Ковалентная связь биология – Основные типы химической связи. Ковалентная связь. Основные положения метода валентных связей. Общее представление о методе молекулярных орбиталей.

Содержание

Типы ковалентной связи | Дистанционные уроки

07-Дек-2013 | комментария 2 | Лолита Окольнова

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

 

ковалентная вязь

Понятие «металлические свойства» — определяется способностью отдавать электроны — на этом основана металлическая химическая связь. Что происходит, когда встречаются атомы неметаллов?

 

«Неметаллические свойства» — определяются способностью принимать электроны, отбирать их у других атомов.

 

Давайте рассмотрим образование молекулы водорода (H2)

 

Первый вид ковалентной связиковалентная неполярная

 

виды ковалентной связи

 

У каждого атома водорода имеется электрон. При сближении двух атомов возникает такой момент, когда оба электрона будут находиться рядом. Что получается?

 

Образуется общая электронная пара

 

У левого атома (зеленый)  стало 2 электрона на орбитали — очень выгодное энергетическое состояние, и у правого атома (синий) стало 2 электрона — тоже выгодное состояние.  Образуется молекула водорода.

 

При образовании неполярной ковалентной связи плотность равномерно распределена между обоими атомами

 

Получается, что ковалентная связь «стягивает» атомы в молекулы.

 

Второй вид ковалентной связи — ковалентная полярная

 

виды ковалентной связи

 

Точно таким же образом образуется молекула воды — кислород добавляет себе пару электронов, что делает его электронную оболочку завершенной, каждый атом водорода тоже становится двухэлектронным — у всех стабильное энергетическое состояние.

 

Образуются две электронные пары — 2 ковалентные связи.

 

При образовании полярной ковалентной связи —  электронная плотность смещается в сторону одного из атомов. Поляризация возникает в следствии различия электроотрицательностей элементов в паре.

 

Третий вид химической связиковалентная донорно-акцепторная связь

 

Вообще, нельзя назвать это видом связи, это, скорее, механизм образования связи.

 

Донорно-акцепторный механизм — способ образования ковалентной химической связи между двумя атомами или группой атомов, осуществляемый за счет неподеленной пары электронов атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора

 

виды ковалентной связи

 

Давайте подведем итог по видам ковалентной связи:

 

  1. Ковалентную неполярную связь образуют одинаковые атомы неметаллов и атомы водорода;
  2. Ковалентную полярную химическую
    связь образуют разные атомы неметаллов и неметаллы с водородом;
  3. Донорно-акцепторную ковалентную связь образуют атомы, имеющие неподеленную электронную пару — доноры электронов (например, азот, кислород, фосфор, сера и т.д.) и атомы, образующие пустую орбиталь — акцепторы (например, протон водорода и некоторые d-элементы.

 


 
  • вопрос ЕГЭ А4 — виды химической связи;
  • пример вопроса ГИА (ОГЭ) — А3

 


 
 
 

Еще на эту тему:

Обсуждение: "Типы ковалентной связи"

(Правила комментирования)

Ковалентная связь. Видеоурок. Химия 9 Класс

Тема: Химическая связь. Электролитическая диссоциация

Урок: Ковалентная связь

Вспомним, как образуется ионная связь. Вы уже знаете, что атомы химических элементов стремятся завершить свои внешние электронные слои до устойчивого состояния. Так, атомы металлов отдают электроны с последнего электронного слоя атомам неметаллов, при этом образуются

разноименно заряженные ионы, которые притягиваются. Именно так в соединениях образуется ионная связь.

Образование химической связи между одинаковыми неметаллами

Атом водорода

Рис. 1. Атом водорода

Если в состав молекулы вещества входят атомы одного химического элемента, например, два атома водорода Н2, то, очевидно, связь между ними не может образовываться по ионному механизму. Механизм образования связи в молекулах простых веществ-неметаллов отличается от образования ионной связи.

В соответствии с моделью Нильса Бора, атом подобен солнечной системе – электроны вращаются вокруг ядра атома по строго определенным орбитам. Например, в соответствии с этой моделью, атом водорода будет выглядеть, как показано рис.1. Заряд ядра атома водорода равен +1. Вокруг ядра вращается всего один электрон.

Электронное облако

Атом водорода

Электронная орбиталь атома водорода

Рис. 2. Электронная орбиталь атома водорода

Модель атома была уточнена немецким физиком Гейзенбергом.

Он выдвинул принцип неопределенности, в соответствии с которым можно говорить лишь о вероятности нахождения электрона в околоядерном пространстве. Таким образом, электрон не вращается вокруг ядра, а находится около него с определенной вероятностью.

Область пространства, в которой нахождение электрона наиболее вероятно, называют электронным облаком, или электронная орбиталь. Например, электронная орбиталь водорода имеет форму сферы. (см. Рис. 2.)

Образование связи между двумя атомами водорода  в молекуле водорода Н2

Ковалентная неполярная связь в молекуле водорода

Рис. 3. Ковалентная неполярная связь в молекуле водорода

Рассмотрим образование связи между двумя атомами водорода. Рис.3. Химическая связь образуется в результате перекрывания атомных орбиталей. В этом случае между ядрами двух атомов образуется область повышенной электронной плотности. Такое состояние энергетически выгодно для обоих атомов, так как в данном случае оба электрона в равной степени принадлежат обоим атомам.

Образование связи в молекуле водорода можно показать как с помощью перекрывания атомных орбиталей, так и с помощью формул Льюиса. Два электрона стали общими для обоих атомов водорода.

Так как в атоме водорода всего один электронный слой, и он завершен, если на нем два электрона, такое состояние выгодно для обоих атомов – образовалась химическая связь.

Химическая связь, образующаяся в результате перекрывания атомных орбиталей, при котором пара электронов становится общей для обоих атомов, называется ковалентной связью

Обратите внимание: при ковалентной связи пара электронов становится общей для обоих атомов. Образование молекулы водорода – это пример ковалентной связи. При этом область повышенной электронной плотности находится

посередине относительно центров ядер атомов, то есть пара электронов в равной степени принадлежит обоим атомам водорода. Такая связь называется ковалентной неполярной связью.

Химическую связь между атомами элементов, в результате которой электроны в равной степени принадлежат обоим атомам, называют ковалентной неполярной связью.

Образование ковалентной неполярной связи в молекуле хлора Cl2

Ковалентная неполярная связь в молекуле водорода

Рис. 4. Образование связи в молекуле хлора

Атом хлора находится в седьмой группе, главной подгруппе периодической системы. Значит, на внешнем электронном слое у него семь электронов. До устойчивого, энергетически выгодного состояния ему не хватает всего одного электрона. Таким образом, образовав одну общую электронную пару, два атома хлора получат в свое распоряжение так необходимый каждому из них электрон.

Если заменить общую электронную пару черточкой, а электроны, не участвующие в образовании связи, не учитывать, то получим графическую формулу хлора. В молекуле хлора атомы соединены одинарной ковалентной неполярной связью. Рис.4.

Образование ковалентной неполярной связи в молекуле азота N2

Ковалентная неполярная связь в молекуле водорода    

Рис. 5. Образование связи в молекуле азота

Азот находится в пятой группе, главной подгруппе таблицы Менделеева. Значит, на внешнем электронном слое каждого атома азота находится пять электронов.  До устойчивого, энергетически выгодного состояния каждому атому азота не хватает трех электронов. Если каждый из этих атомов предоставит по три электрона на образование общих электронных пар, то приобретет энергетически выгодное состояние. Рис.5. Таким образом, в молекуле азота образуется тройная ковалентная неполярная связь.

Подведение итога урока

Сегодня вы разобрали состав молекулы вещества, узнали, что электрон может находиться в пространстве около ядра с определенной вероятностью. Область пространства, в которой нахождение электрона наиболее вероятно, называют электронным облаком или электронная орбиталь. При перекрывании электронных облаков образуется ковалентная связь.

 

Список рекомендованной литературы

1. Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 8 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2011 г.176с.:ил.

2. Попель П.П.Химия:8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений/П.П. Попель, Л.С.Кривля. -К.: ИЦ «Академия»,2008.-240 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия. 9 класс. Учебник. Издательство: Дрофа.:2001. 224с .

 

Рекомендованные ссылки на ресурсы интернет

1. Chemport.ru (Источник).

2. Химик (Источник).

 

Рекомендованное домашнее задание

1. №№ 1-3 (с.145) Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 8 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2011 г.176с.:ил.

2. Приведите примеры веществ с ковалентной неполярной связью и ионной? Объясните различие в физических свойствах веществ с разным типом связи.

3. Как определить количество общих электронных пар в веществе??

Ковалентные связи в биологических молекулах

    У ряда белковых соединений несколько сложных полипептидных цепей белка могут агрегироваться вместе, создавая более сложный комплекс определённого строения, называемый четвертичной структурой белка. Каждая полипептидная цепь, образующая четвертичную структуру, называется субъединицей и сохраняет свойственные ей первичную, вторичную и третичную структуры, однако биологическая роль комплекса в целом отличается от биологической роли субъединиц вне комплекса. Фиксация четвертичной структуры обеспечивается водородными связями и гидрофобными взаимодействиями между субъединицами. Например, молекула гемоглобина - белка с четвертичной структурой - состоит из четырёх субъединиц, окружающих гем (простетическую железосодержащую группу - железопорфирин) между субъединицами нет ковалентной СВЯЗИ, однако тетрамер представляет собой единое целое, в котором субъединицы тесно связаны и ведут себя в растворе как одна молекула. Наличие четвертичной структуры характерно также для других металлопротеинов и для иммуноглобулинов. При формировании четвертичной структуры белка образующийся комплекс может содержать, помимо субъединиц полипептидной структуры, и субъединицы иной полимерной природы, а также соединения других классов. 
[c.71]

    Алюминий, следующий за магнием, обладает заметной биологической активностью и является активатором некоторых энзимов,, а недостаток его в организме приводит к недостатку витамина Однако его роль все-таки значительно меньше, чем роль ионов натрия и магния. Атом алюминия слишком тян ел и велик для включения в структурную организацию клеток, а ион слишком мал и недостаточно поляризуем, чтобы попасть в число важнейших биологических катализаторов. Высокий заряд иона АР+ и склонность солей алюминия к гидролизу являются факторами, ограничивающими его роль в биохимических процессах. Другие качества, благоприятствующие участию в процессах жизнедеятельности (ковалентность связей, акцепторные свойства и т. п.) в большей степени присущи бору — аналогу алюминия во 2-м периоде. Предпочтительность бора, по сравнению с алюминием, доказывает предпочтительность элементов 2-го периода перед членами 3-го, Это становится особенно ясным при сравнении углерода с кремнием, который расположен в периодической системе под углеродом и так же как углерод способен к образованию четырех ковалентных связей. Кремния на Земле примерно в 135 раз больше углерода, но в биохимическую эволюцию включился все же углерод. Причина этого, в первую очередь, в стабильности связей С—С и 51—51. В первом случае расстояние между атомами в 1,5 раза меньше и соответственно энергия разрыва связи в 2 раза больше, т. е. связь С—С стабильнее. Поскольку построение организмов предполагает образование длинных цепей атомов, то устойчивые связи углерода имеют несомненное преимущество перед связями кремния. Кроме того, у кремния имеется лишь небольшая тенденция к образованию кратных связей. Все это делает соединения кремния неустойчивыми в присутствии воды, кислорода или аммиака. Однако кроме устойчивости другой очень важной особенностью биогенных элементов является способность к образованию кратных связей. Это можно проиллюстрировать сравнением свойств СОо и ЗЮг. В оксиде углерода (IV) между атомами С и О имеются кратные (двойные) связи, каждая из которых образована двумя парами общих электронов. Внешний слой каждого пз атомов в СОг приобретает стабильную структуру октета. Все возмолобразования связей у этой молекулы исчерпаны. Благодаря легкости атомов и ковалентности связей СОг является газом, довольно легко растворяется в воде, реагирует с ней и в такой форме может быть использован живыми организмами. У кремния способность к образованию кратных связей практически отсутствует или, во всяком случае, гораздо ниже, чем у атома углерода. Поэтому атом 81 соединен с О простыми связями, при образовании которых остаются неспаренными два электрона у кремния и по одному у каждого из атомов кислорода. Лишенные возможно- [c.181]
    По своей структуре большинство органических соединений, входящие в состав протоплазмы, характеризуется длинными молекулами, состоящими из повторяющихся элементарных единиц, соединенных ковалентными связями. Эти единицы получили название мономеров, а образованная мономерами макромолекула называется полимером Наиболее важная биологическая роль принадлежит следующим полимерам бел ка м, нуклеиновым кислотам й полисахаридам (углеводам). Кроме того, в жизнедеятельности клетки большое значение имеют липиды, а также витамины. [c.40]

    В большинстве случаев на начальных этапах фармакологической реакции между ЛС и. рецептором возникают обратимые ионные связи. Некоторые ЛС (например, алкилирующие соединения) образуют с биологическими субстратами прочные и необратимые ковалентные связи или же индуцируют формирование ковалентных связей внутри молекулы-мишени, действуя в качестве окислителей или восстановителей функциональных групп. Важное значение имеет образование координационных ковалентных связей, простой моделью которых считают стабильные хелатные комплексы (например, соединение унитиола с мышьяком). [c.28]

    Структурная упорядоченность внутри обычной органической молекулы определяется, в первую очередь, ковалентными связями. Слабые взаимодействия типа ван-дер-ваальсовских не изменяют химических отношений атомов они действуют в сфере физических изменений вещества (агрегатные состояния). На уровне биологических макромолекул возникают условия для резкого роста значения малых сил в создании упорядоченных структур высших порядков. Переход от химических взаимодействий к биологическим знаменуется как бы усилением роли физических форм упорядочения вещества. [c.101]

    В руках у исследователя неизвестный полисахарид (не будем говорить о том, как он был выделен и очищен — это само по себе большая и сложная тема). Белый порошок, растворим в воде, нерастворим в обычных органических растворителях. Вот, собственно, и все, что о нем пока известно. А что нужно узнать Структуру. Иными словами, расставить по местам те десятки тысяч атомов, из которых состоят молекулы связать их одним единственным способом ковалентными связями. В последней фразе задача сформулирована вполне точно, однако решить такую задачу в лоб современной науке не под силу. Нельзя последовательно установить положение одного атома за другим, если общее их число измеряется тысячами или десятками тысяч — это потребовало бы невообразимых затрат труда и времени. Поэтому общая стратегия структурного анализа таких сложных объектов состоит в разборке молекулы на более мелкие блоки, установлении структуры этих блоков (если и они сложны, то также путем предварительного расщепления на еще более мелкие фрагменты) и затем в реконструкции (мысленной) исходной системы. К счастью (и это далеко не случайное в

1.3.1 Ковалентная химическая связь, её разновидности и механизмы образования. Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь

Видеоурок 1: Ионная, ковалентная и металлическая связи

Видеоурок 2: Типы химических связей

Лекция: Ковалентная химическая связь, её разновидности и механизмы образования. Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь

Образование химической связи

Атомы химических элементов практически всегда образуют соединения. Исключением являются благородные газы, принадлежащие главной подгруппе VIII группы Периодической таблицы. Почему они инертны? Их низкая активность объясняется заполненностью орбиталей внешнего энергетического уровня. Им просто не нужно отдавать свои или принимать чужие электроны. 

  

Значит, соединения атомов различных элементов возможны только при наличии свободных орбиталей, с содержащимися в них валентными электронами на внешнем слое атома. Поведение химического элемента в реакциях зависит от валентных электронов, чем их меньше, тем активнее элемент отдаёт их и, наоборот, чем больше валентных электронов, тем неохотнее элемент разлучается с ними.

Запомните! Если элемент легко отдает свои электроны, то он проявляет восстановительные свойства, ну а если тяжело, то окислительные. Мы еще поговорим об этих свойствах химических элементов на одном из последующих уроков. А сейчас узнаем, что такое химическая связь и как она образуется.

Итак, чаще всего вещества состоят из групп атомов, насчитывающих несколько единиц или даже тысяч. А удерживает их особая сила - химическая связь.

Химическая связь – это взаимодействие, обеспечивающее связь между атомами, преобразуя их в сложные группы. 

В основе химических связей лежат определенные электростатические силы притяжения и отталкивания, обуславливающие взаимодействие положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов. Электрон, двигаясь между ядрами, притягивает их к себе, что приводит к понижению полной энергии. Это и есть необходимое условие для того, чтобы атомы начали связываться между собой.   

При образовании какой - либо химической связи, каждый отдельный атом выделяет энергию, необходимую для разъединения частиц на расстояние, при котором их взаимодействие стало бы невозможным. Эта энергия называется энергией связи. Валентные электроны имеют наименьшую энергию связи.

В процессе химической связи, отдельный атом стремится получить свою электронную конфигурацию близлежащих по таблице благородных газов. То есть атому необходимо приобрести на внешнем электронном слое 8 или 2 электрона и стать устойчивым и прочным.

Рассмотрим следующие типы связи:



Ковалентная связь

Ковалентная связь – химическая связь, образованная перекрытием парой электронов, принадлежащих двум атомам.

Схематически этот процесс можно изобразить так: A· + ·В → А : В. В результате энергетический уровень заполняется.

На рисунке изображено как происходит перекрытие s- и р-орбиталей, а также уже смешанных орбиталей, которые называются гибридными:

Существуют два пути образования ковалентной связи. Перекрытием двух орбиталей атомов – соседей, имеющих по одному свободному электрону, либо перекрытием свободной орбитали атома с орбиталью другого атома, имеющего электронную пару. Второй путь называется донорно – акцепторным механизмом. 

Донор – это определенный атом, который предоставляет неподелённую электронную пару. 

Акцептор – это атом, который содержит в себе свободную орбиталь.

Способность атомов притягивать электроны у разных элементов различна. Она обусловлена электроотрицательностью, о которой вы подробно узнаете на следующем уроке. Если электроотрицательность соединяющихся атомов не слишком различна возникает полярная ковалентная связь. При одинаковой электроотрицательности, если соединяются атомы одного элемента – неметалла, образующаяся связь называется ковалентной неполярной. Ну, а если электроотрицательность различается сильно, то возникает ионная связь.

Рассмотрим пример соединения атомов водорода и фтора. Для начала вспомним их электронные конфигурации: Н - 1s1
F - ​​​1s1​  2s​​​​2p5

1. Расположение электронов по орбиталям выглядит так:
​​​

Увидим на рисунке как s-электрон водорода перекроется с p-электроном фтора:

2. После чего орбитали фтора будут выглядеть так:

Если орбитали перекрываются вдоль линии связи, возникает σ-связь (сигма-связь):

Дополнительное перекрытие орбиталей перпендикулярно линии связи приводит к возникновению π-связь (пи-связи):

Межъядерное расстояние – длина связи, уменьшается с образованием кратных связей (двойных или тройных), которые образуются сочетанием σ + π и тройных σ + π + π. А σ связь называется одинарной.

В химии геометрическое изображение длины связи и валентных углов (между линиями связи атомов) называется гибридизацией – это уравнивание орбиталей по форме и энергии и образование одинаковых.


Гибридизация бывает следующих типов:

Ионная связь

Ионной связью считается предельный случай ковалентной полярной связи. В ковалентной – полярной связи общая электронная пара всегда перемещается к одному из пары атомов. В ионной связи электронная пара полностью принадлежит одному из атомов. Атом, который отдает электрон, впоследствии получает положительный заряд. После чего он становится катионом. Атом, который забирает электроны, приобретает отрицательный заряд, вследствие чего становится анионом. Из этого следует, что ионная связь — такая связь, которая образуется за счет электростатического притяжения, которое происходит между катионами и анионами.

Металлическая связь

Данный тип связи образуется в металлах. У атомов всех металлических элементов на внешнем электронном слое содержатся электроны, которые имеют низкую энергию, связывающую с ядром атома. Энергетически выгодный процесс для металлов - потеря внешних электронов. Из – за достаточно слабого взаимодействия с ядром, электроны, содержащиеся в металлах, достаточно подвижны. В каждом кристалле металла происходит данный процесс: Ме0 — ne− = Mеn+. В данной формуле Ме0 является нейтральным атомом металла. n+ – это катион этого же металла. 

Водородная связь

Если атом водорода в любом химическом веществе взаимосвязан с элементом, который имеет высокую электроотрицательность, например азот, кислород или фтор, для данного вещества характерна водородная связь. Атом водорода прочно взаимосвязан с атомом, имеющим электроотрицательный характер. Поэтому общая электронная пара будет смещена от водорода к электроотрицательному элементу.

На атоме водорода образуется положительный заряд, а на атоме электроотрицательного элемента — отрицательный. Благодаря наличию данных зарядов, становится возможным электростатическое притяжение, которое происходит между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой. 

Водородной связью так же объясняется достаточно высокая температура плавления воды. Прочные водородные связи образуются в следующих веществах: фтороводород, аммиак, кислородсодержащие кислоты.


Основные типы химической связи. Ковалентная связь. Основные положения метода валентных связей. Общее представление о методе молекулярных орбиталей.

Химическая связь- это взаимное сцепление атомов в молекуле и кристаллической решётке в результате действия между атомами электрических сил притяжения.

Валентность– численно определяет кол-во единиц хим. связей между атомом данного хим. элемента и др. хим. эл. (О2=2)

Ковалентность- численно определяет кол-во одноэлектронных валентных атомных орбиталей и может быть исп. Для прогнозир хим связей

Правило октета утверждает, что все элементы стремятся приобрести или потерять электрон, чтобы иметь восьмиэлектронную конфигурацию ближайшего благородного газа. Т.к. внешние s- и p-орбитали благородных газов полностью заполнены, то они являются самыми стабильными элементами.

Метод валентных связей

В образовании ковалент хим связей участвуют только валентные атомные орбитали (электроны), а остальные локализованы возле ядра атома.

Основные положения:

В образовании ков хим св участвуют только валентные атомные орбитали

Ковалет св образуется двумя электронами с антипараллельными спинами

Связь располагается в том направлении, в кот возможность перекрывания электронных облаков минимальна

  1. Два механизма образования ковалентной связи: обычный и донорно-акцепторный.

  1. Гибридизация валентных атомных орбиталей:sр-,sp2-,sp3-гибридизация. Геометрическая форма и полярность молекул. Основные характеристики ковалентных связей: длина, энергия, направленность, насыщаемость, валентные углы.

Гибридизация– это энергетическое выравнивание валентных атомных орбиталей, сопровождающееся выравниванием форм эл. облаков

Гибридные атомные орбитали имеют форму направленной восьмерки в плоскости, в трехмерном пространстве – укороченная гантель, называемая q–а.о.

Тип гибридизации

Геометрическая форма

Примеры

Sp

линейная

BeCl2

sp2

треугольная

BCl3

sp3

тетраэдрическая

CH4

sp3d

тригонально-бипирамидальная

PCl5

sp3d2

октаэдрическая

SF6

Полярность молекул определяется их составом и геометрической формой.

Неполярными (р = O) будут:

а) молекулы простых веществ, так как они содержат только неполярные ковалентные связи;

б) многоатомные молекулы сложных веществ, если их геометрическая форма симметрична.

Полярными (р > O) будут:

а) двухатомные молекулы сложных веществ, так как они содержат только полярные связи;

б) многоатомные молекулы сложных веществ, если их строение асимметрично, т. е. их геометрическая форма либо незавершенная, либо искаженная, что приводит к появлению суммарного электрического диполя, например у молекул Nh4, Н2О, HNО3 и HCN.

Энергия ков.св.|Ех.с.(кДж/моль)–кол-во энергии, выделяемое при возникновении хим св в объеме 1 моля элементов

Длина ков св– определяется, как прямая, соединяющая ядра атомов хим элементов

Насыщаемость ков хим св– каждая валентная а.о. у атома может образовывать только одну хим связь т.е. только 1 раз перекрываться с а.о. других атомов

Направленность– обуславливает молекулярное строение веществ и геометрич. форму их молекул. Углы между 2мя связями называются валентными.

Полярность– обуславливается неравномерном распределением электронной плотности вследствие различных электроотрицательных атомов в молекуле, образованной атомами одного и того же электрона (o2,cl2…) общее эл. облако распределено симметрично относительно ядер атомов, т.к. разность электроотрицательности = 0. Такие хим связи называютсяполярными.

В молекулах типа HFHClобщее эл облако смещено в сторону ядра частицы с большей величиной э.о. такие связи называютнеполярными

Статья на тему "Ковалентная связь"

Содержание.

1.Методы изучения ковалентной связи. 2

B.Метод валентных связей. 3

C.Метод молекулярных орбиталей. 5

1.Свойства ковалентной связи. 7

2.1. Длина связи. 7

2.2. Энергия связи. 9

2.3. Кратность ковалентной связи. 11

2.4. Насыщаемость ковалентной связи. 13

2.5. Направленность ковалентной связи. 14

2.6. Полярность и поляризуемость ковалентной связи. 16

2.7. Гибридизация. 18

3. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. 20

III. Литература. 23

  1. Химическая связь.

Химическую связь можно определить как взаимодействие двух или нескольких атомов, в результате которого образуется химически устойчивая многоатомная микросистема (молекула, кристалл, комплекс и др.).

Учение о связи занимает центральное место в современной химии, поскольку химия как таковая начинается там, где кончается изолированный атом и начинается молекула. В сущности, все свойства веществ обусловлены особенностями связей в них. Главное отличие химической связи от других видов взаимодействия между атомами заключается в том, что ее образование определяется изменением состояния электронов в молекуле по сравнению с исходными атомами. Теория связи должна дать ответы на ряд вопросов. Почему образуются молекулы? Почему одни атомы вступают во взаимодействие, а другие – нет? Почему атомы соединяются в определенных соотношениях? Почему атомы располагаются в пространстве определенным образом? И наконец, надо рассчитать энергию связи, ее длину и другие количественные характеристики.

В большинстве случаев при образовании связи происходит обобществление электронов связываемых атомов. Такой тип химической связи называют ковалентной связью (приставка "ко-" в латинском языке означает совместность, "валенс" - имеющий силу). Связывающие электроны находятся преимущественно в пространстве между связываемыми атомами. За счет притяжения ядер атомов к этим электронам образуется химическая связь. Таким образом, ковалентная связь - это химическая связь, возникающая за счет увеличения электронной плотности в области между химически связанными атомами.

  1. Ковалентная связь.

  1. Методы изучения ковалентной связи.

В настоящее время для изучения химической связи в основном используют два метода:
1) валентных связей;
2) молекулярных орбиталей.
1.1. Метод валентных связей.

В рамках первого метода рассматривают индивидуальные атомы, вступающие во взаимодействие, исходя из принципа завершенности электронной оболочки (правило октета). Ковалентная связь с точки зрения метода валентных связей образуется за счет обобществления электронной пары. Рассмотрим квантово-механическую модель ковалентной связи по методу валентных связей на примере молекулы водорода. В 1927 г. уравнение Шрёдингера было решено для молекулы водорода немецкими физиками В.Гейтлером и Ф.Лондоном. Это была первая удачная попытка применения квантовой механики к решению проблем связи. Их работа заложила основы метода валентных связей, или валентных схем. hello_html_514d8306.jpghello_html_m78e8b993.jpg

Рис.1 Фото. Ф. Лондон. Рис.2. Фото. В.Гейтлер.

Результаты расчета можно представить графически в виде зависимостей сил взаимодействия между атомами (рис.3, а) и энергии системы (рис. 3, б) от расстояния между ядрами атомов водорода. Ядро одного из атомов водорода поместим в начало координат, а ядро второго будем приближать к ядру первого атома водорода вдоль оси абсцисс. Если спины электронов антипараллельны, силы притяжения (рис. 3, а, кривая I) и силы отталкивания (кривая II) будут нарастать. Результирующая этих сил представлена кривой III. Сначала преобладают силы притяжения, затем – отталкивания. Когда расстояние между ядрами становится равным r0= 0,074 нм, сила притяжения уравновешивается силой отталкивания. Равновесию сил соответствует минимальная энергия системы (рис. 3, б, кривая IV) и, следовательно, наиболее устойчивое состояние. Глубина «потенциальной ямы» представляет энергию связи Е0Н–Н в молекуле Н2 при абсолютном нуле. Она составляет 458 кДж/моль. Однако при реальных температурах на разрыв связи требуется несколько меньшая энергия ЕН–Н, которая при 298К (25 °С) равна 435 кДж/моль. Разность этих энергий в молекуле Н2 является энергией колебаний атомов водорода (Екол = Е0Н–Н – ЕН–Н = 458 – 435 = 23 кДж/моль).

hello_html_590336d3.png
Рис. 3. Зависимость сил взаимодействия атомов (а) и энергии системы (б)
от расстояния между ядрами атомов в молекуле Н
2

 При сближении двух атомов водорода, содержащих электроны с параллельными спинами, энергия системы постоянно увеличивается ( рис. 3, б, кривая V) и связь не образуется.

Таким образом, квантово-механический расчет дал количественное объяснение связи. При наличии у пары электронов противоположных спинов электроны двигаются в поле обоих ядер. Между ядрами появляется область с высокой плотностью электронного облака – избыточного отрицательного заряда, который стягивает положительно заряженные ядра. Из квантово-механического расчета следуют положения, являющиеся основой метода валентных связей:

  1. Причиной связи является электростатическое взаимодействие ядер и электронов.
    2. Связь образуется электронной парой с антипараллельными спинами.
    3. Насыщаемость связи обусловлена образованием электронных пар.
    4. Прочность связи пропорциональна степени перекрывания электронных облаков.
    5. Направленность связи обусловлена перекрыванием электронных облаков в области максимальной электронной плотности.

Простой метод валентных связей для химика наиболее понятен, удобен и нагляден, лучше всего отвечает целям первичного обучения. Недостаток метода валентных связей состоит в том, что в его рамках нельзя объяснить некоторые экспериментальные данные.

    1. Метод молекулярных орибиталей.

Большей эффективностью обладает метод молекулярных орбиталей, в котором рассматриваются электроны, находящиеся в поле притяжения, созданном всеми атомными ядрами молекулы. С точки зрения метода молекулярных орбиталей в молекуле нет атомов как таковых, а есть взаимно отталкивающиеся ядра и взаимодействующие с ними и между собой электроны.

Метод молекулярных орбиталей (МО) наиболее нагляден в его графической модели линейной комбинации атомных орбиталей (ЛКАО). Метод МО ЛКАО основан на следующих правилах.

1. При сближении атомов до расстояний химических связей из атомных орбиталей образуются молекулярные.

2. Число полученных молекулярных орбиталей равно числу исходных атомных.

3. Перекрываются атомные орбитали, близкие по энергии. В результате перекрывания двух атомных орбиталей образуются две молекулярные. Одна из них имеет меньшую энергию по сравнению с исходными атомными и называется связывающей, а вторая молекулярная орбиталь обладает большей энергией, чем исходные атомные орбитали, и называется разрыхляющей.

4. При перекрывании атомных орбиталей возможно образование и hello_html_m7448eb7f.png-связи (перекрывание по оси химической связи), и hello_html_7b77917d.png-связи (перекрывание по обе стороны от оси химической связи).

5. Молекулярная орбиталь, не участвующая в образовании химической связи, носит название несвязывающей. Ее энергия равна энергии исходной АО.

6. На одной молекулярной орбитали (как, впрочем, и атомной) возможно нахождение не более двух электронов.

7. Электроны занимают молекулярную орбиталь с наименьшей энергией (принцип наименьшей энергии).

8. Заполнение вырожденных (с одинаковой энергией) орбиталей происходит последовательно по одному электрону на каждую из них.

Применим метод МО ЛКАО и разберем строение молекулы водорода. Изобразим на двух параллельных диаграммах энергетические уровни атомных орбиталей исходных атомов водорода

Рис. 4 Энергетическая диаграмма несвязанных атомов водорода.

Далее мысленно перекроем две атомные орбитали, образовав две молекулярные, одна из которых (связывающая) обладает меньшей энергией (расположена ниже), а вторая (разрыхляющая) – большей энергией (расположена выше) (рис. 5).

Рис.5 Диаграмма уровней энергии АО атомов H и МО молекулы H2

Видно, что имеется выигрыш в энергии по сравнению с несвязанными атомами. Свою энергию понизили оба электрона, что соответствует единице валентности в методе валентных связей (связь образуется парой электронов).
Хотя метод молекулярных орбиталей более строг и универсален, он позволяет полнее объяснить экспериментальные данные.

III.Свойства ковалентной связи.

Свойства ковалентной связи: энергия, длина, полярность, насыщаемость, направленность, гибридизация, кратность.

2.1.Длина химической связи.

При образовании химической связи всегда происходит сближение атомов - расстояние между ними меньше, чем сумма радиусов изолированных атомов:

r(A−B) < r(A) + r(B). Радиус атома водорода составляет 0,053 нм, атома фтора – 0,071 нм, а расстояние между ядрами атомов в молекуле HF равно 0,092 нм:

hello_html_6da738b5.png

Межъядерное расстояние между химически связанными атомами называется длиной химической связи.

Во многих случаях длину связи между атомами в молекуле вещества можно предсказать, зная расстояния между этими атомами в других химических веществах. Длина связи между атомами углерода в алмазе равна 0,154 нм, между атомами галогена в молекуле хлора – 0,199 нм. Полусумма расстояний между атомами углерода и хлора, рассчитанная из этих данных, составляет 0,177 нм, что совпадает с экспериментально измеренной длиной связи в молекуле CCl4. В то же время это выполняется не всегда. Например, расстояние между атомами водорода и брома в двухатомных молекулах составляет 0,074 и 0,228 нм, соответственно. Среднее арифметическое этих чисел составляет 151 нм, однако реальное расстояние между атомами в молекуле бромоводорода равно 141 нм, то есть заметно меньше.

Расстояние между атомами существенно уменьшается при образовании кратных связей. Чем выше кратность связи, тем короче межатомное расстояние.

Длины некоторых простых и кратных связей.

2.2. Энергия связи. Химическая связь возникает лишь в том случае, если полная энергия взаимодействующих атомов уменьшается, т.е. при образовании связи должна всегда выделяться энергия. Количество энергии, выделяющейся при образовании химической связи, называется энергией связи EСВ (кДж/моль).

Энергия связи является мерой прочности связи. Чем больше выделяется энергии при образовании молекулы, тем больше энергии надо затратить на разрыв, т.е. тем молекула прочнее.

Химическое соединение образуется из отдельных атомов только в том случае, если это энергетически выгодно. Если силы притяжения преобладают над силами отталкивания, потенциальная энергия взаимодействующих атомов понижается, в противном случае − повышается. На некотором расстоянии (равном длине связи r0) эта энергия минимальна.

hello_html_3f6b7c2e.png

Рис. 6. Энергия химической связи.

Таким образом, при образовании химической связи энергия выделяется, при ее разрыве − поглощается. Энергия E0, необходимая для того, чтобы разъединить атомы и удалить их друг от друга на расстояние, на котором они не взаимодействуют, называется энергией связи. Для двухатомных молекул энергия связи определяется как энергия диссоциации молекулы на атомы. Она может быть измерена экспериментально. В молекуле водорода энергия связи численно равна энергии, которая выделяется при образовании молекулы Н2 из атомов Н: Н + Н = Н2 + 432 кДж. Эту же энергию нужно затратить, чтобы разорвать связь Н-Н: H2 = H + H − 432 кДж.

Для многоатомных молекул эта величина является условной и отвечает энергии такого процесса, при котором данная химическая связь исчезает, а все остальные остаются без изменения. При наличии нескольких одинаковых связей (например, для молекулы воды, содержащей две связи кислород−водород) их энергию можно рассчитать, используя закон Гесса. Величины энергии распада воды на простые вещества, а также энергии диссоциации водорода и кислорода на атомы известны: 2Н2О = 2Н2 + О2; 484 кДж/моль

Н2 = 2Н; 432 кДж/моль

О2 = 2О; 494 кДж/моль

Учитывая, что в двух молекулах воды содержится 4 связи, энергия связи кислород-водород равна:

Е(О−Н) = (2 . 432 + 494 + 484) / 4 = 460,5 кДж/моль

В молекулах состава ABn последовательный отрыв атомов В сопровождается определенными (не всегда одинаковыми) затратами энергии. Например, значения энергии (кДж/моль) последовательного отщепления атомов водорода от молекулы метана существенно различаются:

При этом энергия связи А−В определяется как средняя величина затраченной энергии на всех стадиях:

СН4 = С + 4Н; 1649 кДж/моль

Е(С−Н) = 1649 / 4 = 412 кДж/моль

Чем выше энергия химической связи, тем прочнее связь. Связь считается прочной, или сильной, если ее энергия превышает 500 кДж/моль (например, 942 кДж/моль для N2), слабой - если ее энергия меньше 100 кДж/моль (например, 69 кДж/моль для NO2). Если при взаимодействии атомов выделяется энергия менее 15 кДж/моль, то считают, что химическая связь не образуется, а наблюдается межмолекулярное взаимодействие (например, 2 кДж/моль для Xe2). Прочность связи обычно уменьшается с увеличением ее длины.

Одинарная связь всегда слабее, чем кратные связи - двойная и тройная - между теми же атомами.

Энергии некоторых простых и кратных связей.

    1. Кратность ковалентной связи.

Кратность ковалентной связи или делоколизация связи — число связей, образующихся между атомами, называется кратностью (порядком) связи. С увеличением кратности (порядка) связи изменяется длина связи и ее энергия. Относительно линии соединяющей центры атомов образующих связь различают σ и π -связь (рис.9).

hello_html_m289e1fe9.png

Рис. 7. Схема образования связей в молекуле азота: а) σ - связей; б) π – связей.

Связь, образованная перекрыванием электронных облаков по оси, проходящей через ядра атомов, называется σ -связью.

hello_html_60f6f5b0.png
Рис. 8. Примеры σ -связей

Связь, образованная перекрыванием электронных облаков по обе стороны от оси, проходящей через ядра атомов, называется π -связью. Примеры π -связи приведены на рис. 9 . Такое перекрывание энергетически менее выгодно, чем по σ -типу. Оно осуществляется периферийными частями электронных облаков с меньшей электронной плотностью. Увеличение кратности связи означает образование π -связей, которые имеют меньшую энергию по сравнению с σ -связью. В этом и есть причина нелинейного увеличения энергии связи в сравнении с увеличением кратности.

hello_html_m35499c95.png
Рис. 9. Примеры π –связей

    1. Насыщаемость ковалентной связи.

Атом не может образовать бесконечное число ковалентных связей, оно вполне определенное. Максимальное число связей, которое может образовать атом, определяется числом его валентных электронных орбиталей. Это и определяет насыщаемость ковалентной связи. Благодаря насыщаемости связей молекулы имеют определенный состав. Численное значение валентности в методе валентных связей определяется числом ковалентных связей, которые атом образует с другими атомами. Рассмотренный для молекулы Н2 механизм образования связи парой электронов с антипараллельными спинами, принадлежавших до образования связи разным атомам, называется обменным. Если учитывать только обменный механизм, валентность атома определяется числом его неспаренных электронов.

Очевидно, что число ковалентных связей не может превышать числа образующих связи электронных пар. Однако насыщаемость как свойство ковалентной связи означает также, что если атом имеет некоторое количество неспаренных электронов, то все они должны участвовать в образовании ковалентных связей. Это свойство объясняется принципом наименьшей энергии. При образовании каждой дополнительной связи выделяется дополнительная энергия. Поэтому все валентные возможности реализуются полностью. Действительно, устойчива молекула Н2S, а не НS•, где имеется нереализованная связь (неспаренный электрон обозначают точкой). Частицы, содержащие неспаренные электроны, называют свободными радикалами. Они чрезвычайно реакционноспособны и вступают в реакции с образованием соединений, содержащих насыщенные связи.

    1. Направленность ковалентной связи.

Другое важное свойство ковалентной связи - ее направленность в пространстве. Направленность связи обусловливает пространственную структуру молекул, т. е. их геометрическую форму. Рассмотрим примеры.

В молекуле фтора F2 связь образована 2р-орбиталями атомов фтора:

hello_html_3e03155d.png

Наибольшая плотность электронного облака у 2р-орбитали в направлении оси симметрии. Если неспаренные электроны атомов фтора находятся на 2рх-орбиталях, связь осуществляется в направлении оси х (рис.10). На 2рy- и 2рz-орбиталях находятся неподеленные электронные пары, не участвующие в образовании связей (на рис. 10 заштрихованы).

hello_html_m3429ace.png
Рис. 10. Образование молекулы F2

В молекуле фтороводорода НF связь образована 1s-орбиталью атома водорода и 2рх-орбиталью атома фтора:

hello_html_623109cc.png

Направленность связи в этой молекуле определяется ориентацией 2рх-орбитали атома фтора (рис. 11). Перекрывание происходит в направлении оси симметрии х. Любой другой вариант перекрывания энергетически менее выгоден.

hello_html_13963cc1.png
Рис. 11. Образование молекулы НF

Более сложные d- и f-орбитали также характеризуются направлениями максимальной электронной плотности вдоль осей их симметрии.

Направленность связи хорошо иллюстрирует пример молекулы сероводорода Н2S:

 hello_html_m622689d1.png

Поскольку оси симметрии валентных 3р-орбиталей атома серы взаимно перпендикулярны, то следует ожидать, что молекула Н2S должна иметь уголковую структуру с углом между связями S–Н 90° (рис. 12). Действительно, угол близок к расчетному и равен 92°.

hello_html_2628ba79.png
Рис. 12. Образование молекулы Н2S

Направление ковалентных связей характеризуется валентными углами - углами между линиями, соединяющими связываемые атомы. Графическая формула химической частицы не несет информации о валентных углах. Например, в сульфат-ионе SO42− валентные углы между связями сера−кислород равны 109,5o, а в тетрахлоропалладат-ионе [PdCl4]2− − 90o. Совокупность длин связей и валентных углов в химической частице определяет ее пространственное строение. Для определения валентных углов используют экспериментальные методы изучения структуры химических соединений. Оценить значения валентных углов можно теоретически, исходя из электронного строения химической частицы.

Таким образом, направленность – одно из основных свойств ковалентной связи.

    1. Полярность и поляризуемость ковалентной связи.

Полярность химической связи зависит от разности электроотрицательностей связываемых атомов. Электроотрицательность − условная величина, характеризующая способность атома в молекуле притягивать электроны. Если в двухатомной молекуле А−В образующие связь электроны притягиваются к атому В сильнее, чем к атому А, то атом В считается более электроотрицательным. Шкала электроотрицательности была использована Л. Полингом для количественной характеристики способности атомов к поляризации ковалентных связей. Самое высокое значение электроотрицательности имеет фтор. Наименее электроотрицательный элемент - цезий. Чем выше значение разности электроотрицательностей двух атомов, тем более полярной является химическая связь между ними. В зависимости от того, как происходит перераспределение электронной плотности при образовании химической связи, различают несколько ее типов. Предельный случай поляризации химической связи - полный переход электрона от одного атома к другому. При этом образуются два иона, между которыми возникает ионная связь. Для того чтобы два атома смогли создать ионную связь, необходимо, чтобы их электроотрицательности очень сильно различались. Если электроотрицательности атомов равны (при образовании молекул из одинаковых атомов), связь называют неполярной ковалентной.

hello_html_60d057bc.jpg

Рис.13. Ковалентная неполярная связь.

hello_html_5c79de0f.jpg

Рис.14. Ковалентная полярная связь.

Чаще всего встречается полярная ковалентная связь - она образуется между любыми атомами, имеющими разные значения электроотрицательности. Количественной оценкой полярности ("ионности") связи могут служить эффективные заряды атомов. Эффективный заряд атома характеризует разность между числом электронов, принадлежащих данному атому в химическом соединении, и числом электронов свободного атома. Атом более электроотрицательного элемента притягивает электроны сильнее. Поэтому электроны оказываются ближе к нему, и он получает некоторый отрицательный заряд, который называют и эффективным, а у его партнера появляется такой же положительный заряд.

    1. Гибридизация ковалентной связи .

Гибридизация орбиталей - это изменение формы некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей.

sp3- Гибридизация. Одна s- орбиталь и три p- орбитали превращаются в четыре одинаковые "гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 109°28'.

 

Рис.15. sp3- Гибридизация.

Молекулы, в которых осуществляется sp3- гибридизация, имеют тетраэдрическую геометрию (CH4, NH3).

 sp2- Гибридизация. Одна s- орбиталь и две p- орбитали превращаются в три одинаковые "гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 120°.

 

Рис. 16. sp2- Гибридизация.

Если связь образуется при перекрывании орбиталей по линии, соединяющей ядра атомов, она называется s- связью. Если орбитали перекрываются вне линии, соединяющей ядра, то образуется p- связь. Три sp2- орбитали могут образовывать три s- связи (BF3, AlCl3). Еще одна связь (p- связь) может образоваться, если на p- орбитали, не участвующей в гибридизации, находится электрон (этилен C2H4).

Молекулы, в которых осуществляется sp2- гибридизация, имеют плоскую геометрию.

 sp- Гибридизация. Одна s- орбиталь и одна p- орбиталь превращаются в две одинаковые "гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 180°.

 

Рис.17. sp- Гибридизация.

Две sp- орбитали могут образовывать две s- связи (BeH2, ZnCl2). Еще две p- связи могут образоваться, если на двух p- орбиталях, не участвующих в гибридизации, находятся электроны (ацетилен C2H2).

Молекулы, в которых осуществляется sp- гибридизация, имеют линейную геометрию.

 

3.Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

Все рассмотренные нами выше молекулы веществ образованы по обменному механизму. Однако нельзя забывать о еще одном способе образования ковалентной связи – донорно-акцепторном.

Пара электронов с антипараллельными спинами, образующая связь, может быть получена не только по обменному механизму, предусматривающему участие электронов обоих атомов, но и по иному механизму, называемому донорно-акцепторным: один атом (донор) предоставляет для образования связи неподеленную пару электронов, а другой (акцептор) – вакантную квантовую ячейку:

hello_html_6c9ef195.png

Рис. 18. Механизмы образования ковалентной связи.

Результат по обоим механизмам получается одинаковый. Часто образование связи можно объяснить и тем, и другим механизмом. Например, молекулу НF можно получить не только в газовой фазе из атомов по обменному механизму, как показано выше ( рис. 18), но и в водном растворе из ионов Н+ и F по донорно-акцепторному механизму:

hello_html_67b2230d.png

Вне сомнений, молекулы, полученные по разным механизмам, неразличимы; связи совершенно равноценны. Поэтому правильнее не выделять донорно-акцепторное взаимодействие в особый вид связи, а считать его лишь особым механизмом образования ковалентной связи.

Когда хотят подчеркнуть механизм образования связи именно по донорно-акцепторному механизму, ее обозначают в структурных формулах стрелкой от донора к акцептору (D®А). В других случаях такую связь не выделяют и обозначают черточкой, как и по обменному механизму: D–А.

Связи в ионе аммония, образующегося по реакции: NH3 + H+ = NH4+,

выражаются следующей схемой:

hello_html_76c75cc0.png

Структурную формулу NН4+ можно представить как

hello_html_m28ef34d6.png.

Вторая форма записи предпочтительней, поскольку отражает экспериментально установленную равноценность всех четырех связей.

Образование химической связи по донорно-акцепторному механизму расширяет валентные возможности атомов: валентность определяется не только числом неспаренных электронов, но и числом неподеленных электронных пар и вакантных квантовых ячеек, участвующих в образовании связей. Так, в приведенном примере валентность азота равна четырем.

Донорно-акцепторный механизм успешно используется для описания связи в комплексных соединениях по методу ВС.

Литература.

  1. Ахметов Н. С. Неорганическая химия. — изд. 2-е перераб. и доп.. — М.: Высшая школа, 1975.

  2. Габриелян. О.С., Остроумов И.Г. Химия. – М.: «Дрофа», 2008.

  3. Глинка Н. Л. «Общая химия».

  4. «Химический энциклопедический словарь», М., «Советская энциклопедия», 1983.

  5. http://him.1september.ru/article.php?ID=200102102

  6. http://him.1september.ru/2004/26/15.htm

  7. http://chem-bsu.narod.ru/umk_chem_webCD/Ch3/chembond.htm

  8. http://www.alhimik.ru/stroenie/gl_9.html

  9. http://www.km.ru/referats/B496925228A344ECA85A5BA4B17AA5B2

Химическая связь и строение молекул | Задания 61

Механизм образования ковалентной связи

Ковалентная связь. Строение молекулы воды


Задание 61. 
Какую химическую связь называют ковалентной? Чем можно объяснить направленность ковалентной связи? Как метод валентных связей (ВС) объясняет строение молекулы воды?
Решение:
Связь, осуществляемая за счёт образования электронных пар, в одинаковой мере принадлежащей обоим атомам, называется ковалентной неполярной. Ковалентные связи определённым образом ориентированы в пространстве, т. е. имеют направленность. Причина того, что молекулы могут иметь линейное плоское или какое-либо другое строение, заключается в использовании атомами для образования связей разные орбитали и разное их количество. Молекулы, которые имеют дипольный момент, не являются линейными, а молекулы, у которых нет дипольного момента – линейные. 

Молекула воды Н2О имеет дипольный момент, значит, она имеет нелинейное строение. В образовании связей между атомами кислорода и водорода участвуют один атом кислорода и два атома водорода.  Кислород – цейтральный атом в молекуле воды, и он имеет четыре электронные пары, две пары неподелённые и две – поделённые, которые образованы одним s-электроном и одним р-электроном кислорода. Такая молекула имеет тетраэдрическое строение в центре тетраэдра находится атом кислорода, а по углам тетраэдра два атома водорода и две неподелённые электронные пары кислорода. В такой молекуле угол между связями должен быть равен 109,50. Если бы молекула воды была плоская, то угол НОН должен быть 900. Но рентгеноструктурный анализ молекул воды показывает, что угол НОН равен 104,50.  Это объясняет, что молекула воды имеет не линейное форму, а имеет форму  искажённого тетраэдра. Объясняется это тем, что атом кислорода претерпевает sp3- гибридизацию, когда одна s-орбиталь и три р-орбитали атома кислорода гибридизируются, образуя четыре равноценные sp3-гибридные орбитали. Из четырёх sp3-гибридных орбиталей две заняты s-орбиталями атома водорода. Разница между значениями валентного угла и тетраэдрическим углом объясняется тем, что отталкивание между неподелёнными электронными парами больше, чем между связывающими.


Полярная ковалентная связь

Задание 62. 
Какую ковалентную связь называют полярной? Что служит количественной мерой полярности ковалентной связи? Исходя из значений электроотрицательности атомов соответствующих элементов определите, какая из связей: HCl, IСl, ВгF наиболее полярна.
Решение:
Ковалентная связь, которая образована разными атомами, называется полярной. Например, H — Cl; центр тяжести отрицательного заряда (связанного с электронами) не совпадает с центром тяжести положительного заряда (связанного с зарядом ядра атома). Электронная плотность общих электронов смещена к одному из атомов, имеющего большее значение электроотрицательности, в большей степени. В H  : Cl общая электронная пара смещена в сторону наиболее электроотрицательного атома хлора. Полярность связи количественно оценивается дипольным моментом (), который является произведением длины диполя (l) – расстояния между двумя равными по величине и противоположными по знаку зарядами  +g и –g на абсолютную величину заряда:   = lg. Дипольные моменты НСI, НВг, НI равны, соответственно 1,04; 0,79; 0,38 D. Дипольные моменты молекул обычно измеряют в дебаях (D)* : 1D = 3,33 . 10-30 Кл .м.

Дипольный момент  - величина векторная и направлен по оси диполя от отрицательного заряда к положительному. Дипольный момент связи даёт ценную информацию о поведении молекулы в целом. Наряду с дипольным моментом , для оценки степени полярности связи используют характеристику, называемую электроотрицательностью элемента (ЭО). ЭО – это способность атома притягивать к себе валентные электроны других атомов. Значения ЭО элементов приведены в специальных шкалах (таблицах). 

Значения ЭО водорода, хлора, брома, йода, фтора соответственно равны: 2,1; 3,0; 2,8; 2,5; 4,0. Исходя из значений ЭО элементов в соединениях 

наиболее полярная связь в молекуле ВгF, так как разница электроотрицательностей между фтором и бромом наибольшая – 1,2 (4,0 – 2,8 = 1,2), чем у HCl и IСl.


Донорно-акцепторная связь

 

Задание 63. 
Какой способ образования ковалентной связи называют донорно-акцепторным? Какие химические связи имеются в ионах NH4+ и BF4-? Укажите донор и акцептор.
Решение:

Донорно-акцепторная связь – это ковалентная связь, в которой обобществлённую пару электронов предоставляет только один из участвующих в связи атомов. При этом один из атомов является донором – поставщиком электронной пары, а другой – акцептором – поставщиком свободной квантовой орбитали. 

Катион аммония NH4+ образуется по донорно-акцепторному механизму:

Он имеет форму правильного тетраэдра:

В ионе аммония каждый атом водорода связан с атомом азота общей электронной парой, одна из которых реализована по донорно-акцепторному механизму. Важно отметить, что связи H — N, образованные по различным механизмам, никаких различий не имеют, т. е. все они равноценны. Донором является атом азота, а акцептором – атом водорода.

Ион BF4- образуется из BF3 и иона F-. Этот  ион образуется за счёт того, что неподелённая электронная пара иона F- «встраивается» в валентную оболочку атома бора ковалентносвязанной молекулы BF3:

В ионе BF4- донором является ион фтора, а акцептором атом бора молекулы BF3

Донорно-акцепторная связь в структурных формулах изображается стрелкой которая направлена от донора к акцептору.


Метод валентных связей (ВС)

 

Задание 64. 
Как метод валентных связей (ВС) объясняет линейное строение молекулы ВеCl2 и тетраэдрическое СН4
Решение                          

а) Представления метода валентных связей позволяют объяснить геометрию многих молекул. Так молекула BeCl2 состоит из одного атома бериллия и двух атомов хлора. Атом бериллия в возбуждённом состоянии имеет один s-электрон и один р-электрон. При образовании BeCl2 возникают две ковалентные связи. Одна из них должна быть s — p связью, образованная за счёт перекрывания s-облака атома бериллия и р-облака атома хлора, другая (р — р связь) за счёт перекрывания р-облака атома бериллия и р-облака атома хлора. 

р — р связь и s — p могут располагаться друг относительно друга под углом, т. е. молекула BeCl2 должна быть угловой, но точно установлено, что молекула BeCl2 имеет линейное строение, причём обе   - связи равны по энергии и по длине. Для объяснения геометрии молекулы BeCl2 привлекается концепция гибридизации атомных орбиталей. Суть концепции атомных орбиталей заключается в том, что атомные орбитали могут геометрически видоизменяться и смешиваться друг с другом таким образом, чтобы обеспечить наибольшее перекрывание с орбиталями других атомов и, следовательно, наибольший выигрыш в энергии. Это  достигается в том случае, если вместо орбиталей, имеющих разные форму и энергию, появляются одинаковые по форме и энергии гибридные орбитали, представляющие собой линейные комбинации исходных атомных орбиталей. Так в атоме Ве s-орбиталь и р-орбиталь вступают во взаимодействие, их энергии выравниваются и образуются две одинаковые по форме sp-гибридные орбитали. Два образовавшихся sp-гибридных электронных облака имеют одинаковую энергию и ассиметричную форму, которая обеспечивает большее перекрывание р-электронными облаками атома хлора, чем перекрывание с участием чистых негибридизированных s- и р-облаков. Два гибридных sp-облака располагаются относительно друг друга и ядра атома под углом 1800:

               

                      Рис. 1. Трёхатомная молекула BeCl2 

В результате такого расположения гибридных облаков молекула BeCl2 имеет линейное строение.

б) Молекула СН4 состоит из одного атома углерода и четырёх атомов водорода, между которыми возникают четыре ковалентные связи. Атом углерода в возбуждённом состоянии имеет четыре неспаренных электрона, один из них на s-орбитали и три на р-орбиталях:

Заполнение внешнего энергетического уровня атома углерода в основном состоянии:

Заполнение внешнего энергетического уровня атома углерода в возбуждённом состоянии:

Из четырёх связей в молекуле СН4 должны быть одна s — s и три  s — p связи, образованные за счёт перекрывания орбиталей атома углерода с s-орбиталью атомов водорода. В результате этого перекрывания должна образоваться связь s — s, отличная от трёх s — p связей длиной и энергией и, расположенная к любой из них под углом около 1250. Однако точно установлено, что молекула СН4 имеет форму тетраэдра с углом между связями 109,50, причём все связи равноценны по длине и энергии. Объяснить тетраэдрическое строение молекулы СН4 можно sp3-гибридизацией. Атом углерода содержит четыре sp3-гибридные орбитали, образующиеся в результате линейной комбинации s-орбитали и трёх p-орбиталей. Четыре sp3-гибридные орбитали располагаются друг относительно друга под углом 109,50. Они направлены к вершинам тетраэдра, в центре которого находится ядро атома углерода (рис. 2.).

Рис. 2. Схема строения молекулы СН4;
 Метан, несвязывающих электронных пар нет.

Таким образом, в молекуле СН4 образуются четыре равноценные химические  -связи за счёт перекрывания sp3-гибридных орбиталей атома углерода с s-орбиталями атомов углерода. 


Образование сигма-связи и пи-связи

Задание 65. 
Какую ковалентную связь называют -связью и какую  -связью? Разберите на примере строения молекулы азота.
Решение:
Связь, образующаяся за счёт перекрывания вдоль линии, соединяющей два атома, называют   -связью (любая простая связь) или «Если перекрывание атомных орбиталей происходит на межъядерной оси, то образуется сигма-связь (  -связь). Сигма-связь образуется за счёт перекрывания двух s-орбиталей (s — s связь), одной s- и одной р-орбиталью (s — p связь), двумя р-орбиталями (р — р связь), одной s- и одной d-орбиталью (s — d связь), одной p- и одной d-орбиталью (p — d связь).

Варианты перекрывания атомных орбиталей, приводящие к образованию   -связи (рис.1.):

Рис. 1.Схемы образования  -связей

Связь, образованная за счёт перекрывания атомных орбиталей по обе стороны от межъядерной оси, называется  -связью. Вариантов образования   -связи немного (рис. 2.): 

Рис. 1.Схемы образования   -связей

Она не так прочна как сигма-связь, поскольку перекрывание в  -связи намного слабее.   -связи никогда не образуются , если нет   -связи. Иными словами,   -связи могут быть лишь в молекулах с двойными и тройными связями. Например, в молекуле N2 тройная связь включает одну   -связь и две   -связи: . Атом азота на внешнем энергетическом уровне содержит пять электронов: два на s-орбитали и три неспаренных электрона на р-орбиталях. За счёт перекрывания р-электрона одного атома и р-электрона другого атома азота образуется 
 -связь. Две другие связи являются  -связями, которые образовались за счёт перекрывания двух р-электронов одного атома и двух р-электронов другого ниже и выше и перпендикулярно друг другу по отношению плоскости   -связи. 


Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *