Образовательный портал. Образование / Химия / Ковалентная связь осуществляется. §2 Химическая связь. Образование связи при рекомбинации атомов

Ковалентная связь осуществляется. §2 Химическая связь. Образование связи при рекомбинации атомов

18.05.2019

Впервые объяснившей строение электронной оболочки, способствовало созданию представления о химической связи и её электронной природе. В соответствии с моделью Бора электроны могут занимать в атоме положения, которым отвечают определенные энергетические состояния, т. е. энергетические уровни. В 1915г. немецкий физик Коссель дал объяснение химической связи в солях, а в 1916 году американский учёный Льюис предложил трактовку химической связи в молекулах. Они исходили из представлений о том, что атомы элементов обладают тенденцией к достижению электронной конфигурации благородных газов (полного заполнения внешнего электронного слоя). Представления Косселя и Льюиса получили названия электронной теории валентности.
Валентность элементов главных подгрупп Периодической системы зависит от числа электронов, находящихся на внешнем электронном слое. Поэтому эти внешние электроны принято называть валентными. Для элементов побочных подгрупп в качестве валентных электронов могут выступать как электроны внешнего слоя, так и электроны внутренних подуровней.
Различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую.

Ковалентная связь образуется между атомами неметалла, которые объединяются путем разделения электронов. Ковалентные соединения не имеют свободных электронов и ионов, поэтому они не проводят электричество. Периодическая таблица представляет собой расположение элементов в порядке атомного номера. Элементы в том же вертикальном столбце находятся в одной и той же группе или семействе и имеют сходные химические свойства.

Примеры ковалентных молекул

Неметаллы объединяются вместе, разделяя электроны. Общая пара электронов удерживает два атома вместе. Таким образом, группа атомов, связанных между собой, называется молекулой. Типы и числа атомов в молекуле показаны в формуле. Ковалентные соединения обычно представляют собой газы или жидкости с низкой температурой плавления или точки кипения, и они не проводят электричество.

Таблица.Типы химической связи и их основные отличительные признаки.

Химическая связь	Связываемые атомы	Характер элементов	Процесс в электронной оболочке	Образующиеся частицы	Кристаллическая решетка	Характер вещества	Примеры
Ионная	Атом металла и атом неметалла	Электрополо- жительный и электро- отрицательный	Переход валентных электронов	Положительные и отрицательные ионы	Ионная	Солеобраз- ный	NaCl CaO NaOH
Ковалентная	Атомы неметаллов (реже-атомы металлов)	Электроотрица- тельный реже электрополо- жительный	Образование общих электронных пар, заполнение молекулярных орбиталей	Молекулы Он не проводит электричество. Пары разделяются между ними. Ковалентную связь можно также назвать молекулярной связью. Ковалентные связи образуют между двумя неметаллическими атомами с одинаковыми или относительно близкими значениями электроотрицательности. Этот тип связи можно также найти в других химических видах, таких как радикалы и макромолекулы. Электронные пары, которые участвуют в ковалентной связи, называются связующими парами или общими парами. Как правило, разделение пар связывания позволяет каждому атому достичь стабильной внешней электронной оболочки, аналогичной той, что наблюдается в атомах благородных газов.	Молекулярная	Летучий или нелетучий	Br 2 CO 2 C 6 H 6
Ковалентная	Атомы неметаллов (реже-атомы металлов)	Электроотрица- тельный реже электрополо- жительный		---------	Атомная	Алмазоподоб ный	Алмаз Si SiC
Металличес кая	Атомы металлов	Электрополо- жительный	Отдача валентных электронов	Положительные ионы и электронный газ	Металлическая	Металличес- кая	Металлы и сплавы

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ.

Полярные и неполярные ковалентные облигации

Неполярные связи возникают, когда атомы одинаково разделяют электронные пары. Поскольку только идентичные атомы действительно участвуют в равном распределении, определение расширяется, чтобы включать ковалентную связь между любыми атомами с разницей электроотрицательности меньше, чем. По мере увеличения разницы электроотрицательности электронная пара в связи более тесно связана с одним ядром, чем другая. Если разность электроотрицательности составляет от 4 до 7, связь полярная.

Если разность электроотрицательности больше 7, связь является ионной. Между ними и каждой в воде существует ковалентная связь. Каждая из ковалентных связей содержит - одну от атома водорода и одну от атома кислорода. Оба атома разделяют электроны. Каждый атом водорода нуждается в двух электронах для достижения стабильной внешней электронной оболочки.

Ковалентная связь образуется за счёт общих электронных пар, возникающих в оболочках связываемых атомов.

Неоходимо ввести понятие электроотрицательность. Электроотрицательность - это способность атомов химического элемента оттягивать к себе общие электронные пары, участвующие в образовании химической связи.

ряд электроотрицательностей

Σ-связь и π-связь

Пара электронов притягивается к положительному заряду обоих атомных ядер, удерживая молекулу вместе. В обоих случаях атомы фосфора и хлора связаны ковалентными связями. Когда двое приближаются друг к другу, иногда они держатся вместе, чтобы сделать. Один из способов, которыми они могут склеиваться, - это ковалентное связывание.

Образование связи при рекомбинации атомов

При ковалентной связи атомы нестабильны, поскольку их внешние кольца не заполнены. Объединяя электроны с другими атомами, эти атомы могут заполнить свои внешние кольца и стать стабильными. В, например, для атома требуется еще два электрона, чтобы быть стабильными, а атомам каждый нужен. Когда они собираются вместе, атом кислорода разделяет один электрон с каждым из атомов водорода, а атомы водорода разделяют один электрон с атомом кислорода. Вот почему вопрос о том, что ковалентные связи сильнее ионных связей, затруднен: потому что в вакууме ионные связи сильнее, но в реальной жизни мы часто говорим о ковалентных связях, и поэтому они находятся в воде, В воде ковалентные связи сильнее ионных связей.

Относительные электроотрицательности элементов (по Полингу)

группа	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
период	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
1	H 2,1										He -
2	Li 0,97	Be 1,47	B 2,01	C 2,50	N 3,07	O 3,5	F 4,10				Ne -
3	Na 1,01	Mg 1,23	Al 1,47	Si 1,74	P 2,1	S 2,6	Cl 2,83				Ar -
4	K 0,91	Ca 1,04	Sc 1,20	Ti 1,32	V 1,45	Cr 1,56	Mn 1,60	Fe 1,64	Co 1,70	Ni 1,75
4	Cu 1,75	Zn 1,66	Ga 1,82	Ge 2,02	As 2,20	Se 2,48	Br 2,74				Kr -
5	Rb 0,89	Sr 0,99	Y 1,11	Zr 1,22	Nb 1,23	Mo 1,30	Tc 1,36	Ru 1,42	Rh 1,45	Pd 1,35
5	Ag 1,42	Cd 1,46	In 1,49	Sn 1,72	Sb 1,82	Te 2,01	I 2,21				Xe -
6	Cs 0,86	Ba 0,97	La* 1,08	Hf 1,23	Ta 1,33	W 1,40	Re 1,46	Os 1,52	Ir 1,55	Pt 1,44
6	Au 1,42	Hg 1,44	Tl 1,44	Pb 1,55	Bi 1,67	Po 1,76	At 1,90				Rn -
7	Fr 0,86	Ra 0,97	Ac** 1,00	Лантаноиды - 1,08 - 1,14 *Актиноиды - 1,11 - 1,20 Молекулы, которые соединяются с ковалентными связями, не очень привлекательны друг к другу, поэтому они свободно перемещаются друг вокруг друга. Основное исключение состоит в том, что они удерживаются вместе, используя ковалентную связь, но все еще остаются твердыми. Вот почему металлы настолько гибкие и легко плавятся, что вы можете сделать их в разных формах. Элементы представляют собой простую форму любого вещества, которое не может разделяться на более простые вещества. Например, вода состоит из элементов водорода и кислорода. Таким образом, элементы водорода и кислорода являются простыми формами, которые не могут далее выделять или упрощать. Наименьшая частица элемента, которая проявляет все свойства этого элемента, называется атомом. Например, атом алюминия будет демонстрировать все металлические свойства алюминия, такие как блеск и поверхность серебра, хрупкие и тонкие.

Реферат на тему:

Ковалентная связь

План:

1 Образование связи
2 Виды ковалентной связи
3 σ-связь и π-связь
4 Примеры веществ с ковалентной связью

Введение

Ковалентная связь на примере молекулы метана: законченный внешний энергетический уровень у водорода (H) - 2 электрона, а у углерода (C) - 8 электронов.

Все элементы могут быть обозначены конкретным символом или буквой. Два или более элемента объединяются для образования соединения. Например; два атома водорода и один атом кислорода объединяются в одну молекулу воды. Поскольку атомы объединяются в молекулу, они теряют свои индивидуальные свойства и обладают различными свойствами соединения. Например, вода не обладает свойствами водорода и кислорода, но отличается и уникальными свойствами воды. Химическая формула соединения может быть представлена с помощью атомных символов составляющих атомов.

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

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

Связь атомов, которая помогает удерживать атомы в молекуле, называется химической связью. Молекула водорода - простейшая молекула с одной ковалентной связью. Для получения стабильности атом водорода разделяет свой валентный электрон с другим атомом водорода с образованием одной ковалентной связи, приводит к образованию молекулы водорода. Поэтому каждый связанный атом водорода получает два электрона и стабилизируется в молекуле водорода.

Поскольку число атомов увеличивается в ковалентном соединении, точки плавления и кипения очень велики, такие как алмаз, в котором атомы углерода связаны через ковалентную связь с другими атомами углерода. Ковалентные связи являются наиболее распространенным и наиболее важным видом склеивания. Это связь между атомами внутри молекулы и образует самые сильные связи где угодно. Ковалентные связи представляют собой химические связи между двумя неметаллическими атомами. Создается ковалентная связь между атомами, когда они разделяют одну или несколько пар электронов между собой.

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

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

Эти общие пары создают связь между атомами, которая связывает их вместе в единичную единицу, как молекулу. Эти общие электроны вращаются в своих внешних оболочках. Полная внешняя оболочка нуждается в восьми электронах. Электроны в этой внешней оболочке называются валентными электронами. Число валентных электронов зависит от размера атома. Затем электроны обводят атом так же, как планеты вращаются вокруг звезд. Проложен путь вокруг атомного ядра. Первый слой всегда содержит только два электрона. Внешние слои после этого слоя обычно содержат до восьми.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные.

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

Например, если атом содержал восемь электронов, первые два были бы очень близки к атомному ядру. Следующие шесть были бы немного дальше. Каждому атому нужна полная внешняя оболочка. Он хочет иметь восемь электронов во внешней оболочке. В этом примере атом хочет восемь электронов во внешней оболочке, но имеет только шесть. Поэтому атом будет заимствовать электроны у другого атома. Когда происходит эта химическая связь, образуется ковалентная связь.

Ковалентные связи можно разделить на две группы: простые и гигантские. Хотя они оба похожи, существуют некоторые отличительные факторы. Например, гигантские ковалентные связи имеют относительно высокие температуры плавления и кипения, тогда как простые ковалентные связи имеют относительно низкую температуру плавления и кипения. Это связано с межмолекулярными силами притяжения. С гигантскими ковалентными связями связи между слоями очень сильны. Однако с простой ковалентной связью связи между атомами имеют сильную межмолекулярную связь, но между молекулами нет связей, поэтому она имеет относительно низкую температуру плавления и кипения.

1. Образование связи

Простая ковалентная связь образуется из двух неспаренных валентных электронов, по одному от каждого атома:

A· + ·В → А: В

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

Образование связи по донорно-акцепторному механизму

Когда два атома, которые разделяют электроны, притягивают электроны с одинаковой силой, образуется неполярная ковалентная связь. Неполярная ковалентная связь представляет собой связь, в которой общие электроны распределены одинаково. С другой стороны, полярная ковалентная связь является ковалентной связью, в которой общие электроны больше притягиваются к одному из атомов, чем к другому. Упомянутые электроны, скорее всего, находятся вблизи атома, электроотрицательность которого выше.

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

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

В этой атомной молекуле два атома водорода разделяют свои одиночные электроны с атомом кислорода, который в свою очередь разделяет свои собственные электроны. Это пример ковалентной связи, которая создается из-за более высокой электроотрицательности кислорода. Алмаз является примером гигантской ковалентной связи углерода. Алмаз имеет гигантскую молекулярную структуру. Каждый атом углерода ковалентно связан с четырьмя другими атомами углерода. Электроны заимствованы из этих других атомов углерода.

Существует огромное количество энергии, необходимой для отделения атомов в алмазе. Это связано с тем, что ковалентная связь является сильной, а алмаз содержит четыре ковалентные связи. Это делает температуру плавления и кипения, если алмаз очень высок.

2. Виды ковалентной связи

Существуют три вида ковалентной химической связи, отличающихся механизмом 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.

Другим примером является вулканизированная резина. Резина липкая, когда она теплая и хрупкая, когда холодно. Смесь нагревалась и становилась жесткой и эластичной, образуя вулканизированную резину. Ковалентные связи превращали серу и природный каучук в вулканизированный каучук при нагревании. Это изменилось, потому что ковалентные связи между серой и каучуком изменились.

Химическая связь определяется как когезия атомов в молекуле или молекулах в молекулярных агрегатах. Ниже приведены источники информации о химической связи. Термин химическое соединение является одним из основных физико-химических понятий. Различия обычно связаны с ионными, ковалентными и металлическими связями, а также с различными теориями привязанности.

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

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

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

Решения и создание новых химических связей происходят в химических реакциях. В следующем списке представлена информация, доступная в Интернете о химическом связывании, способах связывания и теориях привязанности. Более подробную информацию по теме на английском языке можно найти по ключевому слову химической связи.

За последние 30 лет наука о молекулярной поверхности достигла огромных успехов. Развитие можно охарактеризовать революцией в фундаментальных знаниях, полученных из простых модельных систем, и взрывом числа экспериментальных методов. За последние 10 лет произошло быстрое развитие квантовомеханического моделирования поверхностных процессов с использованием функциональной теории плотности. Химическое связывание на поверхностях и интерфейсах - это не экспериментальные, а теоретические методы. Цель состоит в том, чтобы обеспечить общую основу для описания взаимодействия атомов и молекул с поверхностями, и это очень широко используется в науке и технике.

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

1. Перенос одного электрона от атома с неподелённой парой электронов к атому с двумя неспаренными электронами. В результате атом с неподелённой парой электронов превращается в катион-радикал (положительно заряженная частица с неспаренным электроном), а атом с двумя неспаренными электронами - в анион-радикал (отрицательно заряженная частица с неспаренным электроном). 2. Обобществление неспаренных электронов (как в случае простой ковалентной связи).

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

3. σ-связь и π-связь

Сигма (σ)-, пи (π )-связи - приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах различных соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна вдоль оси, соединяющей ядра атомов. При образовании 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.

4. Примеры веществ с ковалентной связью

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

Материалы по теме:

Карта сайта