Неполярная ковалентная связь в молекуле: Ковалентные неполярные и полярные связи — что это?

Содержание

Полярная ковалентная связь — Справочник химика 21

    Неполярная и полярная ковалентная связь 123 [c.123]

    Неполярная и полярная ковалентная связь. Если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента как, например, молекулы Н2, N2, С12 и т. п., то каждое электронное облако, образованное общей парой электронов и осуществляющее ковалентную [c.123]

    Смещение общего электронного облака при образовании полярной ковалентной связи приводит к тому, что средняя плотность отрицательного электрического заряда оказывается выше вблизи более электроотрицательного атома и ниже —вблизи менее электроотрицательного. В результате первый атом приобретает избыточный отрицательный, а второй — избыточный положительный заряд эти заряды принято называть эффективными за рядами атомов в молекуле. [c.125]


    Р неполярная ковалентная связь Н Р полярная ковалентная связь Ма р ионная связь 
[c. 12]

    Свойства ионных соединений во многом определяются взаимной поляризацией входящих в их состав ионов. Поляризация иона выражается в относительном смещении ядра и окружающих его электронов внешней электронной оболочки под действием электрического поля соседнего иона при этом валентные электроны смещаются в сторону катионов. Подобная деформация электронной оболочки ведет к понижению степени ионности связи и к превращению ее в полярную ковалентную связь. [c.67]

    В первом случае общая пара электронов находится на одинаковом расстоянии от ядер соединяющихся атомов это неполярная ковалентная связь. Во втором случае общая пара электронов несколько смещена в сторону атома хлора это полярная ковалентная связь. [c.81]

    Таким образом, прочность полярных химических связей, как правило, выше, чем прочность менее полярных ковалентных связей (табл. 4.6). 

[c.142]

    Полярность ковалентной связи. В молекуле, состоящей из двух одинаковых атомов, электронное облако расположено симметрично относительно обоих ядер. В случае же двух различных атомов электронная плотность около одного из них бывает большей, чем около другого. Тогда в молекулярном состоянии участвуют с разным весом собственные функции валентных электронов атома А (ф ) и атома ГЗ (ф )  [c.51]

    Поляризация связи 52 Полярность ковалентной связи 51 Полярные красители 600 [c.1194]

    Органические соединения остальных переходных элементов. Переходные элементы остальных (кроме ПБ) побочных подгрупп периодической системы в проявляемых их атомами степенях окисления имеют незавершенные электронные -подоболочки предвнешнего уровня. Поэтому, наряду с образованием ординарной полярной ковалентной связи с углеродом за счет вклада внешних з- и р-орбиталей, они способны образовывать совершенно иные по строению и свойствам соединения за счет участия ( -орбиталей. В таких соединениях металл можно так же, как и соединения магния, бора, алюминия (см. выше), считать координационно ненасыщенным. Данная ненасыщенность металла теперь определяется наличием вакантных орбиталей не только на внешнем, но и на втором снаружи энергетических уровнях его атома.

Природа вакантных орбиталей атома переходного элемента также отличается от орбиталей в- и р-элементов. Симметрия и пространственная протяженность -орбиталей переходного элемента позволяет им эффективно перекрываться с орбиталями большего числа атомов и удаленных на большее расстояние от металла, чем это возможно для з-или р-элемента. Поэтому часто органические соединения переходных металлов являются комплексными. С примерами таких комплексных элементоорганических соединений мы уже встречались ферроцен, дибензолхром, хелаты и др. (разд. 13.4). 
[c.599]


    MOM высоко полярной ковалентной связью (например, О — Н). В этом случае водород обладает довольно высокой протонной подвижностью, в результате чего возникает связь особого типа (Н-связь), энергия которой составляет всего 12,5—21 кДж/моль. Возникновение такой связи между молекулами, например воды, можно изобразить в виде схемы  [c.22]

    Водородная связь -связь) возникает между атомами, имеющими свободную электронную пару, и водородом, который связан с другим атомом полярной ковалентной связью, например н н н [c. 30]

    Молекулярные вещества (мономерные ковалентные соединения) построены из молекул, атомы которых связаны более или менее полярными ковалентными связями. Объединение молекул в жидком или твердом состоянии осуществляется за счет межмолекулярных сил. 

[c.346]

    Смещение общего электронного облака при образовании полярной ковалентной связи приводит к тому, что средняя плотность отрицательного электрического заряда оказывается выше вблизи более электроотрицательного атома и ниже [c.117]

    Предельным случаем полярной ковалентной связи является ионная связь. Ионная связь в чистом виде не существует, так как в любой химической связи всегда имеется та или иная доля ковалентного характера. Однако высокая доля ионности связи придает ей ряд характерных свойств, в результате чего ее рассматривают отдельно. Эти свойства качественно правильно можно объяснить исходя из предположения существования только ионной связи. [c.142]

    Химическую связь, образованную электронами, принадлежащими обоим связываемым атомам, называют ковалентной.

Промежуточный тип связи, когда электроны несколько смещены от одного атома к другому, называют полярной ковалентной связью. Это наиболее распространенный вид связи, он реализуется в большинстве соединений. Соединений с неполярной ковалентной связью и связью, близкой к чисто ионной, существует немного. [c.73]

    В результате поляризующего действия катиона внешнее электронное облако аниона смещается (рис. 4.39). Происходит как бы обратный перенос части электронного заряда от аниона к катиону. Это и приводит к тому, что эффективные заряды атомов в ионном соединении оказываются меньше целого заряда электрона. Рис. 4.39 показывает также, что в результате поляризации электронные облака катиона и аниона оказываются неполностью разделенными и частично перекрываются, так что связь между атомами из чисто ионной превращается в сильно полярную ковалентную связь. [c.146]

    Ионная связь. Степень полярности ковалентной связи возрастает по мере того, как увеличивается различие в свойствах согди- 

[c. 50]

    Из этого следует, что ионную связь можно рассматривать не как особый вид связи, а как предельный случай полярной ковалентной связи. [c.146]

    Молекулы с неполярной и полярной ковалентной связью [c.430]

    Возникновение водородной связи можно в первом приближении объяснить действием э.».ектростатнческих сил. Так, при образовании полярной ковалентной связи между атомом водорода и атомом фтора, который характеризуется высокой электроотр1щатель-исстью, электронное облако, первоначально принадлежав- /С шее атому водорода, сильно смещается к атому фтора. В результате атом фтора приобретает значительный эффективный отрицательный заряд, а ядро атома водорода (протон) с внешней ио отношению к атому ([)тора стороны почти лишается электронного облака. 

[c.155]

    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]

    Химические свойства водорода в значительной степени определяются способностью его атомов отдавать единственный имеющийся у них электрон и превращаться в положительно заряженные ионы. При этом проявляется особенность атома водорода, отличающая его от атомов всех других элементов отсутствие про ме 4валентным электроном и ядром. Иои водорода, образующийся в результате потери атомом водо рода электрона, предбтавляет собой протон, размефы которого на несколько порядков меньше размера катионов в(зсх других эле ментов. Поэтому поляризующее действие протона очень велико, вследствие чего водород ие способен образовывать ионных соеди нений, в которых он выступал бы в качестве катиона. Его соединения даже с наиболее активными неметаллами, например, е фтором, представляют собой вещества с полярной ковалентной связью.

[c.344]

    АЕ равнялось бы 0. Энергия несим метрнчиой связп, вычисленная по уравнению (1.58)., всегда меньше найденной из опыта. Это объясняется тем, что ковалентная связь между различными атомами всегд-а в гой или иной степени полярна. По степени оТ клонения величины АЕ от нуля можио судить о степени полярности ковалентной связи и тем самым о способности атомов притягивать к себе электроны (характеры изменения АЕ и дипольного момента одинаковы, а последний возрастает с увеличением степени полярности связи). [c.116]

    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]


    В молекуле аммиака атом азота соединен с тремя атомами водорода тремя полярными ковалентными связями. Ма образование этих связей атом азота отдал три имеющихся на его наружном уровне непарных электрона, причем три образовавшиеся электронные najjbi оказались оттянутыми к атому азота. Однако атом азо- [c.65]

    Весьма важную роль водородная связь играет в структуре воды и льда. В кристаллах льда каждый атом кислорода тетраэдрически связан с четырьмя другими атомами кислорода между ними располагаются четыре атома водорода, два из которых соединены с данным атомом кислорода полярной ковалентной связью, длина [c. 80]

    В некоторых реакциях промежуточной стадией является гетеролитическая диссоциация полярной ковалентной связи. Так, многие реакции галогеналкилов и галогенарилалкилов идут путем предварительного гетеролитического разрыва связи углерод — галоген, например [c.114]

    Полярные ковалентные связи в молекулах IFs и ВгРз очень прочные, а свободные электронные пары расположены достаточно симметрично. С термодинамической точки зрения диспропорционирование, несмотря на отрицательные значения АС°обр для IF и ВгР, объясняется тем, что значения AG°o6p для IP5 и ВгРз еще более отрицательны. Аналогичные соотношения выполняются и для энергий диссоциации (рис. В.27). Молекула ВгР устойчивее, чем молекула IF, поскольку в первой возможно участие ря— ге-связывания. Сравнение устойчивости различных межгалогенных соединений типа АВ, АВз, ABs и IF7 между собой, а также с неполярными молекулярными веществами типа А—А и В—В можно провести, используя рис. В.27. [c. 501]

    В каких случаях ковалентная связь становится полярной Какие из следующих соединений имеют полярные ковалентные связи СН , СНз—ОН, СНз—СНя, СНзС1, СНз—СЫ, СНз—Ма, СОг Что такое электроотрицательность атомов Какие системы называются диполями Что такое дипольный момент  [c.5]

    Возникновение водородной связи можно в первом приближении объяснить действием электростатических сил. При образовании полярной ковалентной связи между атомом водорода и атомом фтора электронное облако, первоначально принадлежавшее атому водорода, сильно смещается к атому фтора. В результате атом фтора приобретает значительный эффективный отрицательный заряд, а ядро атома водорода (протон) с внешней ио отношению к атому фтора стороны почти лишается электронного облака. Обладая ничтожно малыми размерами и, в отличие от других катионов, не имея внз тренних электронных слоев, которые отталкиваются отрицательно заряженными атомами, ион водорода проникает в электронные оболочки других атомов. Поэтому между протоно.м атома водорода и отрицательно заряженным атомом фтора соседней молекулы НГ возникает электростатическое притяжение (см. элст в разделе 4.9.2), образуется водородная связь. [c.156]

    Эффективный заряд можно рассматривать как меру полярности ковалентной связи. Так, расчет, осуществленный на основании рентгеновских спектров поглощения, для хлороводорода дал следующие значения 5н — +0,2 5а — -0,2. Можно сказать, что связь, в молекуле НС1 примерно на 20% имеет ионный характер, т. е. близка к ковалентной. В молекуле же Na l, для котх рой 5n — +0,8, 5а — -0,8, химическая связь, наоборот, ближе к ионной. [c.78]


Химическая связь

Дидактический материал

 

Тренировочные тесты ЕГЭ по химии

 

Ковалентная химическая связь, её разновидности и механизмы образования. Характеристика ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь.

 

1. В аммиаке и хлориде бария химическая связь соответственно

1) ионная и ковалентная полярная

2) ковалентная полярная и ионная

3) ковалентная неполярная и металлическая

4) ковалентная неполярная и ионная

2. Вещества только с ионной связью приведены в ряду:

1) F2, ССl4, КС1

2) NaBr,Na2O,KI

3) SO2.P4.CaF2

4) H2S,Br2,K2S

3. Соединение с ионной связью образуется при взаимодействии

1) СН4  и О2

2) SO3 и Н2О

3) С2Н6 и HNO3

4) NH3 и HCI

4. В каком ряду все вещества имеют ковалентную полярную связь?

1) HCl,NaCl.Cl2

2) O2.H2O.CO2

3) H2O.NH3.CH4

4) NaBr. HBr.CO

5. В каком ряду записаны формулы веществ только с ковалентной полярной
               связью?

1) С12, NO2, НС1

2) HBr,NO,Br2

3) H2S.H2O.Se                                                    

4) HI,H2O,PH3

 

6. Ковалентная неполярная связь характерна для

1) С12          2) SO3                 3) СО                 4) SiO2

7. Веществом с ковалентной полярной связью является

1) С12          2) NaBr               3) H2S                 4) MgCl2

8. Веществом с ковалентной связью является

1) СаС12               2) MgS                3) H2S                  4) NaBr

9. Вещество с ковалентной неполярной связью имеет формулу

1) NH3                2) Сu                  3) H2S                 4) I2

10. Веществами с неполярной ковалентной связью являются

1) вода и алмаз

2) водород и хлор

3) медь и азот

4) бром и метан

11. Между атомами с одинаковой относительной электроотрицательностью образуется химическая связь

1) ионная

2) ковалентная полярная

3) ковалентная неполярная

4) водородная

 

12.  Ковалентная полярная связь характерна для

1) KC1                    2) НВг                   3) Р4                      4) СаСl2

 

13. Химический элемент, в атоме которого электроны по слоям распределены так: 2, 8, 8, 2  образует с водородом химическую связь

1)ковалентную полярную

2) ковалентную неполярную

3) ионную

4) металлическую

 

14. В   молекуле   какого   вещества  длина   связи   между   атомами   углерода наибольшая?

1} ацетилена         2) этана                 3)  этена                 4) бензола

 

15. Тремя общими электронными парами образована ковалентная связь в молекуле

1)  азота

2)  сероводорода

3)  метана

4) хлора

 

16. Водородные связи образуются между молекулами

1)  диметилового эфира

2)  метанола

3)  этилена

4)  этилацетата

 

17. Полярность связи наиболее выражена в молекуле

1) HI                     2) НС1                   3) HF                     4) НВг

 

18. Веществами с неполярной ковалентной связью являются

1)  вода и алмаз

2)  водород и хлор

3)  медь и азот

4) бром и метан

 

19. Водородная связь не характерна для   вещества

1) Н2О                  2) СН4                   3) NH3                   4) СНзОН

 

20. Ковалентная полярная связь характерна для каждого из двух веществ, формулы которых

1)  KI и Н2О

2)   СО2 и К2О

3)  H2S и Na2S

4) CS2 и РС15

 

21. Наименее прочная химическая связь в молекуле

1) фтора                 2) хлора                 3} брома                4} иода

 

22. В молекуле какого вещества длина химической связи наибольшая?

1) фтора                2) хлора                3) брома               4) иода

 

23. Ковалентные связи имеет каждое из веществ, указанных в ряду:

1)  C4H10, NO2, NaCl

2)  СО, CuO, CH3Cl

3)  BaS,C6H6,H2

4)  C6H5NO2, F2, CC14

 

24. Ковалентную связь имеет каждое из веществ, указанных в ряду:

1)   СаО,С3Н6, S8

2)   Fe.NaNO3, CO

3)  N2, CuCO3, K2S

4) C6H5NO2, SО2, CHC13

 

25. Ковалентную связь имеет каждое из веществ, указанных в ряду:

1) С3Н4, NO, Na2O

2)   СО, СН3С1, PBr3

3)   Р2Оз, NaHSO4, Сu

4) C6H5NO2, NaF, СС14

 

26. Ковалентные связи имеет каждое из веществ, указанных в ряду:

1)   C3Ha,NO2, NaF

2)   КС1, CH3Cl, C6H12О6

3)   P2O5, NaHSO4, Ba

4) C2H5NH2, P4, CH3OH

 

27. Полярность связи наиболее выражена в молекулах

 

1) сероводорода

2) хлора

3) фосфина

4) хлороводорода

 

28. В молекуле какого вещества химические связи наиболее прочные?

 

1)СF4

2)CCl4

3)CBr4

4)CI4

 

29. Среди веществ NH4Cl, CsCl, NaNO3, PH3, HNO3  — число соединений с ионной связью равно

 

 

30. Среди веществ (NH4)2SO4, Na2SO4, CaI2, I2, CO2  — число соединений с ковалентной связью равно

 

 

Ответы: 1-2, 2-2, 3-4, 4-3, 5-4, 6-1, 7-3, 8-3, 9-4, 10-2, 11-3, 12-2, 13-3, 14-2, 15-1, 16-2, 17-3, 18-2, 19-2, 20-4, 21-4, 22-4, 23-4, 24-4, 25-2, 26-4, 27-4, 28-1, 29-3, 30-4

 

 

 

Задачи к разделу Химическая связь и строение молекул

Решение. CH3Brковалентная связь. Ковалентная связь возникает между атомами с близкими или равными значениями электроотрицательностей. Эта связь может рассматриваться как электростатическое притяжение ядер двух атомов к общей электронной паре.

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.

СаОионная связь.  Отдельные атомы какого-либо элемента будут стремиться к устойчивой восьмиэлектронной структуре, теряя или приобретая электроны. Атомы, захватившие электроны, имеют отрицательный заряд и называются анионами, атомы, потерявшие электрон, имеют положительный заряд и называются катионами. При встрече анионов с катионами образуется химическая связь, которая называется ионной связью, а соединение — ионным. Ионные соединения образуются, когда связываются атомы с большой разностью электроотрицательностей (более, чем 2,1). Логично предположить, что при соединении металлов с неметаллами, будет возникать ионное соединение с ионной связью, т.к. их электроотрицательности очень различаются.

Ионные соединения часто имеют сходные свойства. Они стремятся образовывать группы, которые, в свою очередь, образуют еще более крупные группировки, типа LinClm. Такие образования называются кристаллами. Это происходит из-за того, что для данного типа связи не характерна направленность и насыщаемость.

J2Ковалентная неполярная связь. 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. Связи могут быть как одинарными, так и двойными, тройными.

NH4Clдонорно-акцепторная связь. Является частным случаем ковалентной связи, когда один атом выступает в роли донора электронной пары, а другой атом — его акцептором (предоставляет свободную орбиталь).  Данную связь часто называют координационной, т.к. она часто возникает при образовании комплексных соединений. При образовании донорно-акцепторной связи электронная оболочка атома-акцептора пополняется парой электронов. В роли доноров и акцепторов кроме атомов и молекул, могут выступать катионы и анионы. При возникновении связи на атоме — доноре возникает  эффективный положительный заряд, а на атоме – акцепторе – эффективный отрицательный заряд.

Между NH4+  и Cl — ионная связь. Между азотом и водородом ковалентная полярная и одна донорно-акцепторная связи.

Готовые домашние задания по химии к учебнику О. С. Габриелян «химия 8 класс»

Ответ на вопрос 1(1).

Так как значения ЭО водорода и фосфора одинаковы, то химическая связь в молекуле PH3 будет ковалентной неполярной.

Ответ на вопрос 2(2).

І. а) в молекуле S2 связь ковалентная неполярная, т.к. она образована атомами одного и того же элемента. Схема образования связи будет следующей:
Сера — элемент главной подгруппы VI группы. Атомы серы имеют по 6 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов будет два (8—6=2).
Обозначим внешние электроны , тогда схема образования молекулы серы будет иметь вид :

или S=S
б ) в молекуле K2O связь ионная, потому что она образована атомами элементов металла и неметалла.
Калий — элемент первой группы главной подгруппы, металл. Его атому легче отдать 1 электрон, чем принять недостающие 7 электронов:

2. Кислород — неметалл, элемент главной подгруппы VI группы. Его атому легче принять 2 электрона, которых не хватает до завершения внешнего уровня, чем отдать 6 электронов с внешнего уровня:

Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 2(2 . 1). Чтобы атомы калия отдали 2 электрона, нужно взять 2 атома, чтобы атомы кислорода смогли принять 2 электрона, необходимо взять 1 атом, поэтому схема образования оксида калия будет иметь вид:

в) в молекуле H2S связь ковалентная полярная, потому что она образована атомами элементов с различной ЭО. Схема образования химической связи будет следующей:
Сера – элемент главной подгруппы VІ группы. Ее атомы имеют по 6 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов будет 2 (8-6=2).
Водород — элемент главной подгруппы 1 группы. Его атомы содержат по 1 электрону на внешней оболочке. Непарным является 1 электрон (для атома водорода завершенным является двухэлектродный уровень).
Обозначим внешние электроны атомов серы и водорода, соответственно:

В молекуле сероводорода общие электронные пары смещены в сторону более электроотрицательного атома – серы:

1. а) в молекуле N2 связь ковалентная неполярная, потому что она образована атомами одного и того же элемента. Схема образования связи следующая:
Азот — элемент главной подгруппы V группы. Его атомы имеют 5 электронов на внешней оболочке. Неспаренных электронов три (8 —5 = З).
Обозначим внешние электроны атома азота точками:

б) в молекуле Li3H связь ионная, потому что она образована атомами элементов металла и неметалла.
Литий — элемент главной подгруппы І группы, металл. Его атому легче отдать 1 электрон, чем принять недостающие 7 электронов:

Азот — элемент главной подгруппы V группы, неметалл. Его атому легче принять З электрона, которых не хватает до завершения внешнего уровня, чем отдать пять электронов с внешнего уровня:

Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 3(3 : 1 =3). Чтобы атомы лития отдали З электрона, необходимо З атома, чтобы атомы азота смогли принять З электрона, необходим только один атом:

в) в молекуле NCl3 связь ковалентная полярная, т.к. она образована атомами элементов-неметаллов с различными значениями ЭО. Схема образования связи следующая:
Азот — элемент главной подгруппы V группы. Его атомы имеют по 5 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов будет три (8—5=3).
Хлор — элемент главной подгруппы VII группы. Его атомы содержат по 7 электронов на внешней оболочке. Непарным остается 1 электрон (8 – 7 = 1). Обозначим внешние электроны атомов азота и хлора, соответственно:

Общие электронные пары смещены к атому азота, как более электроотрицательному:

Ответ на вопрос 3(3).

Связь в молекуле HCl менее полярна, чем в молекуле HF, потому что в ряду изменения ЭО хлор и водород менее удалены друг от друга, чем фтор и водород.

Ответ на вопрос 4(4).

Ковалентная химическая связь образуется за счет обобщения внешних электронов. По числу общих электронных пар она бывает одинарной, двойной или тройной, а по электроотрицательности, образующих её атомов — ковалентную полярную и ковалентную неполярную

На оглавление

Что такое ковалентная полярная и неполярная связь.

Типы химической связи

Определение

Ковалентной связью называется химическая связь, образующаяся за счёт обобществления атомами своих валентных электронов. Обязательным условием образования ковалентной связи является перекрывание атомных орбиталей (АО), на которых расположены валентные электроны. В простейшем случае перекрывание двух АО приводит к образованию двух молекулярных орбиталей (МО): связывающей МО и антисвязывающей (разрыхляющей) МО. Обобществленные электроны располагаются на более низкой по энергии связывающей МО:

Образование связи

Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — связь между двумя атомами за счёт обобществления (electron sharing) двух электронов — по одному от каждого атома:

A. + В. -> А: В

По этой причине гомеополярная связь имеет направленный характер. Пара электронов, осуществляющая связь, принадлежит одновременно обоим связываемым атомам, например:

.. . . ..
: Cl : Cl : H : O : H
.. .. ..

Виды ковалентной связи

Существуют три вида ковалентной химической связи, отличающихся механизмом ее образования:

1. Простая ковалентная связь . Для ее 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, образующиеся связь в равной степени владеют обобществленной электронной парой, такая связь называется неполярной ковалентной связью. Если атомы различны, тогда степень владения обобществленной парой электронов определяется различием в электроотрицательностях атомов, атом с большей электроотрицательностью в большей степени обладает парой электронов связи, и поэтому его истинный заряд имеет отрицательный знак, атом с меньшей электроотрицательностью приобретает соответственно такой же по величине заряд, но с положительным знаком.

Сигма (σ)-, пи (π )-связи — приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах органических соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна вдоль оси, соединяющей ядра атомов. При образовании π -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 четвертого 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 -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 π -связи между этими же атомами углерода. Две π -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 четвертых 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 π -связи, а единая π -электронная система из шести электронов, общая для всех атомов углерода. Связи между атомами углерода в молекуле бензола совершенно одинаковые.

Ковалентная связь образуется в результате обобществления электронов (с образованием общих электронных пар), которое происходит в ходе перекрывания электронных облаков. В образовании ковалентной связи участвуют электронные облака двух атомов. Различают две основные разновидности ковалентной связи:

  • Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметалла одного и того же химического элемента. Такую связь имеют простые вещества , например О 2 ; N 2 ; C 12 .
  • Ковалентная полярная связь образуется между атомами различных неметаллов.

См. также

Литература

Органическая химия
Список органических соединений
Структурная химия
Химическая связь : Ароматичность | Ковалентная связь | Ионная связь | Металлическая связь | Водородная связь | Донорно-акцепторная связь | Таутомерия
Отображение структуры: Функциональная группа | Структурная формула | Химическая формула | Лиганд
Электронные свойства: Электроотрицательность | Сродство к электрону | Энергия ионизации | Диполь | Правило октета
Стереохимия : Асимметрический атом | Изомерия | Конфигурация | Хиральность | Конформация

Wikimedia Foundation . 2010 .

Идея об образовании химической связи с помощью пары электронов, принадлежащих обоим соединяющимся атомам, была высказана в 1916г американским физико-химиком Дж. Льюисом.

Ковалентная связь существует между атомами как в молекулах, так и в кристаллах. Она возникает как между одинаковыми атомами (например, в молекулах Н 2 , Cl 2 , О 2 , в кристалле алмаза), так и между разными атомами (например, в молекулах Н 2 О и NН 3 , в кристаллах SiC). Почти все связи в молекулах органических соединений являются ковалентными (С-С, С-Н, С-N, и др.).

Различают два механизма образования ковалентной связи:

1) обменный;

2) донорно-акцепторный.

Обменный механизм образования ковалентной связи заключается в том, что каждый из соединяющихся атомов предоставляет на образование общей электронной пары (связи) по одному неспаренному электрону. Электроны взаимодействующих атомов должны при этом иметь противоположные спины.

Рассмотрим для примера образование ковалентной связи в молекуле водорода . При сближении атомов водорода происходит проникновение их электронных облаков друг в друга, которое называется перекрыванием электронных облаков (рис. 3.2), электронная плотность между ядрами возрастает. Ядра притягиваются друг к другу. Вследствие этого снижается энергия системы. При очень сильном сближении атомов возрастает отталкивание ядер. Поэтому имеется оптимальное расстояние между ядрами (длина связи l), при котором система имеет минимальную энергию. При таком состоянии выделяется энергия, называемая энергией связи Е св.

Рис. 3.2. Схема перекрывания электронных облаков при образовании молекулы водорода

Схематично образование молекулы водорода из атомов можно представить следующим образом (точка означает электрон , черта — пару электронов):

Н + Н→Н: Н или Н + Н→Н — Н.

В общем виде для молекул АВ других веществ:

А + В = А: В.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи заключается в том, что одна частица — донор — представляет на образование связи электронную пару, а вторая — акцептор — свободную орбиталь:

А: +  В = А: В.

донор акцептор

Рассмотрим механизмы образования химических связей в молекуле аммиака и ионе аммония .

1. Образование

Атом азота имеет на внешнем энергетическом уровне два спаренных и три неспаренных электрона:

Атом водорода на s — подуровне имеет один неспаренный электрон.

В молекуле аммиака неспаренные 2р — электроны атома азота образуют три электронные пары с электронами 3-х атомов водорода:

.

В молекуле NH 3 образованы 3 ковалентных связи по обменному механизму.

2. Образование комплексного иона — иона аммония.

NH 3 + HCl = NH 4 Cl или NH 3 + H + = NH 4 +

У атома азота остается неподелённая пара электронов , т. е. два электрона с антипараллельными спинами на одной атомной орбитали. Атомная орбиталь иона водорода не содержит электронов (вакантная орбиталь). При сближении молекулы аммиака и иона водорода происходит взаимодействие неподеленной пары электронов атома азота и вакантной орбитали иона водорода. Неподеленная пара электронов становится общей для атомов азота и водорода, возникает химическая связь по донорно — акцепторному механизму. Атом азота молекулы аммиака является донором, а ион водорода — акцептором:

.

Следует отметить, что в ионе NH 4 + все четыре связи равноценны и неразличимы, следовательно, в ионе заряд делокализован (рассредоточен) по всему комплексу.

Рассмотренные примеры показывают, что способность атома образовывать ковалентные связи обусловливается не только одноэлектронными, но и 2-электронными облаками или наличием свободных орбиталей.

По донорно-акцепторному механизму образуются связи в комплексных соединениях: — ; 2+ ; 2- и т. д.

Ковалентная связь обладает следующими свойствами:

— насыщаемость;

— направленность;

— полярность и поляризуемость.

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

Поясним на примере:

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

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

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

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

Свойства, характерные для данного вида соединения:

  1. Насыщаемость. Под этим свойством обычно понимается максимальное количество связей, которое они могут установить конкретные атомы. Определяется это количество общим числом тех орбиталей в атоме, которые могут участвовать в образовании химических связей. Валентность атома, с другой стороны, может быть определена числом уже использованных с этой целью орбиталей.
  2. Направленность . Все атомы стремятся образовывать максимально прочные связи. Наибольшая прочность достигается в случае совпадения пространственной направленности электронных облаков двух атомов, поскольку они перекрывают друг друга. Кроме того, именно такое свойство ковалентной связи как направленность влияет на пространственное расположение молекул то есть отвечает за их «геометрическую форму».
  3. Поляризуемость. В основе этого положения лежит представление о том, что ковалентная связь существует двух видов:
  • полярная или несимметричная. Связь данного вида могут образовывать только атомы разны видов, т.е. те, чья электроотрицательность значительно различается, либо в случаях, когда общая электронная пара несимметрично разделена.
  • возникает между атомами, электроотрицательность которых практически равна, а распределение электронной плотности равномерно.

Кроме того, существуют определенные количественные :

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

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.

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.

Полярная и неполярная ковалентная связь — Учебник по Химии. 8 класс. Григорович

Учебник по Химии. 8 класс. Григорович — Новая программа

Вспомните: как изменяются металлические и неметаллические свойства элементов, а также радиус атомов в периодах и группах (§ 15).

Электроотрицательность химических элементов

Способность атома притягивать общие электронные пары называют электроотрицательностью. Сильнее всего притягивают электроны атомы наиболее активных неметаллических элементов — Флуора, Оксигена, Хлора, так как для завершения внешнего уровня им не хватает одного или двух электронов. И электроны, которые они будут принимать, разместятся достаточно близко к ядру — на втором или третьем электронном уровне. Поэтому электроотрицательность этих элементов наибольшая. Легче всего отдают электроны атомы активных металлических элементов, в первую очередь щелочных — Лития, Натрия, Калия и др. Они проявляют наименьшую электроотрицательность.

Поскольку электроотрицательность — это свойство, связанное с присоединением и потерей электронов, то и изменяться она будет так же, как и неметаллические свойства: в периодах электроотрицательность увеличивается слева направо, а в группах — снизу вверх. Таким образом, элемент с наибольшей электроотрицательностью — Флуор, а с наименьшей — Франций (рис. 19.1).

Рис. 19.1. Изменение значения электроотрицательности химических элементов в соответствии с их местом в Периодической системе (длинный вариант)

Способ количественного определения электроотрицательности впервые разработал американский химик Лайнус Полинг. По шкале Полинга электроотрицательность Флуора принята за 3,98 (округленно 4), вторым по электроотрицательности является Оксиген (3,44), третьим — Хлор (3,16). Гидроген и типичные неметаллические элементы расположены в середине шкалы; значения их электроотрицательностей близки к 2. Активные металлические элементы имеют значение электроотрицательности меньше 1,6. (Значения электроотрицательностей для химических элементов приведены в Периодической системе на форзаце 1.)

Лайнус Карл Полинг (1901-1994)

Американский химик и физик, дважды лауреат Нобелевской премии: по химии в 1954 г. (за изучение природы химической связи) и премия мира в 1962 г. (за борьбу против распространения ядерного оружия). С детства интересовался наукой, проводил химические опыты на кухне. В период учебы подрабатывал мытьем посуды и сортировкой бумаг. С 1922 г. работал в Калифорнийском технологическом институте, где со временем стал деканом химического факультета. С конца 60-х гг. исследовал влияние витаминов на организм человека и возможность лечения ими раковых заболеваний. Имя Полинга — в числе 20 величайших ученых всех времен.

Полярность ковалентной связи

Ковалентная связь может образоваться между одинаковыми или разными атомами. Атомы разных химических элементов обладают разной электроотрицательностью, так как по-разному притягивают общую электронную пару. Благодаря этому для ковалентной связи характерно свойство, которое называют полярностью ковалентной связи.

Давайте рассмотрим, чем отличается химическая связь в молекулах водорода Н2, фтора F2 и гидроген флуорида HF:

Во всех этих молекулах между атомами образуется одинарная ковалентная связь благодаря возникновению одной общей электронной пары. Но в равной ли мере она принадлежит обоим атомам?

В молекулах фтора и водорода общая электронная пара одинаково притягивается к обоим атомам и принадлежит им в равной мере. Такую ковалентную связь называют неполярной. Во всех простых веществах, образованных неметаллическими элементами (например, Н2, N2, O2, S2), химические связи неполярные.

В молекуле гидроген флуорида атомы Гидрогена и Флуора притягивают электроны по-разному. У Флуора электроотрицательность больше, чем у Гидрогена, поэтому атомы Флуора сильнее притягивают общую электронную пару, чем атомы Гидрогена. Это приводит к смещению общей электронной пары в сторону атома Флуора и увеличению на нем электронной плотности (рис. 19.2). Как следствие, на атоме Флуора появляется некоторый избыточный отрицательный заряд. На атоме Гидрогена, наоборот, электронная плотность уменьшается, следовательно, на нем появляется некоторый положительный заряд. Схематически это изображают так:

Рис. 19.2. В молекуле водорода электронная плотность на обоих атомах одинаковая (а), а в молекуле гидроген флуорида на атоме Флуора электронная плотность больше, благодаря чему на атоме Флуора появляется избыточный отрицательный заряд (б)

Ковалентная неполярная связь:

• общие электроны принадлежат обоим атомам в равной мере

• существует между атомами неметаллических элементов с незначительной разностью электроотрицательностей

Ковалентная полярная связь:

• общая электронная пара смещена в сторону более электроотрицательного элемента

• существует между атомами неметаллических элементов с разной электроотрицательностью

Ковалентная связь, образованная атомами разных элементов, называется полярной (поскольку в молекуле появляются полюса электрического заряда). В ковалентной полярной связи общая электронная пара смещена к тому атому, который сильнее притягивает электроны, т. е. к атомам элемента с большей электроотрицательностью. Чем сильнее это смещение общей электронной пары, тем больше полярность связи. Так, в ряду галогеноводородов разность электроотрицательностей между Гидрогеном и Флуором значительно больше, чем между Гидрогеном и Йодом. Таким образом, в гидроген флуориде полярность связи больше, чем в гидроген йодиде:

Поскольку электрон, принадлежавший атому Гидрогена, лишь частично смещается в сторону атома Флуора, то избыточный отрицательный заряд, который появляется на атоме Флуора, меньше элементарного заряда, т. е. меньше заряда электрона (-1). В данном случае он составляет лишь 44 % от заряда электрона. Чтобы не указывать точное значение заряда (а во многих случаях определить его довольно сложно), используют букву δ (дельта). Несомненно то, что заряд на атоме Гидрогена точно равен заряду на атоме Флуора, но противоположен по знаку, то есть сумма зарядов равна нулю. Следовательно, молекула остается электронейтральной. Чем больше разность электроотрицательностей двух атомов, тем больше заряд на атомах.

Зависимость полярности связи от электроотрицательности элементов

Нитроген — довольно активный химический элемент, но азот N2 — одно из самых инертных веществ, близкое по инертности к инертным газам. Азот даже иногда используют для создания инертной атмосферы при проведении химических реакций вместо более дорогих аргона или гелия. Это объясняется чрезвычайно прочной связью между атомами Нитрогена в молекуле N2, что и определяет его низкую реакционную способность.

Выводы

1. Полярность ковалентной связи обусловлена разной способностью атомов притягивать общие электроны (электроотрицательностью). Ковалентная связь между одинаковыми атомами является неполярной, а между разными атомами — полярной.

2. В молекуле на атоме более электроотрицательного элемента появляется избыточный отрицательный заряд, а на менее электроотрицательном атоме — положительный. Чем больше разность электроотрицательностей, тем более полярной является связь.

Контрольные вопросы

1. Какую ковалентную связь называют неполярной? полярной? Приведите примеры веществ с такими типами связи.

2. От чего зависит полярность ковалентной связи?

3. Как определить, на каком из атомов, соединенных ковалентной связью, появляется отрицательный заряд, а на каком — положительный?

4. Какое свойство химических элементов называют электроотрицательностью? Как она изменяется в периодах и группах? Назовите наиболее и наименее электроотрицательные элементы. Ответ обоснуйте.

Задания для усвоения материала

1. Выпишите отдельно формулы веществ с полярной и неполярной связью: S8, NH3, O2, OF2, F2, ClF3, P4, NO2, NO, N2.

2. Запишите формулы веществ в порядке увеличения полярности связи в их молекулах: Н2O, СН4, HF, NH3.

3. Пользуясь форзацем 1, вычислите разность между электроотрицательностями элементов в парах: Li-Cl, Be-Cl, B-Cl, С-Сl, N-Cl, О-Сl, F-Cl. Укажите пару элементов с наиболее полярной и наименее полярной связью.

4. Определив разность электроотрицательностей, укажите формулу наиболее полярной молекулы: Н2, НСl, HF, ClF, Cl2, F2.

5. Среди данных веществ выберите соединения с наибольшей и наименьшей полярностью связи: йодоводород НІ, хлороводород HCl, бромоводород НВr, вода Н2O, сероводород H2S, хлор Сl2, метан СН4, фосфин РН3.

6. Определите знак частичного заряда на атоме Хлора в молекулах HCI и CIF. Как вы считаете, в какой из этих молекул частичный заряд Хлора больше абсолютной величины?

7. Как изменяется в ряду Н2O, H2S, H2Se, Н2Те полярность связи? Почему?



Ковалентная неполярная связь

Образование химической связи в молекуле Cl2

Атом хлора находится в VIIA группе Периодической системы, значит, у него семь электронов на внешнем энергетическом уровне и ему не хватает всего одного электрона для его завершения. Шесть электронов внешнего уровня образуют пары, а один неспаренный. Два атома хлора, у которых есть по одному неспаренному электрону, сближаются, эти электроны «объединяются» и становятся общими для обоих атомов, уровень при этом становится завершенным – восьмиэлектронным. Общую пару электронов можно обозначить просто черточкой.

Ковалентная связь, или атомная, – это химическая связь, возникающая в результате образования общих электронных пар.

Эта химическая связь образуется между атомами одного и того же неметалла, при этом общие электронные пары, которые образовались, принадлежат обоим атомам в равной степени и ни на одном из них не будет ни избытка, ни недостатка отрицательного заряда, поэтому эта ковалентная связь называется неполярной.

Образование химической связи в молекуле Н2

Аналогично, образуется и молекула Н2. Однако атом водорода находится в IA группе, поэтому у каждого атома водорода только один электрон и до завершения внешнего энергетического уровня ему не хватает всего одного электрона (для атомов водорода и гелия уровень считается завершенным, если на нем 2 электрона). Каждый атом водорода имеет по одному электрону и эти неспаренные электроны объединяются, образуя общую электронную пару, которую также можно обозначить в виде черточки.

Кроме того, при сближении двух атомов водорода, каждый из которых имеет по одному s-электронному облаку сферической формы, происходит перекрывание этих электронных облаков. При этом образуется область, где плотность отрицательного заряда велика, положительно заряженные ядра притягиваются к ней, и образуется молекула.

Механизм образования более сложной молекулы О2

Кислород находится в VIA группе, следовательно, у него 6 электронов на внешнем уровне. А для того чтобы определить число неспаренных электронов, можно использовать формулу 8 – N, где N – номер группы. Поэтому у каждого атома кислорода будет по 2 неспаренных электрона, которые и будут участвовать в образовании химической связи. Эти два неспаренных электрона объединяются с двумя другими неспаренными электронами другого атома и образуется две общие электронные пары, что условно можно изобразить в виде двух чёрточек.

Так как, связь в молекуле кислорода состоит из двух электронных пар, ее называют еще двойной, она будет буде более прочной, чем одинарная, как в молекуле водорода. Чем прочнее связь между атомами в молекуле, тем меньше расстояние между ядрами атомов. Это расстояние называется длиной связи.  Тройная связь еще короче двойной, но гораздо прочнее. Например, в молекуле азота тройная связь, для того чтобы разделить молекулу на два атома необходимо затратить в семь раз больше энергии, чем для разрыва одинарной связи в молекуле хлора.

Длина связи

4.7: Неравное совместное использование — полярные ковалентные связи

О полярности ковалентной связи можно судить путем определения разности электроотрицательностей двух атомов, участвующих в ковалентной связи, как показано в следующей таблице:

Неполярная ковалентная связь Облигации

Связь, в которой разность электроотрицательностей меньше 1,9, считается преимущественно ковалентной. Однако на данный момент нам необходимо различать два основных типа ковалентных связей.Неполярная ковалентная связь представляет собой ковалентную связь, в которой связывающие электроны поровну распределяются между двумя атомами. В неполярной ковалентной связи распределение электрического заряда уравновешено между двумя атомами.

Рисунок \(\PageIndex{2}\) Неполярная ковалентная связь – это связь, в которой распределение электронной плотности между двумя атомами равно .

Два атома хлора делят пару электронов в одинарной ковалентной связи поровну, и плотность электронов, окружающих молекулу \(\ce{Cl_2}\), симметрична.Также обратите внимание, что молекулы, у которых разница электроотрицательностей очень мала (<0,5), также считаются неполярными ковалентными. Примером может служить связь между хлором и бромом (\(\Delta\)EN \(=3,0 - 2,8 = 0,2\)).

Полярные ковалентные связи

Связь, в которой разность электроотрицательностей между атомами составляет от 0,5 до 2,0, называется полярной ковалентной связью. Полярная ковалентная связь представляет собой ковалентную связь, в которой атомы имеют неодинаковое притяжение для электронов, поэтому их распределение неравномерно.В полярной ковалентной связи, которую иногда называют просто полярной связью, распределение электронов вокруг молекулы больше не является симметричным.

Рисунок \(\PageIndex{3}\) В полярной ковалентной связи \(\ce{HF}\) электронная плотность распределена неравномерно. Рядом с атомом фтора плотность выше (красный), а рядом с атомом водорода плотность ниже (синий).

Простой способ проиллюстрировать неравномерное распределение электронов в полярной ковалентной связи — использовать греческую букву дельта \(\left( \delta \right)\).

Рисунок \(\PageIndex{4}\) Использование \(\delta\) для обозначения частичной оплаты.

Атом с большей электроотрицательностью приобретает частичный отрицательный заряд, а атом с меньшей электроотрицательностью приобретает частичный положительный заряд. Символ дельта используется для обозначения того, что количество заряда меньше единицы. Перекрещенная стрелка также может использоваться для указания направления большей электронной плотности.

Рисунок \(\PageIndex{5}\) Использование скрещенной стрелки для обозначения полярности

Различия в электроотрицательности связи по шкале Полинга.Использование различий в электроотрицательности для классификации связей на ковалентные, полярные ковалентные или ионные.

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

Какова полярность каждой связи?

  1. С–Н
  2. О–Н

Раствор

Используя рисунок \(\PageIndex{1}\), мы можем вычислить разницу электроотрицательностей атомов, участвующих в связи.

  1. Для связи C–H разница электроотрицательностей равна 2.5 — 2,1 = 0,4. Таким образом, мы предсказываем, что эта связь будет неполярной ковалентной.
  2. Для связи O–H разница электроотрицательностей составляет 3,5 − 2,1 = 1,4, поэтому мы предсказываем, что эта связь будет определенно полярно-ковалентной.

Упражнение \(\PageIndex{1}\)

Какова полярность каждой связи?

  1. Рб–Ф
  2. P–Cl
Ответить на

вероятно ионный

Ответ б

полярная ковалентная

БИОДОТЭДУ

Ковалентные связи

Ковалентная связь – это межатомная связь между двумя атомами. Связанные атомы имеют меньшую общую энергию, чем у атомов, находящихся далеко друг от друга. Совместное использование пары электронов создает силу притяжения между атомными центрами (положительно заряженными) и теми же двумя электронами.

Американский химик Г.Н. Льюис первым предложил идею о том, что пара электронов может быть общей между двумя атомами. Он видел, что это совместное использование создаст связь между ними, и что такая связь приведет к тому, что оба атома будут иметь свои внешние энергетические уровни, заполненные электронами.

Молекулярный водород

Атомы водорода имеют неполный энергетический уровень. Только один электрон вращается по орбитали 1s. При сближении двух атомов водорода положительно заряженные центры атомов начинают притягивать оба электрона (своих и находящихся в другом атоме). На определенном расстоянии друг от друга орбитали перекрываются и сливаются в единую большую молекулярную орбиталь , в которой пара электронов распределяется по паре атомных центров.

Каждый атом во вновь созданной молекуле водорода теперь имеет заполненный внешний энергетический уровень и, разделяя таким образом электроны, достигает максимальной стабильности и более низкого уровня энергии.

Представительство

Ковалентная связь изображается или изображается на атомных и молекулярных диаграммах с помощью короткой прямой линии.Объединение двух атомов водорода таким образом будет нарисовано H-H . Очень часто это пишется H 2 .

Атомы, связи и формы

Ковалентные связи могут образовываться между одинаковыми атомами (H-H) или разными атомами (H-Cl), и атом может образовывать более одной ковалентной связи одновременно (H-O-H).

В некоторых случаях атомы могут иметь четыре общих электрона между собой, образуя двойную связь . (O=O) Или, в некоторых крайних случаях, два атома могут иметь 6 общих электронов, образуя между собой тройную ковалентную связь.

Ковалентные связи являются направленными. Атомы связаны друг с другом предпочтительным ориентации относительно друг друга. Таким образом, молекулы имеют определенную форму, например, изогнутую структуру молекулы воды.

Неравное распределение

Электроны в связях между одинаковыми атомами (H-H) распределены равномерно, поэтому электроны проводят одинаковое количество времени вокруг каждого атомного центра.Эти ковалентные связи являются неполярными .

Электроны, общие для разных атомов, распределяются неравномерно, один атом получает больше общих электронов и, таким образом, слегка отрицательно заряжен. Остальные атомы получают меньше, чем полная доля электронов и, таким образом, слегка положительно заряжены.

… теперь вы исследуете
ковалентные связи
для себя.

Если вы читаете это сообщение, а не видите интерактивную анимацию, то…

Вероятно, вы используете браузер (программное обеспечение, позволяющее выйти в Интернет на вашем компьютере), который устарел или не поддерживает эти функции.

Если вы хотите, вы можете исправить эту ситуацию,

  • , обновив по крайней мере Netscape 4.0 или выше (или Internet Explorer 4.0 или выше) браузер.
  • Также вам понадобится подключаемый модуль Sockwave, установленный вместе с вашим браузером (примечание: иногда браузеры поставляются с уже установленным подключаемым модулем — проверьте).


BIO точка EDU
© 2003, профессор Джон Бламир

Разница между полярными и неполярными

Полярность и неполярность молекул зависят от электроотрицательности. Теория электроотрицательности лежит во всей неорганической химии.Чем более электроотрицательный атом, тем больше он ищет электронов. Если один атом более электроотрицательный, чем другие, он может образовывать ионную связь или полярную ковалентную связь. Образование ионной связи происходит, когда основной электроотрицательный атом полностью забирает электрон у другой молекулы. Если атом просто притягивает к себе электроны и он образует полярную ковалентную связь. Таким образом, неравномерное распределение электронов приводит к тому, что связь имеет частичный положительный и отрицательный конец.

Идентификация полярных и неполярных связей

Как упоминалось ранее, возможны два типа связей: либо полностью полярные, либо неполярные.Когда нет различий между электроотрицательностями молекул, связь будет неполярной ковалентной связью. С другой стороны, когда более электроотрицательный атом оттягивает электрон от другого атома, образуются полярные ионные связи.

Идентификация облигаций представлена ​​в табличном формате ниже с точки зрения электроотрицательности:

9

6

9 Разница в электрозвативе является основной причиной из-за разницы между полярным и неполярные связи.

Полярный и неполярный

Соединение может иметь полярные ковалентные связи, но оно может не быть полярным соединением. Причина этого, из-за наличия чистых диполей в полярном соединении, они расположены асимметрично.Возьмем пример с водой; это полярное соединение. Они обладают частичным положительным зарядом, который не может компенсироваться.

 

Принимая во внимание, что неполярные соединения могут либо иметь общие электроны целиком, либо иметь симметричные полярные связи, которые могут компенсировать какой-то общий диполь. Возьмем, к примеру, трифторид бора (BF 3 ), где полярные связи расположены в одной плоскости и в конечном итоге компенсируют друг друга.

Табличный формат приведен ниже при дифференцировании обоих соединений:

Тип облигации

<0 .4

Polar Coverent

от 0,4 до 1,8

> 1.8

9

29

Полярные

9

Неполярный

9 Полярные соединения асимметрично

Обладают симметричными полярными связями.

Молекула была бы полярной, если бы она обладала нулевым дипольным моментом. Пример: вода

Неполярные молекулы имеют значительное значение дипольного момента. Пример: CCl 4

Полярные молекулы имеют равное распределение электронной плотности.

Неравное распределение электронной плотности приводит к неполярности молекулы.

Разница между полярными и неполярными соединениями

Чтобы понять разницу между полярными и неполярными соединениями, необходимо сосредоточиться на структуре Льюиса. Неполярные соединения будут симметричными, что означает наличие одинаковых атомов вокруг центрального атома, который связывается с элементом без каких-либо неподеленных пар электронов. Принимая во внимание молекулу CCl 4 , она полностью неполярна из-за своей тетраэдрической структуры.

По сравнению с неполярными соединениями полярные соединения по своей природе асимметричны, так как содержат неподеленные пары электронов на центральном атоме, а присоединенные атомы обладают разной электроотрицательностью. Например, фтористый водород (HF) представляет собой двухатомную молекулу, одна сторона которой слегка положительна, а другая — слегка отрицательна. Это несоответствие электроотрицательности делает его полярным соединением. Связь представляет собой полярную ковалентную связь.

(Изображение будет загружено в ближайшее время)

Высокая электроотрицательность атома фтора поглощает все положительные заряды атома H.Вот почему на атоме Н образуется частичный положительный заряд, а на атоме F — частичный отрицательный заряд. Вся молекула считается дипольной молекулой из-за неравномерного распределения электронной плотности.

Другим важным моментом, который следует учитывать при определении полярных и неполярных молекул, является молекулярная геометрия. Из-за линейной структуры молекулы CO 2 высшие электроотрицательные атомы кислорода перетаскивают заряды от атома углерода и, таким образом, два изолированных диполя, направленных наружу от атома углерода к атому кислорода, так что диполи компенсируют друг друга, и молекулярная полярность CO 2 становится равной нулю. CO 2 представляет собой неполярную молекулу.

(Изображение будет загружено в ближайшее время)

В то время как вода имеет изогнутую структуру и из-за более высокой электроотрицательности кислорода, она вытягивает заряды и так, что прямой будет Н на О. Из-за этой структуры диполи не могут компенсируют друг друга, и соединение полярно.

(Изображение будет загружено в ближайшее время)

Представляет молекулярную геометрию, влияющую на полярность. CO 2 обладает нулевым дипольным моментом из-за линейной структуры и становится неполярной молекулой.Напротив, вода является полярным соединением из-за ее искривленной структуры, и дипольный момент не может быть равен нулю

Разница между полярными и неполярными растворителями

Основное различие между полярными и неполярными растворителями заключается в том, что полярный растворитель растворяется в полярном соединении , тогда как неполярный растворитель растворяется в неполярных соединениях. Ну, кроме того, у полярных растворителей есть молекулы с полярными связями, а у неполярных растворителей есть молекулы с близкими значениями электроотрицательности.

Что такое полярные растворители?

Обычно полярные молекулы и полярные растворители обладают большими значениями дипольного момента. Полярные растворители — это жидкости, способные растворять различные полярные соединения. Это связано с тем, что положительно заряженная молекула соединения легко притягивается отрицательно заряженной молекулой растворителя, что приводит к сжижению полярных соединений до полярных растворителей. Ранее было показано, что полярность растворителя возникает из-за несоответствия электроотрицательности молекул.

Что такое неполярные растворители?

Неполярные растворители – это жидкости, не обладающие дипольным моментом. Эти неполярные растворители не обладают частичными положительными или отрицательными зарядами. Вот почему неполярные растворители не могут растворять полярные соединения, поскольку отсутствуют противоположные заряды, притягивающие полярные.

Таким образом, после прочтения статьи мы узнали, что полярные молекулы являются результатом различий в электроотрицательности между атомами, из которых состоят молекулы.Неполярные молекулы образуются, когда электроны распределяются поровну между атомами молекулы. В статье подробно обсуждается разница между полярной и неполярной связью, соединениями и растворителями.

Молекулярная структура и связь


Распределение заряда

Если бы электронные пары в ковалентных связях были отданы и распределены абсолютно поровну, внутри молекулы не было бы фиксированных локальных зарядов. Хотя это верно для двухатомных элементов, таких как H 2 , N 2 и O 2 , большинство ковалентных соединений демонстрируют некоторую степень локального разделения зарядов, что приводит к образованию связей и/или молекулярных диполей.Диполь существует, когда центры распределения положительных и отрицательных зарядов не совпадают.

      1. Официальные сборы

Большое локальное разделение зарядов обычно происходит, когда общая электронная пара отдается в одностороннем порядке. Три приведенные здесь формулы Кекуле иллюстрируют это условие.

В формуле озона центральный атом кислорода имеет три связи и полностью положительный заряд, а правый атом кислорода имеет одинарную связь и заряжен отрицательно.Таким образом, общий заряд молекулы озона равен нулю. Точно так же нитрометан имеет положительно заряженный азот и отрицательно заряженный кислород, причем общий молекулярный заряд снова равен нулю. Наконец, анион азида имеет два отрицательно заряженных атома азота и один положительно заряженный атом азота, причем общий заряд равен минус единице.
В общем, для ковалентно связанных атомов, имеющих октеты электронов оболочки валентности , если число ковалентных связей с атомом больше, чем его нормальная валентность, он будет нести положительный заряд.Если число ковалентных связей с атомом меньше, чем его нормальная валентность, он будет нести отрицательный заряд. Формальный заряд атома также можно рассчитать по следующей формуле:

      2. Полярные ковалентные связи

Н
2,20
Значения электроотрицательности
для некоторых элементов
Ли
0.98
Бе
1,57
Б
2,04
С
2,55
Н
3,04
О
3,44
Ж
3,98
Na
0,90
мг
1,31
Ал
1,61
Si
1,90
Р
2. 19
С
2,58
Класс
3,16
К
0,82
Ca
1,00
Ga
1,81
Ге
2,01
Как
2,18
Se
2,55
Бр
2,96

Из-за разного заряда ядер и в результате экранирования внутренними электронными оболочками разные атомы периодической таблицы имеют разное сродство к близлежащим электронам.Способность элемента притягивать или удерживать электроны называется электроотрицательностью . Грубая количественная шкала значений электроотрицательности была установлена ​​Линусом Полингом, и некоторые из них приведены в таблице справа. Большее число на этой шкале означает большее сродство к электронам. Фтор имеет наибольшую электроотрицательность из всех элементов, а более тяжелые щелочные металлы, такие как калий, рубидий и цезий, имеют наименьшую электроотрицательность. Следует отметить, что углерод находится примерно в середине диапазона электроотрицательности и немного более электроотрицательный, чем водород.
Когда два разных атома связаны ковалентно, общие электроны притягиваются к более электроотрицательному атому связи, что приводит к смещению электронной плотности в сторону более электроотрицательного атома. Такая ковалентная связь является полярной и будет иметь диполь (один конец положительный, а другой отрицательный). Степень полярности и величина диполя связи будут пропорциональны разнице в электроотрицательности связанных атомов. Таким образом, связь O–H более полярна, чем связь C–H, причем атом водорода первой более положителен, чем водород, связанный с углеродом.Точно так же связи C-Cl и C-Li полярны, но углеродный конец положительный в первом и отрицательный во втором. Диполярный характер этих связей часто обозначается обозначением частичного заряда (δ+/–) или стрелкой, указывающей на отрицательный конец связи.

Несмотря на небольшую разницу в электроотрицательности между углеродом и водородом, связь C–H считается в лучшем случае слабополярной, а углеводороды обычно имеют небольшие молекулярные диполи и считаются неполярными соединениями.

Сдвиг электронной плотности в ковалентной связи в сторону более электроотрицательного атома или группы можно наблюдать несколькими способами. Для связей с водородом кислотность является одним из критериев. Если связывающая электронная пара удаляется от ядра водорода, то протону будет легче перейти к основанию (оно будет более кислым). Поучительно сравнение кислотностей метана, воды и плавиковой кислоты. Метан практически некислотный, так как связь C-H почти неполярна. Как отмечалось выше, связь O–H воды полярна, и она как минимум на 25 степеней десяти более кислая, чем метан. H – F более чем на 12 степеней десяти более кислая, чем вода, из-за большей разницы в электроотрицательности ее атомов.
Различия в электроотрицательности могут передаваться через ковалентные связи посредством индуктивного эффекта . Замена одного из атомов водорода воды на более электроотрицательный атом увеличивает кислотность оставшейся связи O–H. Таким образом, перекись водорода HO–O–H в десять тысяч раз более кислая, чем вода, а хлорноватистая кислота Cl–O–H в сто миллионов раз более кислая.Этот индуктивный перенос полярности ослабевает по мере увеличения числа передающих связей, а наличие более одного сильно электроотрицательного атома имеет кумулятивный эффект. Например, трифторэтанол, CF 3 CH 2 –O–H, примерно в десять тысяч раз более кислый, чем этанол, CH 3 CH 2 –O–H.

Одним из способов экспериментального проявления формы молекул является молекулярный дипольный момент. Молекула, которая имеет одну или несколько полярных ковалентных связей, может иметь дипольный момент в результате накопления диполей связи. В случае воды мы знаем, что ковалентная связь O-H полярна из-за разной электроотрицательности водорода и кислорода. Поскольку в воде есть две связи O-H, диполи их связей будут взаимодействовать, что может привести к образованию молекулярного диполя, который можно измерить. На следующей диаграмме показаны четыре возможные ориентации связей OH.

Диполи связи окрашены в пурпурный цвет, а полученный молекулярный диполь окрашен в синий цвет. В линейной конфигурации (угол связи 180º) диполи связи сокращаются, а молекулярный диполь равен нулю.При других валентных углах (от 120 до 90°) размер молекулярного диполя будет разным, и он будет наибольшим для конфигурации с углом 90°. Аналогичным образом конфигурации метана (CH 4 ) и диоксида углерода (CO 2 ) могут быть выведены из их нулевых молекулярных дипольных моментов. Поскольку диполи связи сократились, конфигурации этих молекул должны быть тетраэдрическими (или квадратно-плоскими) и линейными соответственно.
Случай с метаном проливает свет на другие аргументы, которые использовались для подтверждения его тетраэдрической конфигурации .В целях обсуждения мы рассмотрим три другие конфигурации для CH 4 , квадратно-плоская, квадратно-пирамидальная и треугольно-пирамидальная .

Модели этих возможностей можно изучить, нажав здесь.

Замена одного водорода атомом хлора дает соединение CH 3 Cl. Поскольку тетраэдрическая, квадратно-плоская и квадратно-пирамидальная конфигурации имеют структурно эквивалентные атомы водорода, каждая из них будет давать один продукт замещения.Однако в тригонально-пирамидальной конфигурации один водород (вершина) структурно отличается от трех других (основание пирамиды). Замена в этом случае должна давать два разных соединения CH 3 Cl, если все атомы водорода реагируют. В случае дизамещения тетраэдрическая конфигурация метана привела бы к одному продукту CH 2 Cl 2 , но другие конфигурации дали бы два разных соединения CH 2 Cl 2 . Эти возможности замены показаны в моделях.


Резонанс

Структурные формулы Кекуле являются важным инструментом для понимания органической химии. Однако строение некоторых соединений и ионов невозможно представить одной формулой. Например, диоксид серы (SO 2 ) и азотная кислота (HNO 3 ) могут быть описаны двумя эквивалентными формулами (уравнения 1 и 2). Для ясности две неоднозначные связи с кислородом показаны в этих формулах разными цветами.

1) сернистый газ  
2) азотная кислота  

Если бы только одна формула диоксида серы была правильной и точной, то двойная связь с кислородом была бы короче и прочнее, чем одинарная связь.Поскольку экспериментальные данные показывают, что эта молекула изогнута (угол связи 120º) и имеет одинаковую длину связей сера: кислород (1,432 Å), одной формулы недостаточно, и фактическая структура напоминает среднее значение двух формул. Это усреднение распределения электронов по двум или более гипотетическим участвующим структурам ( канонических форм ) для создания гибридной электронной структуры называется резонансом . Точно так же структуру азотной кислоты лучше всего описать как резонансный гибрид двух структур, двунаправленная стрелка является уникальным символом резонанса .

Вышеприведенные примеры представляют собой одну крайность в применении резонанса. Здесь могут быть записаны две структурно и энергетически эквивалентные электронные структуры стабильного соединения, но ни одна структура не дает точного или хотя бы адекватного представления об истинной молекуле. В подобных случаях делокализация электронов, описываемая резонансом, повышает устойчивость молекул, и соединения или ионы, входящие в такие системы, часто проявляют исключительную устойчивость.

3) формальдегид  

Электронные структуры большинства ковалентных соединений не страдают отмеченной выше неадекватностью. Таким образом, вполне удовлетворительные формулы Кекуле могут быть получены для воды (H 2 O), метана (CH 4 ) и ацетилена C 2 H 2 ). Тем не менее, принципы резонанса очень полезны для объяснения химического поведения многих таких соединений.Например, карбонильная группа формальдегида (двойная связь углерод-кислород) легко вступает в реакцию с образованием продуктов присоединения. Ход этих реакций можно объяснить небольшим вкладом диполярного резонанса, как показано в уравнении 3 . Здесь первый участник (слева) явно является лучшим представлением этой молекулярной единицы, поскольку нет разделения зарядов, а атомы углерода и кислорода достигли неоновоподобных конфигураций валентной оболочки за счет ковалентного обмена электронами.Если двойная связь разрывается гетеролитически, образуются пары с формальным зарядом, как показано в двух других структурах. Предпочтительное распределение заряда будет иметь положительный заряд на менее электроотрицательном атоме (углерод) и отрицательный заряд на более электроотрицательном атоме (кислород). Поэтому средняя формула представляет собой более разумную и устойчивую структуру, чем правая. Применение резонанса к этому случаю требует взвешенного усреднения этих канонических структур. Структура с двойными связями считается основным вкладом, средняя структура — второстепенным вкладом, а правая структура — не вносящим вклад.Поскольку средний вкладчик с разделенным зарядом имеет атом углерода с дефицитом электронов, это объясняет тенденцию доноров электронов (нуклеофилов) связываться в этом месте.

Теперь можно резюмировать основные принципы резонансного метода. Для данного соединения записывается набор структур Льюиса/Кекуле, при этом относительные положения всех атомов компонентов остаются неизменными. Это канонические формы, которые следует учитывать, и все они должны иметь одинаковое количество спаренных и неспаренных электронов.
Следующие факторы важны для оценки вклада каждой из этих канонических структур в реальную молекулу.
  1. Количество ковалентных связей в структуре. (Чем сильнее связь, тем важнее и стабильнее содействующая структура.)
  2. Формальное разделение расходов. (Помимо других факторов, разделение зарядов снижает стабильность и важность содействующей структуры.)
  3. Электроотрицательность атомов, несущих заряд, и плотность заряда.(Высокая плотность заряда дестабилизирует. Положительный заряд лучше всего размещается на атомах с низкой электроотрицательностью, а отрицательный заряд — на атомах с высокой электроотрицательностью.)

Стабильность резонансного гибрида всегда выше, чем стабильность любого канонического вкладчика. Следовательно, если одна каноническая форма обладает гораздо большей стабильностью, чем все остальные, гибрид будет очень похож на нее электронно и энергетически. Это относится к карбонильной группе (упр.3). Левая структура C = O имеет гораздо большую общую связь, чем любая структура с разделенным зарядом, поэтому она довольно хорошо описывает эту функциональную группу. С другой стороны, если две или более канонических формы имеют идентичные низкоэнергетические структуры, резонансный гибрид будет обладать исключительной стабилизацией и уникальными свойствами. Это относится к диоксиду серы (уравнение 1) и азотной кислоте (уравнение 2).

4)  окись углерода  
5) азид-анион  

Чтобы проиллюстрировать эти принципы, мы рассмотрим угарный газ (ур.4) и азид-анион (уравнение 5). В каждом случае наиболее устойчивая каноническая форма находится слева. Для окиси углерода дополнительное связывание является более важным стабилизирующим фактором, чем дестабилизирующее разделение зарядов. Кроме того, структура с двойной связью имеет атом углерода с дефицитом электронов ( секстет валентной оболочки ). Аналогичный дестабилизирующий фактор присутствует в двух канонических формах азида в верхнем ряду скобки (три связи против четырех в структуре слева). Пара эквивалентных структур в нижнем ряду также имеет четыре связи, но они дестабилизированы высокой плотностью заряда на одном атоме азота.Следовательно, азид-анион лучше всего записывать так, как показано слева.

Другой вид описания резонанса часто используется, когда речь идет о p-d двойной связи в соединениях элементов третьего периода, особенно фосфора и серы. В дополнение к серной кислоте и фосфорной кислоте полезные реагентные соединения, показанные на следующей диаграмме, демонстрируют этот дуализм. Формально заряженная структура слева в каждом примере подчиняется правилу октетов, тогда как нейтральная структура с двойной связью справа требует перекрытия с 3d-орбиталями.

Приблизительные формы этих трех соединений указаны под каждым. Валентный угол Cl–S–Cl в тионилхлориде предполагает почти чистую p-орбитальную связь, предположительно из-за увеличенного s-орбитального характера несвязывающей электронной пары. Это согласуется с примерно четырехгранным углом этой группировки в сульфурилхлориде, который не имеет такой особенности. Длины связей S=O и P=O в этих соединениях также указывают на существенный характер двойной связи.

Все примеры на этой странице демонстрируют важное ограничение, которое необходимо помнить при использовании резонанса:
  Никакие атомы не меняют своего положения в общей структурной структуре. Двигаются только электроны.


Функциональные группы

Углеводороды, имеющие молекулярную формулу C n H 2n+2 , где n — целое число, составляют относительно нереакционноспособный класс соединений, называемых алканами . Связи C-C и C-H, составляющие алканы, относительно неполярны и инертны по отношению к большинству (но не ко всем) реагентам, используемым химиками-органиками. Функциональные группы представляют собой атомы или небольшие группы атомов (от двух до четырех), которые проявляют повышенную характеристическую реакционную способность при обработке определенными реагентами.Конкретная функциональная группа почти всегда будет демонстрировать свое характерное химическое поведение, когда она присутствует в соединении. Из-за их важности для понимания органической химии функциональные группы имеют характерные названия, которые часто переносятся в названия отдельных соединений, включающих определенные группы. В следующей таблице атомы каждой функциональной группы окрашены в красный цвет, а характерный суффикс номенклатуры IUPAC, который обозначает некоторые (но не все) функциональные группы, также окрашен.

Таблицы функциональных групп

Исключительно углеродные функциональные группы

Групповая формула

Имя класса Конкретный пример Наименование ИЮПАК Общее имя
Алкен Н 2 С=СН 2 Этен Этилен
Алкин HC≡CH Этин Ацетилен
Арене С 6 Н 6 Бензол Бензол


Функциональные группы с одинарными связями с гетероатомами

Групповая формула

Имя класса Конкретный пример Наименование ИЮПАК Общее имя
Галогенид H 3 C-I Йодометан Метилиодид
Алкоголь СН 3 СН 2 ОН Этанол Спирт этиловый
Эфир CH 3 CH 2 OCH 2 CH 3 Диэтиловый эфир Эфир
Амин H 3 C-NH 2 Аминометан Метиламин
Нитросоединение H 3 C-NO 2 Нитрометан  
Тиол H 3 C-SH Метантиол Метилмеркаптан
Сульфид H 3 C-S-CH 3 Диметилсульфид  


Функциональные группы с кратными связями с гетероатомами

Групповая формула

Имя класса Конкретный пример Наименование ИЮПАК Общее имя
Нитрил H 3 C-CN Этаннитрил Ацетонитрил
Альдегид H 3 CCHO Этаналь Ацетальдегид
Кетон H 3 CCOCH 3 Пропанон Ацетон
Карбоновая кислота H 3 CCO 2 H Этановая кислота Уксусная кислота
Эфир H 3 CCO 2 CH 2 CH 3 Этилэтаноат Этилацетат
Галогенангидрид кислоты H 3 CCOCl Этаноилхлорид Ацетилхлорид
Амид H 3 CCON(CH 3 ) 2 N,N-диметилэтанамид N,N-диметилацетамид
Ангидрид кислоты 3 ЦСО) 2 О Этановый ангидрид Уксусный ангидрид

Химическое поведение каждой из этих функциональных групп составляет основную часть изучения органической химии. Многие функциональные группы являются полярными, и их поведение с полярными или ионными реагентами можно обобщить по принципу: Противоположности притягиваются .
Это хорошо известный фактор в электростатике и электромагнетизме, и он в равной степени применим к полярным ковалентным взаимодействиям. Поскольку немногие функциональные группы являются ионными по своей природе, химики-органики используют термины нуклеофил и электрофил чаще, чем анионный (отрицательный) и катионный (положительный). Следует запомнить следующие определения.

Электрофил:   Электронодефицитный атом, ион или молекула, обладающая сродством к электронам и связывающаяся с нуклеофилом.
Нуклеофил:   Атом, ион или молекула, у которых есть электронная пара, которая может быть отдана в качестве донора при связывании с электрофилом.

Атомные и молекулярные орбитали

Более подробная модель ковалентной связи требует рассмотрения атомных орбиталей валентной оболочки. Для элементов второго периода, таких как углерод, азот и кислород, эти орбитали были обозначены как 2 s , 2p x , 2p y и 2p z . Пространственное распределение электронов, занимающих каждую из этих орбиталей, показано на диаграмме ниже.

Электронная конфигурация валентной оболочки углерода: 2 s 2 , 2p x 1 , 2p y 1 & 12 9 4z 9013Если бы это была конфигурация, используемая в ковалентной связи, углерод мог бы образовывать только две связи.

      1. Гибридные орбитальные аппараты
Чтобы объяснить структуру метана (CH 4 ), 2s- и три 2p-орбитали должны быть преобразованы в четыре эквивалентных гибридных атомных орбиталей , каждая из которых имеет 25% s и 75% p характер, и обозначаются sp 3 . Эти гибридные орбитали имеют определенную ориентацию, и четыре из них естественным образом ориентированы тетраэдрически.

Гипервалентные соединения, описанные ранее и показанные ниже, требуют вклада 3d-орбиты в связывающую гибридизацию. PCl 5 представляет собой тригональную бипирамиду, созданную гибридизацией sp 3 d. Октаэдрические конфигурации образуются в результате гибридизации sp 3 d 2 . Нажмите на таблицу, чтобы увидеть эти фигуры.

      2. Молекулярные орбитали
Подобно тому, как валентные электроны атомов занимают атомные орбитали (АО), общие электронные пары ковалентно связанных атомов можно рассматривать как занимающие молекулярные орбитали (МО).Удобно аппроксимировать молекулярные орбитали, комбинируя или смешивая две или более атомных орбиталей. В общем, это смешение n атомных орбиталей всегда порождает n молекулярных орбиталей. Молекула водорода представляет собой простой пример образования МО. На следующей диаграмме две атомные орбитали 1s объединяются, образуя сигма (σ) связывающую (низкоэнергетическую) молекулярную орбиталь и вторую МО с более высокой энергией, называемую антисвязывающей орбиталью. Связующая МО занята двумя электронами противоположного спина, в результате чего образуется ковалентная связь.

Обозначения, используемые для молекулярных орбиталей, аналогичны обозначениям, используемым для атомных орбиталей. Таким образом, s-орбитали имеют сферическую симметрию, окружающую одно ядро, тогда как σ-орбитали имеют цилиндрическую симметрию и охватывают два (или более) ядра. В случае связей между элементами второго периода для образования молекулярных орбиталей используются р-орбитали или гибридные атомные орбитали, имеющие р-орбитальный характер. Например, молекулярная сигма-орбиталь, которая служит для соединения двух атомов фтора вместе, образуется за счет перекрывания p-орбиталей (часть А ниже), а две гибридные орбитали sp 3 углерода могут объединяться, образуя аналогичную сигма-орбиталь.Когда эти связывающие орбитали заняты парой электронов, возникает ковалентная связь , получается сигма-связь . Хотя мы проигнорировали оставшиеся p-орбитали, их включение в обработку молекулярных орбиталей не приводит к какой-либо дополнительной связи, что можно показать, активировав корреляционную диаграмму фтора ниже.

Другой тип МО (π-орбиталь) может быть сформирован из двух p-орбиталей путем бокового перекрытия, как показано в части A следующей диаграммы.Поскольку связи, состоящие из занятых π-орбиталей (пи-связи), слабее, чем сигма-связи, пи-связь между двумя атомами возникает только тогда, когда сигма-связь уже установлена. Таким образом, пи-связь обычно встречается только как компонент двойных и тройных ковалентных связей. Поскольку атомы углерода, участвующие в двойных связях, имеют только трех партнеров по связыванию, им требуется только три гибридных орбитали, чтобы вносить вклад в три сигма-связи. Смешивание 2s-орбитали с двумя 2p-орбиталями дает три sp 2 гибридных орбиталей, оставляя одну из p-орбиталей неиспользованной.Затем два sp 2 гибридизованных атома углерода соединяются вместе сигма- и пи-связями (двойная связь), как показано в части B.

То, как атомные орбитали перекрываются с образованием молекулярных орбиталей, обычно иллюстрируется корреляционной диаграммой . Два примера таких диаграмм для простых двухатомных элементов F 2 и N 2 будут нарисованы выше при нажатии соответствующей кнопки. Атомные орбитали 1s и 2s не обеспечивают какой-либо общей связи, поскольку орбитальное перекрытие минимально, и результирующие сигма-связывающие и разрыхляющие компоненты отменяются.В обоих этих случаях три атомных 2p-орбитали объединяются, образуя сигма- и две пи-молекулярные орбитали, каждая из которых представляет собой связывающую и разрыхляющую пару. Общий порядок связывания зависит от числа занятых разрыхляющих орбиталей.
Тонкое изменение энергии связывающей орбитали σ 2p по сравнению с двумя вырожденными π-связывающими орбиталями происходит из-за sp-гибридизации, которая не имеет значения для настоящего обсуждения. Впечатляющий пример преимуществ молекулярно-орбитального подхода к связыванию можно найти в молекуле кислорода.Диаграмму молекулярных орбиталей кислорода можно увидеть, нажав здесь.

Рисунок p- и π-орбиталей двойной связи можно просмотреть, нажав здесь.
Модель π-орбиталей этена можно изучить, нажав здесь.
Р-орбитали в этих моделях представлены красными и синими сферами или эллипсами, которые представляют разные фазы, определяемые математическими волновыми уравнениями для таких орбиталей.

Наконец, в случае атомов углерода только с двумя партнерами по связыванию для сигма-связей необходимы только две гибридные орбитали, и эти sp-гибридные орбитали направлены на 180º друг от друга.Две p-орбитали остаются неиспользованными на каждом sp-гибридизированном атоме, и они перекрываются, образуя две пи-связи после образования сигма-связи (тройной связи), как показано ниже.

Различные состояния гибридизации углерода можно изучить, нажав здесь.

Следующие задачи исследуют многие концепции, рассмотренные выше. Они включают формальные заряды, полярные связи, гибридизацию, резонанс и идентификацию функциональных групп. Последняя запись приводит к большому количеству вопросов с несколькими вариантами ответов

.

Модуль 1 — Разработка — Молекулярная полярность

Понимание того, почему молекулы притягиваются к одним молекулам, но не к другим, очень важно для понимания биологических систем на молекулярном уровне.Например, именно этими взаимодействиями можно объяснить, почему этанол (этиловый спирт) может растворяться в воде, а кукурузное масло — нет; этанол притягивается к молекулам воды, а молекулы кукурузного масла — нет. Подобные конкурирующие взаимодействия с водой ответственны за формирование многих структур живой клетки, таких как мембраны и функциональные белки. Взаимодействия между молекулами, которые приводят к этим благоприятным и неблагоприятным взаимодействиям, в совокупности называются нековалентными взаимодействиями .

Большинство нековалентных взаимодействий возникает из-за электрического притяжения и отталкивания. Это так, хотя молекулы, как мы узнали, не имеют суммарного заряда. Это связано с тем, что для некоторых молекул электроны неравномерно распределены в молекуле относительно протонов. Это приводит к положительно и отрицательно заряженным областям внутри молекулы. На рис. 1 ниже показана молекула этанола.

Рисунок 1: Модель этанола, показывающая объем, занимаемый его электронами. Распределение электронов в молекуле этанола смещено по отношению к протонам, что дает область с частичным отрицательным зарядом, показанную красным, и соответствующую область с частичным положительным зарядом, показанную синим цветом.

Расчет распределения электронов в молекуле очень сложен и выходит далеко за рамки того, что мы можем ожидать в этом классе, однако есть несколько простых правил, которые можно применить для предсказания в общих чертах полярности молекулы.В основном задействованы три шага, и они обсуждаются в разделе 4.2 Раймонда.

Идентификация полярных ковалентных связей

Первым шагом является определение любых полярных ковалентных связей в молекуле. Полярные ковалентные связи возникают из-за того, что разные элементы не разделяют связывающие электроны поровну; чем более электроотрицательнее элемент, тем больше он притягивает связывающие электроны к своей стороне связи и тем более отрицательной становится эта сторона связи.Каждому элементу были присвоены значения электроотрицательности, которые показаны на рисунке 2.


Рисунок 2 ( Рисунок 4.4 от Raymond ) Значения электроотрицательности элементов. Значения электроотрицательности варьируются от 0,7 для франция (Fr) до 4,0 для фтора (F)

Эти значения варьируются от 0.с 7 по 4. Как правило, металлы имеют значения электроотрицательности меньше 2, а неметаллы имеют значения больше 2. Когда объединяются два элемента, значения электроотрицательности которых отличаются друг от друга более чем на 2, тогда более электроотрицательный элемент принимает валентные электроны удаляются от менее электроотрицательного элемента, и между ними образуется ионная связь. Вот почему металлы и неметаллы объединяются, образуя ионные соединения. Когда разница электроотрицательностей меньше 2, образуется ковалентная связь.Это происходит, когда два разных неметалла объединяются, образуя ковалентную связь. Когда разница мала или равна нулю, связь считается неполярной. Когда разница приближается к 2, связь считается полярной ковалентной связью. Это кратко показано ниже на рисунке 3.


Рисунок 3 ( Таблица 4.1 от Raymond ) Примеры ионных, полярных ковалентных и (неполярных) ковалентных связей.

Для наших целей можно применить следующие эмпирические правила

  • Металлы, связываясь с неметаллами, образуют ионные связи
  • Неметаллы, связанные с неметаллами, образуют ковалентные связи.
    • Если связь между углеродом (C) или водородом (H) и азотом (N), кислородом (O), фтором (F) или хлором (Cl), связь является полярной ковалентной
    • Все остальные ковалентные связи являются неполярными ковалентными .

Если в молекуле нет полярных ковалентных связей, то это будет неполярная молекула и дальше идти не надо. Если молекула содержит только одну полярную ковалентную связь, то это будет полярная молекула, и дальше тоже идти не надо. Если, однако, молекула содержит более одной полярной ковалентной связи, то затем вам нужно определить форму молекулы, чтобы увидеть, компенсируют ли полярные ковалентные связи друг друга или нет.

Определение формы молекулы

Форму молекулы определяют в два этапа.Во-первых, вы определяете, сколько групп электронов окружает центральный атом молекулы, это может быть один из атомов, участвующих в полярной ковалентной связи. Группа электронов определяется как одно из следующего:

  • Одинарная облигация
  • Двойная связь (это считается одной группой электронов)
  • Тройная связь (это также считается по группе электронов)
  • Несвязанная пара электронов.

Количество групп электронов будет определять геометрию относительно центральных атомов:

  • 4 группы: тетраэдрическая геометрия
  • 3 группы: треугольная геометрия
  • 2 группы: линейная геометрия

После определения геометрии форма определяется путем рассмотрения только связей с центральным атомом и игнорирования несвязывающих пар электронов. Возможные формы перечислены в таблице 4.2 Раймонда.

Определение полярности молекул, содержащих полярные ковалентные связи

Определив форму молекулы, содержащей полярные ковалентные связи, проверьте, расположены ли полярные связи симметрично, чтобы компенсировать друг друга. Если их нет, то молекула полярна. Это часто делается с помощью стрелок для обозначения полярных связей, причем стрелки указывают от положительного к отрицательному концу полярной связи.Если рассматривать стрелки как силы, которые либо толкают, либо тянут молекулу, молекула является полярной, если эти силы суммируются и заставляют молекулу двигаться. Если молекула неполярна, силы будут уравновешивать друг друга, и молекула останется на месте. Это показано на рис. 4 с метиленхлоридом, представляющим собой полярную молекулу, и двуокисью углерода, представляющей собой неполярную молекулу, содержащую полярные связи.


Рисунок 4: Определение полярности молекулы, содержащей полярные связи . Стрелки используются для обозначения полярных связей. Стрелки следует рассматривать как силы, которые тянут или толкают молекулу, и молекула будет полярной, если стрелки складываются вместе, чтобы произвести чистый толчок или притяжение молекулы. Метиленхлорид является примером полярной молекулы, содержащей полярные связи, тогда как диоксид углерода является примером неполярной молекулы, содержащей полярные связи.

Собираем все вместе

На рисунке 5 ниже представлена ​​блок-схема, иллюстрирующая шаги, используемые для определения полярности молекулы.Показанные примеры взяты из рис. 4.7 в Raymond.


Рис. 5. Блок-схема, показывающая этапы определения молекулярной полярности. Показанные примеры взяты из рис. 4.7 в Raymond.

Объяснение полярных и неполярных ковалентных связей — Получить образование

Полярные и неполярные ковалентные связи:  Обе первичные частицы представляют собой неполярные и полярные молекулы. Некоторые из них неполярны или полярны, в то время как другие имеют некоторую полярность и находятся где-то посередине. Вот беглый взгляд на то, что означают противоположность и неполярность, как именно предсказать, будет ли молекула той или иной, и примеры конкретных веществ.

В химии полярность связана с распределением электрических зарядов вокруг атомов, химических групп или частиц.

Полярные молекулы возникают, когда между связанными атомами существует различие в электроотрицательности.

Неполярные молекулы возникают, когда электроны разделяются аналогичным образом между атомами двухатомной молекулы или когда полярные связи в большей частице компенсируют друг друга.

Полярные и неполярные молекулы

А. Полярные молекулы

Такие полярные частицы возникают, когда два атома не принимают равное участие в электронах в ковалентной связи. Дипольный тип, в котором положение частицы приносит небольшую благоприятную стоимость, а другая часть получает небольшую отрицательную плату. Это происходит при изменении электроотрицательности каждого атома. Прямое различие образует ионную связь, а небольшое различие создает полярную ковалентную связь.

К счастью, вы можете поискать в таблице Электроотрицательность, чтобы предсказать, могут ли атомы образовывать полярные ковалентные связи. Если разница электроотрицательности между атомами составляет от 0,5 до 2,0, биты создают полярную ковалентную связь. Если разница электроотрицательностей между частицами больше 2,0, связь ионная. Ионные соединения представляют собой удивительно полярные молекулы.

Примеры полярных молекул включают:

Вода – h3O

Аммиак – Nh4

Двуокись серы – SO2

Сероводород – h3S

Этанол– C2H6O

Имейте в виду:  Ионные вещества, такие как хлорид натрия (NaCl), являются полярными.Тем не менее, когда люди говорят о «полярных частицах», большую часть времени они подразумевают «полярные ковалентные частицы», а не все экземпляры веществ с полярностью!

B.

Неполярные молекулы

Когда частицы равномерно распределяют электроны в ковалентной связи, нет чистых электрических затрат в молекуле. В неполярной ковалентной связи электроны распределены равномерно. Вы можете предупредить появление неполярных молекул, когда атомы будут иметь одинаковую или сравнимую электроотрицательность.

Обычно, если разница электроотрицательностей между двумя атомами меньше 0,5, связь считается неполярной, даже если единственные неполярные молекулы состоят из идентичных атомов.

Неполярные частицы дополнительно развиваются, когда атомы, имеющие общую полярную связь, организуются таким образом, что электрические заряды гасят друг друга.

Экземпляры неполярных частиц состоят из:

Любой благородный газ: He, Ne, Ar, Kr, Xe (это атомы, технически не молекулы.).

Любой из гомоядерных двухатомных аспектов: h3, N2, O2, Cl2 (это действительно неполярные частицы).

Углекислый газ– CO2.

Бензол– C6H6.

Четыреххлористый углерод – CCl4.

Метан – Глава 5.

Этилен– C2h5.

Углеводородные жидкости, такие как газ, а также толуол.

Большинство органических частиц.

Решения для определения полярности и микширования

Вы можете заранее предупредить, будут ли они объединяться для разработки химических вариантов, если вы знаете двойственность молекулы.Основное законодательство заключается в том, что «подобное растворяется в подобном», что указывает на то, что полярные частицы обязательно растворятся в других полярных жидкостях, а неполярные молекулы обязательно растворятся в неполярных жидкостях. Вот почему вода и нефть не связаны: нефть неполярна, а вода полярна.

Важно понимать, какие вещества находятся на полпути между неполярными и полярными, потому что вы можете использовать их в качестве арбитра, чтобы растворить химическое вещество в том, с чем оно не будет связано, или что-то еще.Например, если вы хотите смешать ионное вещество или полярное соединение в природном растворителе, вы можете сжижать его в этаноле (полярном, но не сильно). Затем вы можете растворить средство на основе этанола прямо в натуральном растворителе, таком как ксилол.

Химическая связь: полярные и неполярные ковалентные связи

Связь — это химическое соединение между двумя атомами, при котором электроны, остающиеся в атоме, образуют связь между двумя битами. Химическая связь между частицами может быть двух видов, главным образом ионная и ковалентная.

Ионная связь:  Это один из видов химической связи. В этом диапазоне связи электроны в атомах частиц перемещаются между собой. Один атом обеспечивает электрон, а другой принимает электрон для создания связи. Следовательно, атом образует ионы, т. е. катион и анион. Положительно стимулированный ион называется катионом, а отрицательно образовавшийся ион — анионом.

Ковалентная связь:  Это одна из разновидностей химической связи.При таком выборе связи электроны в атомах частиц являются общими. Ниже оба бита принимают участие в электроне, образуя связь. Ковалентная связь имеет два типа, особенно полярные и неполярные ковалентные связи.

Неполярные ковалентные связи

В неполярной ковалентной связи атомы делят электроны поровну. Вы когда-нибудь видели детей, играющих вместе с игрушкой? Они часто постоянно делятся игрушками, а в другое время один ребенок отбирает у другого игрушку.Некоторая химическая связь сравнима с тем, как дети развлекаются с игрушками.

Неполярные ковалентные связи — это связи, возникающие, когда два атома имеют несколько общих электронов. Эти общие электроны склеивают два или даже больше атомов, чтобы образовалась частица. Подобно детям, которые пользуются общими игрушками, атомы в неполярной ковалентной связи равномерно делят между собой электроны.

HH Неполярные ковалентные связи

Неполярная ковалентная связь между двумя атомами водорода, потому что они поровну делят электроны. Другой пример неполярной ковалентной связи — между двумя атомами хлора, потому что они также равномерно делят электроны. Неполярные ковалентные связи представляют собой мощные связи, требующие большой мощности для повреждения связи.

Неполярные ковалентные связи невероятно важны в биологии. Они образуют кислород и помогают составлять наши живые клетки. Одним из видов неполярных ковалентных связей, устойчивых в биологии, является пептидная связь. Пептидная связь соединяет цепочки аминокислот, которые необходимы для создания нашей ДНК. Аминокислоты состоят из множества атомов, таких как углерод, кислород, азот и водород.

Неполярные ковалентные соединения

Физическое состояние: они в основном существуют в виде газов, а также в меньшей степени существуют в виде жидкостей

Природа:  Они очень универсальны.

Растворимость:  Слабо растворимы в воде. Но они экстра растворимы в неполярных растворителях.

Точки кипения, а также точки плавления: поскольку у них нет совместной работы или полярности, они имеют очень слабые коэффициенты кипения и плавления,

Дипольный момент:  Поскольку связь больше не полярна, у них нет дипольного момента.

Полярные ковалентные связи

Вы когда-нибудь видели, как двое детей играют, и один ребенок бросает вызов другим детям? Мальчик-хулиган тратит на игру с игрушкой даже больше времени, чем другой ребенок.Они не всегда за то, чтобы делиться игрушками.

Это неравномерное распределение также сопровождает связь, называемую полярной ковалентной связью. Полярная ковалентная связь представляет собой ряд химических связей, в которых пара электронов неравномерно распределена между двумя атомами. В полярной связи электроны распределяются неравномерно, поскольку один атом использует даже больше времени с электронами, чем различные другие атомы. В полярных ковалентных связях один атом обладает более сильным притяжением, чем другой, и притягивает электроны.

Помните, как электроны принимают отрицательный заряд? Что ж, когда электроны проводят еще больше времени с одним атомом, это приводит к тому, что этот атом приносит частичную неблагоприятную стоимость. Чтобы обнаружить полярную ковалентную связь, вместо этого заявите о «ковалентном притяжении», а также признайте, что один атом имеет больше «притяжения» к электронам, чем другие атомы.

Один атом использует даже больше времени с электронами, чем другие в полярной связи. Ваша жизнь зависит от полярной ковалентной связи. Вы употребляете алкоголь-воду. Частица воды, конденсированная в виде h3O, представляет собой полярную ковалентную связь.Электроны съедают больше времени с атомом кислорода, что приводит к частичной отрицательной плате.

Другим случаем полярной ковалентной связи являются атомы водорода и хлора. В этой связи атом хлора больше времени расстается с электронами, чем атом водорода. В результате этого неравного распределения электронов атом хлора несет частичный отрицательный заряд, а атом водорода вносит частичный положительный контроль.

Свойства полярных ковалентных соединений

Физическое состояние:  Эти вещества могут жить как твердые тела из-за большей силы связи.

Факторы плавления и парообразования:  имеют лучшие температуры плавления и кипения, чем неполярные вещества.

Проводимость:  Они проводят электричество в опционной фазе из-за движения ионов.

Растворимость:  Они хорошо растворяются в полярных растворителях, таких как вода.

Как предвидеть полярные и неполярные ковалентные связи, используя электроотрицательность

Вы можете предсказать, какая связь будет создана, учитывая электроотрицательность каждого атома, участвующего в связи.Электроотрицательность показывает, насколько атом будет оттягивать электроны от дополнительного атома в химической связи.

Игра в перетягивание каната между двумя атомами называется электроотрицательностью. Если у вас есть один человек на той стороне веревки, который намного сильнее, чем другие люди, то этот еще более сильный человек, безусловно, будет тянуть сильнее и привлекать другого человека в свою сторону. Напротив, если бы у вас было два человека сопоставимой силы, после этого веревка не изменилась бы ни в одной инструкции и осталась бы в точном месте.

Когда два атома имеют разную степень электроотрицательности, один атом будет отрывать электроны от другого. Подобно состязанию в силе, если у вас есть более сильный атом с более высокой электроотрицательностью, после этого он будет иметь возможность дергать электроны на своем пути. Поскольку у атомов разная электроотрицательность, электроны рассеиваются неравномерно.

Более того, когда у вас есть два атома с одинаковой ударной вязкостью или одинаковой электроотрицательностью, электроны определенно не будут дергаться ни в одном направлении.Они останутся в центре обоих атомов. Поскольку притяжения нет, электроны поровну делятся между обоими атомами.

Ковалентные связи

Ковалентные связи

  1. Как упоминалось ранее, когда вы соединяете два атома с одинаковой электроотрицательностью и энергии ионизации они будут делить электроны.
  2. Есть две возможности, когда описанная выше ситуация верна:
    1. Когда атомы металлов связаны друг с другом:
      1. Если атомы металла расположены достаточно близко, чтобы образовать связь, они не образуются истинные ковалентные связи. Хотя электроны разделены между атомами, валентные электроны становятся делокализованными, перескакивая с одного атома на другой. еще один. Обычная аналогия состоит в том, чтобы сказать, что ядра атомов в металла существуют в «море мобильных электронов».
      2. Это связано с низкой энергией ионизации этих электронов, и это то, что придает металлам свойство проводимости.Типичный электрический ток можно описать как движение электронов из одного места в другое. Это может легко произойти в металлических веществах, как показано ниже.
    2. Когда атомы неметаллов расположены близко друг к другу:
      1. Если два неметалла сближаются достаточно близко, чтобы соединиться, то ковалентная связи будут образовываться между определенными атомами. Всякий раз, когда такая связь происходит полярная или неполярная форма ковалентных связей, создающая молекулу.
      2. Если два атома имеют одинаковую электроотрицательность, то они электроны в равной степени образуют ковалентную связь, в которой электроны, общие распределяются равномерно между двумя атомами.
      3. Что произойдет, если соединить два атома с разной электроотрицательностью но не настолько отличается, чтобы вызвать ионизацию (перенос электрона)?
      4. Если два атома с разной электроотрицательностью соединятся вместе, чтобы разделить электроны, они образуют ковалентную связь, но не разделяют электроны равномерно.Две молекулы, показанные ниже, показывают два типа ковалентная связь: неполярная ковалентная связь, при которой электроны распределяются поровну, а полярные ковалентные связи, в которых электроны делится неравномерно. Обратите внимание на их значения электроотрицательности, ссылаясь на к вашим таблицам электроотрицательности.
        Водород — h3 (неполярный) Фторид водорода — HF (полярный)

        Создание молекулярной поверхности.
        Показать электростатический потенциал.
        Сделать поверхность прозрачной.

        Создание молекулярной поверхности.
        Показать электростатический потенциал.
        Сделать поверхность прозрачной.

      5. В зависимости от разницы электроотрицательностей между двумя атомами образовавшаяся связь может быть —
        • Ионный : очень полярный; полное положительное и отрицательное разница зарядов между атомами; нет обмена электронами; большой разница в электроотрицательности между связанными атомами.
        • Ковалентная полярная : слабополярная; участки частичного положительного и образовался отрицательный заряд; неравномерное распределение электронов; умеренный разность электроотрицательностей между связанными атомами.
        • Ковалентная неполярная : нейтральная связь; нет регионов или очень образуются небольшие области положительного и отрицательного заряда; равно или почти равное распределение электронов; мало или нет разницы в электроотрицательности между связанными атомами.
  3. Когда электроны распределяются между определенными атомами, полярными и неполярными ковалентными связи связывают атомы вместе, образуя молекулу. Увидеть молекулу витамина С ниже:
  4. Возьмите молекулу выше и перетащите ее.
  5. Обратите внимание, что некоторые атомы выше связаны с одним, двумя, тремя или четырьмя другими атомами. атомов и что некоторые из них имеют двойную связь, а некоторые — одинарную.
  6. Чтобы понять, почему нам нужно еще раз взглянуть на валентные электроны.
    1. Красные атомы выше — это атомы кислорода с 6 валентными электронами .
      O = 1s 2 2s 2 2p 4
    2. Чтобы кислород имел стабильную 8-валентную электронную структуру он должен делиться двумя электронами с другими атомами. Другими словами, он должен сформировать две ковалентные связи. Посмотрите на красные атомы выше.Вы должны заметить, что они всегда образуют две ковалентные связи (или две одинарные ковалентные связи или одна двойная ковалентная связь).
    3. Серые атомы выше — это атомы углерода с 4 валентными электронами.
      C = 1s 2 2s 2 2p 2
    4. Чтобы углерод имел стабильную 8-валентную электронную структуру он должен делиться четырьмя электронами с другими атомами. Посмотрите на серые атомы выше, чтобы увидеть, всегда ли они образуют четыре связи.
    5. Белые атомы — это атомы водорода с одним валентным электроном. Водород ближе всего к нобелевскому газу, гелию, который имеет только 2 валентности. электроны. Следовательно, водород будет стабильным, если он может делиться достаточным количеством электронов. чтобы получить два.
      Н = 1
    6. Обратите внимание, что все атомы водорода образуют только одну связь выше.

© 2000 — 2007 Дэн Дамелин

.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.