщет в Интернете в поисках научных новостей, он любит настольные ролевые игры и очень малоизвестные телевизионные отсылки. Алекс имеет степень магистра Университета Миссури-Ст. Луи.

Электроотрицательность и полярная ковалентная связь

Электроотрицательность — это способность атома притягивать к себе связывающую пару электронов. Когда атом хлора ковалентно связывается с другим атомом хлора, общая электронная пара делится поровну. Электронная плотность, образующая ковалентную связь, находится на полпути между двумя атомами.

Но что происходит, когда два атома, участвующие в химической связи, не совпадают? Два положительно заряженных ядра имеют разные силы притяжения; они «притягивают» электронную пару в разной степени.Конечным результатом является то, что электронная пара смещается в сторону одного атома.

Притягивание электронов: электроотрицательность

Чем больше значение электроотрицательности, тем больше сила атома для притяжения связывающей пары электронов. На следующем рисунке показаны значения электроотрицательности различных элементов под каждым символом элемента в периодической таблице. За некоторыми исключениями, электроотрицательность увеличивается слева направо в периоде и уменьшается сверху вниз в семействе.

Электроотрицательности дают информацию о том, что произойдет с парой электронов при соединении двух атомов. Связь, в которой электронная пара делится поровну, называется неполярной ковалентной связью . Вы имеете неполярную ковалентную связь в любое время, когда два атома, участвующие в связи, одинаковы или когда разница в электроотрицательности атомов, участвующих в связи, очень мала.

Теперь рассмотрим хлористый водород (HCl). Водород имеет электроотрицательность 2.1, а хлор имеет электроотрицательность 3,0. Электронная пара, связывающая HCl, смещается на в сторону атома хлора , потому что атом хлора имеет большее значение электроотрицательности.

Связь, в которой электронная пара смещена к одному атому, называется полярной ковалентной связью . Атом, который сильнее притягивает связывающую электронную пару, немного более отрицателен, а другой атом немного более положителен. Чем больше разница в электроотрицательностях, тем более отрицательными и положительными становятся атомы.

Теперь посмотрим на случай, когда два атома имеют очень разную электроотрицательность — хлорид натрия (NaCl). Хлорид натрия связан ионной связью. Электрон перешел от натрия к хлору. Натрий имеет электроотрицательность 1,0, а хлор имеет электроотрицательность 3,0.

Это разница электроотрицательностей 2,0 (3,0 – 1,0), что делает связь между двумя атомами очень, очень полярной. Фактически, разница в электроотрицательности обеспечивает еще один способ предсказания типа связи, которая будет образовываться между двумя элементами, как показано в следующей таблице.

Разница электроотрицательности Тип сформированной облигации
от 0,0 до 0,2 неполярная ковалентная
от 0,3 до 1,4 полярная ковалентная
> 1,5 ионный
Наличие полярной ковалентной связи в молекуле может иметь довольно сильное влияние на свойства молекулы.

Полярная ковалентная связь

Если два атома, участвующие в ковалентной связи, не одинаковы, связывающая пара электронов притягивается к одному атому, при этом этот атом приобретает небольшой (частичный) отрицательный заряд, а другой атом принимает частичный положительный заряд.

В большинстве случаев молекула имеет положительный конец и отрицательный конец, называемый диполем (подумайте о магните). На следующем рисунке показано несколько примеров молекул, в которых образовались диполи. (Маленький греческий символ рядом с зарядами относится к частичному заряду .)

Полярная ковалентная связь во фтористом водороде и аммиаке.

Во фтористом водороде (HF) связывающая электронная пара притягивается намного ближе к атому фтора, чем к атому водорода, поэтому конец фтора становится частично отрицательно заряженным, а конец водорода становится частично положительно заряженным.

То же самое происходит с аммиаком, известным как

Азот имеет большую электроотрицательность, чем водород, поэтому связывающие пары электронов притягиваются к нему сильнее, чем к атомам водорода. Атом азота приобретает частичный отрицательный заряд, а атомы водорода — частичный положительный заряд.

Наличие полярной ковалентной связи объясняет, почему некоторые вещества ведут себя так, как они ведут себя в химической реакции: поскольку у этого типа молекулы есть положительный конец и отрицательный конец, она может притягивать часть другой молекулы с противоположным зарядом.

Этот тип молекулы может действовать как слабый электролит, потому что полярная ковалентная связь позволяет веществу действовать как проводник. Таким образом, если химик хочет, чтобы материал действовал как хороший изолятор (устройство, используемое для разделения проводников), химик должен искать материал с как можно более слабой полярной ковалентной связью.

Помощь с ковалентными связями — химия средней школы

Если вы считаете, что контент, доступный с помощью Веб-сайта (как это определено в наших Условиях обслуживания), нарушает одно или более ваших авторских прав, пожалуйста, сообщите нам, предоставив письменное уведомление («Уведомление о нарушении»), содержащее в информацию, описанную ниже, назначенному агенту, указанному ниже. Если университетские наставники примут меры в ответ на ан Уведомление о нарушении, он предпримет добросовестную попытку связаться со стороной, предоставившей такой контент средства самого последнего адреса электронной почты, если таковой имеется, предоставленного такой стороной Varsity Tutors.

Ваше Уведомление о нарушении может быть направлено стороне, предоставившей контент, или третьим лицам, таким как так как ChillingEffects.org.

Обратите внимание, что вы будете нести ответственность за ущерб (включая расходы и гонорары адвокатов), если вы существенно искажать информацию о том, что продукт или деятельность нарушают ваши авторские права.Таким образом, если вы не уверены, что содержимое находится на Веб-сайте или на который ссылается Веб-сайт, нарушает ваши авторские права, вам следует сначала обратиться к адвокату.

Чтобы подать уведомление, выполните следующие действия:

Вы должны включить следующее:

Физическая или электронная подпись владельца авторских прав или лица, уполномоченного действовать от его имени; Идентификация авторских прав, которые, как утверждается, были нарушены; Описание характера и точного местонахождения контента, который, как вы утверждаете, нарушает ваши авторские права, в \ достаточно подробно, чтобы преподаватели университета могли найти и точно идентифицировать этот контент; например, мы требуем а ссылку на конкретный вопрос (а не только название вопроса), который содержит содержание и описание к какой конкретной части вопроса — изображению, ссылке, тексту и т. д. — относится ваша жалоба; Ваше имя, адрес, номер телефона и адрес электронной почты; а также Заявление от вас: (а) что вы добросовестно полагаете, что использование контента, который, как вы утверждаете, нарушает ваши авторские права не разрешены законом или владельцем авторских прав или его агентом; б) что все информация, содержащаяся в вашем Уведомлении о нарушении, является точной, и (c) под страхом наказания за лжесвидетельство вы либо владельцем авторских прав, либо лицом, уполномоченным действовать от их имени.

Отправьте жалобу нашему назначенному агенту по адресу:

Чарльз Кон Varsity Tutors LLC
101 S. Hanley Rd, Suite 300
St. Louis, MO 63105

Или заполните форму ниже:

 

Определения, типы и примеры »

Определение полярной связи

Полярная связь представляет собой ковалентную связь между атомами, при которой электроны, образующие связь, распределены неравномерно. Это приводит к тому, что молекула имеет умеренную электрическую дипольную секунду, в которой один интервал почти не отличается высоким качеством, а противоположный — едва плохим. Скорость электрических диполей намного меньше полной единичной скорости, поэтому они учитываются при частичном расходе и обозначаются с помощью дельта плюс (δ+) и дельта минус (δ-). Поскольку качественные и низкокачественные затраты разделены внутри связи, молекулы с полярными ковалентными связями взаимодействуют с диполями в разных молекулах.

Это создает диполь-дипольные межмолекулярные силы между молекулами. Полярные связи являются границей между естественной ковалентной связью и естественной ионной связью. Чистые ковалентные связи (неполярные ковалентные связи) распределяют электронные пары между атомами аналогичным образом. Технически, неполярная связь чаще всего возникает, когда атомы равны друг другу (например, газ h3), однако химики не забывают, что любая связь между атомами с разницей в электроотрицательности намного меньше 0,4 считается неполярной ковалентной связью.

В ионных связях электроны внутри связи в основном отдаются одному атому с помощью противоположного (например, NaCl). Между атомами образуются ионные связи, а разница в электроотрицательности между ними превышает 1,7. Технически ионные связи являются абсолютно полярными связями, поэтому терминология может сбивать с толку.

Просто помните, что полярная связь относится к типу ковалентной связи, в которой электроны не разделены одинаковым образом, а значения электроотрицательности едва ли являются единственными в своем роде.Полярные ковалентные связи образуются между атомами с разницей в электроотрицательности от 0,4 до 1,7. Читайте также: что такое неполярная ковалентная связь?

Примеры молекул с полярными ковалентными связями

Вода (h3O) представляет собой молекулу полярной связи. Стоимость электроотрицательности кислорода равна 3,44, в то время как электроотрицательность водорода равна 2,20. Неравенство в долгах распределения электронов для изогнутой формы молекулы. Кислородная «грань» молекулы имеет низкую скорость Интернета, в то время как 2 атома водорода (на противоположной «грани») имеют высокую скорость Интернета.

Фторид водорода (HF) — это любой другой пример молекулы, имеющей полярную ковалентную связь. Фтор является более электроотрицательным атомом, поэтому электроны внутри связи более тесно связаны с атомом фтора, чем с атомом водорода. Дипольная бюрократия с аспектом фтора, имеющим плохую скорость интернета, и аспектом водорода, имеющим скорость интернета высокого качества. Фторид водорода представляет собой линейную молекулу из-за того, что в ней есть самые удобные атомы, поэтому никакая другая геометрия невозможна.

Молекула аммиака (Nh4) имеет полярные ковалентные связи между атомами азота и водорода. Диполь таков, что атом азота имеет больший отрицательный заряд. С 3 атомами водорода все на одной грани атома азота с высоким качеством скорости.

Какие элементы образуют полярные связи?

Полярные ковалентные связи образуются между атомами неметаллов, которые имеют достаточно единственную в своем роде электроотрицательность из всех разных. Потому что значения электроотрицательности вряд ли единственные в своем роде.Связывающая электронная пара не распределяется между атомами одинаково. Например, между водородом и любым другим неметаллом обычно образуются полярные ковалентные связи.

Стоимость электроотрицательности металлов и неметаллов велика, так что они образуют ионные связи по-разному. Читайте также — Что такое исследование с включенным наблюдением?

Как предсказать тип связи с помощью электроотрицательности

Вы можете задаться вопросом: как вы понимаете, какая связь возникнет между атомами? Вы можете ожидать, какая связь будет формироваться с помощью поиска.Об электроотрицательности каждого атома внутри связи. Электроотрицательность — это то, насколько сильно атом будет оттягивать электроны от других атомов в химической связи. Некоторые атомы имеют лучшую электроотрицательность. В то же время, как и другие, имеют пониженную электроотрицательность. Электроотрицательность — это своего рода игра в перетягивание каната среди атомов.

Если у вас есть мужчина или женщина. На грани веревки это сильнее, чем противоположный мужчина или женщина. Тогда более сильный мужчина или женщина будут тянуть сильнее.Отсюда вытягивание противоположного мужчины или женщины из своего курса. С другой стороны, если бы у вас были люди такой же силы. Тогда веревка больше не могла двигаться в любом направлении человека и могла жить в равном месте.

электроотрицательность

ЭЛЕКТРОТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ

 

На этой странице объясняется, что такое электроотрицательность и как и почему она меняется в периодической таблице. В нем рассматривается, как различия в электроотрицательности влияют на тип связи, и объясняется, что подразумевается под полярными связями и полярными молекулами.

Если вас интересует электроотрицательность в контексте органической химии, вы найдете ссылку внизу этой страницы.

 

Что такое электроотрицательность

Определение

Электроотрицательность — это мера тенденции атома притягивать связывающую пару электронов.

Чаще всего используется шкала Полинга. Фтору (наиболее электроотрицательному элементу) присвоено значение 4,0, а значения варьируются до цезия и франция, которые являются наименее электроотрицательными при 0.7.

 

Что произойдет, если два атома с одинаковой электроотрицательностью соединится вместе?

Рассмотрим связь между двумя атомами, A и B. Каждый атом может образовывать другие связи помимо показанной, но они не имеют отношения к аргументу.

Если атомы одинаково электроотрицательны, оба имеют одинаковую тенденцию притягивать связывающую пару электронов, и поэтому на полпути между двумя атомами будет в среднем .Чтобы получить такую ​​связь, А и В обычно должны быть одним и тем же атомом. Вы найдете такую ​​связь, например, в молекулах H 2 или Cl 2 .


Примечание.   Важно понимать, что это усредненное изображение . Электроны на самом деле находятся на молекулярной орбитали и все время движутся внутри этой орбитали.


Этот тип связи можно рассматривать как «чистую» ковалентную связь, когда электроны равномерно распределены между двумя атомами.

 

Что произойдет, если B будет немного более электроотрицательным, чем A?

B будет притягивать электронную пару больше, чем A.

Это означает, что конец В связи имеет большую долю электронной плотности, и поэтому становится слегка отрицательным. В то же время А-конец (довольно короткий электронов) становится слегка положительным. На диаграмме «» (читается как «дельта») означает «слегка» — поэтому + означает «слегка положительный».

Определение полярных связей

Описывается как полярная связь . Полярная связь — это ковалентная связь, в которой существует разделение заряда между одним концом и другим, другими словами, в которой один конец слегка положительный, а другой — слегка отрицательный. Примеры включают большинство ковалентных связей. Типичны водородно-хлорные связи в HCl или водородно-кислородные связи в воде.

 

Что произойдет, если B намного более электроотрицательна, чем A?

В этом случае электронная пара притягивается прямо к концу связи B.Во всех смыслах и целях А потерял контроль над своим электроном, а В имеет полный контроль над обоими электронами. Образовались ионы.

 

«Спектр» облигаций

Из всего этого следует, что нет четкого разделения между ковалентными и ионными связями. В чистой ковалентной связи электроны удерживаются в среднем точно посередине между атомами. В полярной связи электроны слегка притянуты к одному концу.

Как далеко должно зайти это перетаскивание, прежде чем связь будет считаться ионной? На это нет реального ответа. Обычно вы думаете о хлориде натрия как о типично ионном твердом веществе, но даже здесь натрий не полностью потерял контроль над своим электроном. Однако из-за свойств хлорида натрия мы склонны считать его чисто ионным.


Примечание:   Не беспокойтесь о точной границе между полярными ковалентными и ионными связями.На уровне A примеры будут иметь тенденцию избегать серых зон — они будут явно ковалентными или явно ионными. Однако ожидается, что вы поймете, что эти серые зоны существуют.


Иодид лития, с другой стороны, можно охарактеризовать как «ионный с некоторым ковалентным характером». В этом случае пара электронов не полностью переместилась на йодный конец связи. Иодид лития, например, растворяется в органических растворителях, таких как этанол, что обычно не растворяется в ионных веществах.

 

Сводка

  • Отсутствие разницы в электроотрицательности между двумя атомами приводит к чистой неполярной ковалентной связи.

  • Небольшая разница в электроотрицательности приводит к полярной ковалентной связи.

  • Большая разница в электроотрицательности приводит к образованию ионной связи.

 

Полярные связи и полярные молекулы

В простой молекуле, такой как HCl, если связь полярна, то полярна и вся молекула.А как насчет более сложных молекул?

В CCl 4 каждая связь является полярной.


Примечание.   Обычные линии обозначают связи в плоскости экрана или бумаги. Пунктирные линии представляют связи, уходящие от вас на экран или бумагу. Клиновидные линии представляют собой облигации, выходящие из экрана или бумаги по направлению к вам.


Молекула в целом, однако, неполярна — в том смысле, что у нее нет конца (или стороны), который был бы слегка отрицательным, и одного, который был бы слегка положительным.Вся внешняя часть молекулы несколько отрицательна, но нет полного разделения заряда сверху вниз или слева направо.

CHCl 3 , напротив, имеет полярность .

Водород в верхней части молекулы менее электроотрицателен, чем углерод, и поэтому слегка положителен. Это означает, что молекула теперь имеет слегка положительный «верх» и слегка отрицательный «низ», и поэтому в целом молекула является полярной.

Полярная молекула должна быть каким-то образом «однобокой».

 

Модели электроотрицательности в периодической таблице

Наиболее электроотрицательным элементом является фтор. Если вы помните этот факт, все становится легко, потому что электроотрицательность всегда должна увеличиваться по отношению к фтору в периодической таблице.


Примечание:   Это упрощение не учитывает инертные газы. Исторически это произошло потому, что считалось, что они не образуют связей, а если они не образуют связей, то не могут иметь значение электроотрицательности. Даже сейчас, когда мы знаем, что некоторые из них действительно образуют связи, источники данных по-прежнему не указывают для них значения электроотрицательности.


 

Тенденции электроотрицательности за период

По мере прохождения периода электроотрицательность увеличивается. На диаграмме показана электроотрицательность от натрия до хлора — аргон следует игнорировать. У него нет электроотрицательности, потому что он не образует связей.

 

Тенденции электроотрицательности вниз по группе

По мере продвижения вниз по группе электроотрицательность уменьшается. (Если она увеличивается до фтора, она должна уменьшаться по мере снижения.) На диаграмме показаны модели электроотрицательности в группах 1 и 7.

 

Объяснение закономерностей электроотрицательности

Притяжение, которое связывающая пара электронов испытывает к конкретному ядру, зависит от:

  • количество протонов в ядре;

  • расстояние от ядра;

  • величина экранирования внутренними электронами.


Примечание:   Если вас не устраивает концепция , экранирующая или , экранирующая , вам стоит прочитать страницу об энергиях ионизации, прежде чем продолжить. Факторы, влияющие на энергию ионизации, точно такие же, как и факторы, влияющие на электроотрицательность.

Используйте кнопку НАЗАД в браузере, чтобы вернуться на эту страницу.



Почему электроотрицательность увеличивается в течение периода?

Рассмотрим натрий в начале периода 3 и хлор в конце (игнорируя благородный газ, аргон).Думайте о хлориде натрия, как если бы он был ковалентно связан.

И натрий, и хлор имеют свои связывающие электроны на уровне 3. Электронная пара экранируется от обоих ядер 1s-, 2s- и 2p-электронами, но ядро ​​хлора имеет в своем составе еще 6 протонов. Неудивительно, что электронная пара притягивается к хлору так далеко, что образуются ионы.

Электроотрицательность увеличивается в течение периода, потому что количество зарядов на ядре увеличивается.Это сильнее притягивает связывающую пару электронов.

Почему электроотрицательность падает, когда вы спускаетесь вниз по группе?

Подумайте о фтороводороде и хлороводороде.

Связующая пара экранирована от ядра фтора только 1s 2 электронами. В случае хлора он экранирован всеми 1s 2 2s 2 2p 6 электронами.

В каждом случае есть чистая тяга от центра фтора или хлора +7.Но у фтора связывающая пара находится на уровне 2, а не на уровне 3, как у хлора. Чем ближе к ядру, тем сильнее притяжение.

По мере того, как вы спускаетесь по группе, электроотрицательность уменьшается, потому что связывающая пара электронов все больше удаляется от притяжения ядра.

 

Диагональные соотношения в периодической таблице

Что такое диагональные отношения?

В начале периодов 2 и 3 Периодической таблицы есть несколько случаев, когда элемент на вершине одной группы имеет некоторое сходство с элементом в следующей группе.

Три примера показаны на диаграмме ниже. Обратите внимание, что сходство возникает в элементах, которые расположены по диагонали друг к другу, а не рядом друг с другом.

Например, бор — это неметалл, по некоторым свойствам напоминающий кремний. В отличие от остальных элементов группы 2, бериллий имеет некоторые свойства, напоминающие алюминий. А литий обладает некоторыми свойствами, которые отличаются от других элементов группы 1 и в чем-то напоминают магний.

Говорят, что между этими элементами существует диагональное отношение .

Для этого есть несколько причин, но каждая из них зависит от того, как атомные свойства, такие как электроотрицательность, изменяются в периодической таблице.

Итак, мы кратко рассмотрим это в отношении электроотрицательности, что, вероятно, проще всего объяснить.

 

Объяснение диагонального отношения к электроотрицательности

Электроотрицательность увеличивается по периодической таблице. Так, например, электроотрицательности бериллия и бора равны:

Электроотрицательность падает по мере того, как вы спускаетесь по Периодической таблице.Так, например, электроотрицательность бора и алюминия:

Итак, сравнивая Be и Al, вы обнаруживаете, что значения (случайно) совершенно одинаковы.

Увеличение от группы 2 до группы 3 компенсируется падением по мере перехода группы 3 от бора к алюминию.

Нечто подобное происходит от лития (1,0) к магнию (1,2) и от бора (2,0) к кремнию (1,8).

В этих случаях электроотрицательности не в точности одинаковы, но очень близки.

Одинаковая электроотрицательность между членами этих диагональных пар означает, что они, вероятно, образуют сходные типы связей, и это повлияет на их химический состав. Вы вполне можете встретить примеры этого позже в своем курсе.

 

Вопросы для проверки вашего понимания

Если это первый набор вопросов, который вы задали, пожалуйста, прочтите вводную страницу, прежде чем начать. Вам нужно будет использовать КНОПКУ НАЗАД в браузере, чтобы вернуться сюда позже.

вопросов по электроотрицательности

ответов

Остальная часть этой страницы не содержит вопросов.

 

Внимание! Насколько мне известно, ни одна из британских программ уровня A (или эквивалентных) больше не нуждается в следующем бите. Раньше он был в программе AQA, но был удален из их новой программы. Однако на момент написания он все еще фигурирует по крайней мере в одной зарубежной программе A-level (Мальта, но могут быть и другие, о которых я не знаю).Если вы сомневаетесь, проверьте свою программу.

В противном случае игнорируйте остальную часть этой страницы. Это альтернативный (и, на мой взгляд, более неуклюжий) взгляд на формирование полярной связи. Чтение этого без необходимости просто рискует запутать вас.



Поляризующая способность положительных ионов

Что мы подразумеваем под «поляризующей способностью»?

До сих пор в обсуждении мы рассматривали образование полярных связей с точки зрения искажений, возникающих в ковалентной связи, если один атом более электроотрицательный, чем другой. Но вы также можете посмотреть на образование полярных ковалентных связей, представив, что вы начинаете с ионов.

Твердый хлорид алюминия является ковалентным. Вместо этого представьте, что он был ионным. Он будет содержать ионы Al 3+ и Cl .

Ион алюминия очень мал и содержит три положительных заряда, поэтому «плотность заряда» очень высока. Это окажет значительное влияние на любые соседние электроны.

Мы говорим, что ионы алюминия поляризуют ионы хлорида.

В случае хлорида алюминия электронные пары притягиваются обратно к алюминию до такой степени, что связи становятся ковалентными. Но поскольку хлор более электроотрицательный, чем алюминий, пары электронов не будут притягиваться на полпути между двумя атомами, и поэтому образующаяся связь будет полярной.

 

Факторы, влияющие на поляризующую способность

Положительные ионы могут поляризовать (электрически искажать) близлежащие отрицательные ионы. Поляризующая способность зависит от плотности заряда положительного иона.

Поляризующая способность увеличивается по мере того, как положительный ион становится меньше, а количество зарядов увеличивается.

Чем больше отрицательный ион, тем легче его поляризовать. Например, у иодид-иона I внешние электроны находятся на уровне 5 — относительно удаленном от ядра.

Положительный ион будет более эффективно притягивать пару электронов от иодид-иона, чем соответствующие электроны, скажем, фторид-иона, где они намного ближе к ядру.

Иодид алюминия является ковалентным, поскольку электронная пара легко отрывается от иона йодида. С другой стороны, фторид алюминия является ионным, потому что ион алюминия не может поляризовать небольшой ион фторида в достаточной степени для образования ковалентной связи.

 

Куда бы вы хотели отправиться сейчас?

Рассмотреть электроотрицательность в контексте органической химии.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.

2015-2019 © Игровая комната «Волшебный лес», Челябинск
тел.:+7 351 724-05-51, +7 351 777-22-55 игровая комната челябинск, праздник детям челябинск