Как образуется ковалентная химическая связь?

Образование связи

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

A· + ·В → А: В

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

Заполнение электронами атомных (по краям) и молекулярных (в центре) орбиталей в молекуле H2. 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. Обобществлённые электроны располагаются на более низкой по энергии связывающей МО.

Образование связи при рекомбинации атомов

Основная статья: Межатомное взаимодействие

Атомы и свободные радикалы склонны к рекомбинации — образованию ковалентной связи путём обобществления двух неспаренных электронов, принадлежащих разным частицам.

H + H → H2;

·CH3 + ·CH3 → CH3 — CH3.

Образование связи при рекомбинации сопровождается выделением энергии. Так, при взаимодействии атомов водорода выделяется энергия в количестве 436 кДж/моль. Этот эффект используют в технике при атомно-водородной сварке. Поток водорода пропускают через электрическую дугу, где генерируется поток атомов водорода. Атомы затем вновь соединяются на металлической поверхности, помещаемой на небольшое расстояние от дуги. Металл может быть таким путём нагрет выше 3500°C. Большим достоинством «пламени атомного водорода» является равномерность нагрева, позволяющая сваривать очень тонкие металлические детали.

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

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

Образование связи по донорно-акцепторному механизму

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

H+ + H- → H2

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

Распределение электронной плотности между ядрами в молекуле водорода одно и то же, независимо от механизма образования, поэтому называть химическую связь, полученную по донорно-акцепторному механизму, донорно-акцепторной связью некорректно.

В качестве донора электронной пары, кроме гидрид-иона, выступают соединения элементов главных подгрупп V—VII групп периодической системы элементов в низшей степени окисления элемента. Так, ещё Йоханнес Брёнстед установил, что протон не существует в растворе в свободном виде, в воде он образует катион оксония:

H+ + H2O → H3O+

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

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

NH3 + H+ → NH4+

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

В качестве донора электронной пары может выступать молекула водорода, которая при контакте с протоном приводит к образованию молекулярного иона водорода H3+:

H2 + H+ → H3+

Связывающая электронная пара молекулярного иона водорода H3+ принадлежит одновременно трём протонам.

Тренировочные задания

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

1) O2, H2, N2 2) Al, O3, H2SO4 3) Na, H2, NaBr 4) H2O, O3, Li2SO4

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

1) O2, H2SO4, N2 2) H2SO4, H2O, HNO3 3) NaBr, H3PO4, HCl 4) H2O, O3, Li2SO4

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

1) CaO, H2SO4, N2 2) BaSO4, BaCl2, BaNO3 3) NaBr, K3PO4, HCl 4) RbCl, Na2S, LiF

4. Металлическая связь характерна для элементов списка

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

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

1) HCl и Na2S 2) Cr и Al(OH)3 3) NaBr и P2O5 4) P2O5 и CO2

6. Ионная связь образуется между элементами

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

7. Ковалентная полярная связь образуется между элементами

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

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

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

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

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

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

1) HI – PH3 – HCl 2) PH3 – HCl – H2S 3) HI – HCl – H2S 4) HCl – H2S – PH3

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

1) NH3 – H2O – HF 2) PH3 – HCl – H2S 3) HF – H2O – HCl 4) HCl – H2S – HBr

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

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

13. Число электронов, которые участвуют в образовании химических связей в молекуле P2O5, —

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

14. В хлориде фосфора (V) химическая связь

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

15. Наиболее полярная химическая связь в молекуле

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

16. Наименее полярная химическая связь в молекуле

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

17. За счёт общей электронной пары образована связь в веществе

1) Mg 2) H2 3) NaCl 4) CaCl2

18. Ковалентная связь образуется между элементами, порядковые номера которых

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

19. Ионная связь образуется между элементами, порядковые номера которых

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

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

1) NaF, CaF2 2) NaNO3, N2 3) O2, SO3 4) Ca(NO3)2, AlCl3

Металлическая химическая связь

Металлическая связь — это связь, которую образуют относительно свободные электроны между ионами металлов, образующих кристаллическую решетку.

У атомов металлов на внешнем энергетическом уровне обычно расположены от одного до трех электронов. Радиусы у атомов металлов, как правило, большие — следовательно, атомы металлов, в отличие от неметаллов, достаточно легко отдают наружные электроны, т.е. являются сильными восстановителями.

Отдавая электроны, атомы металлов превращаются в положительно заряженные ионы. Оторвавшиеся электроны относительно свободно перемещаются между положительно заряженными ионами металлов. Между этими частицами возникает связь, т.к. общие электроны удерживают катионы металлов, расположенные слоями,  вместе, создавая таким образом достаточно прочную  металлическую  кристаллическую решетку. При этом электроны непрерывно хаотично двигаются, т.е. постоянно возникают новые нейтральные атомы и новые катионы.

 Межмолекулярные взаимо-действия

Отдельно стоит рассмотреть взаимодействия, возникающие между отдельными молекулами в веществе — межмолекулярные взаимодействия. Межмолекулярные взаимодействия — это такой вид взаимодействия между нейтральными атомами, при котором не появляеются новые ковалентные связи. Силы взаимодействия между молекулами обнаружены Ван-дер Ваальсом в 1869 году, и названы в честь него Ван-дар-Ваальсовыми силами. Силы Ван-дер-Ваальса делятся на ориентационные, индукционные и дисперсионные. Энергия межмолекулярных взаимодейстий намного меньше энергии химической связи.

Ориентационные силы притяжения возникают между полярными молекулами (диполь-диполь взаимодействие). Эти силы возникают между полярными молекулами. Индукционные взаимодействия — это взаимодействие между полярной молекулой и неполярной. Неполярная молекула поляризуется из-за действия полярной, что и порождает дополнительное электростатическое притяжение.

Особый вид межмолекулярного взаимодействия — водородные связи. Водородные связи — это межмолекулярные (или внутримолекулярные) химические связи, возникающие между молекулами, в которых есть сильно полярные ковалентные связи — H-F, H-O или H-N. Если в молекуле есть такие связи, то между молекулами будут возникать дополнительные силы притяжения.

Механизм образования водородной связи частично электростатический, а частично — донорно–акцепторный. При этом донором электронной пары выступают атом сильно электроотрицательного элемента (F, O, N), а акцептором — атомы водорода, соединенные с этими атомами. Для водородной связи характерны направленность в пространстве и насыщаемость.

Водородную связь можно обозначать точками: Н ··· O. Чем больше электроотрицательность атома, соединенного с водородом, и чем меньше его размеры, тем крепче водородная связь. Она характерна прежде всего для соединений фтора с водородом, а также кислорода с водородом, в меньшей степени азота с водородом.

Водородные связи возникают между следующими веществами:

— фтороводород HF (газ, раствор фтороводорода в воде — плавиковая кислота), вода H2O (пар, лед, жидкая вода):

— раствор аммиака и органических аминов — между молекулами аммиака и воды;

— органические соединения, в которых связи O-H или N-H: спирты, карбоновые кислоты, амины, аминокислоты, фенолы, анилин и его производные, белки, растворы углеводов — моносахаридов и дисахаридов.

Водородная связь оказывает влияние на физические и химические свойства веществ. Так, дополнительное притяжение между молекулами затрудняет кипение веществ. У веществ с водородными связями наблюдается аномальное повышение тепературы кипения.

Например, как правило, при повышении молекулярной массы наблюдается повышение температуры кипения веществ. Однако в ряду веществ H2O-H2S-H2Se-H2Te мы не наблюдаем линейное изменение температур кипения.

А именно, у воды температура кипения аномально высокая — не меньше -61оС, как показывает нам прямая линия, а намного больше, +100 оС. Эта аномалия объясняется наличием водородных связей между молекулами воды. Следовательно, при обычных условиях (0-20оС) вода является жидкостью по фазовому состоянию.

Ионная химическая связь

Образование ионной химической связи возникает при взаимном электрическом притяжении двух ионов, имеющих разные заряды. Ионы обычно при таких химических связях простые, состоящие из одного атома вещества.

Как образуется ковалентная химическая связь?

Схема ионной химической связи.

Характерной особенностью ионного типа химичечкой связи является отсутствие у нее насыщенности, и как результат, к иону или даже целой группе ионов может присоединиться самое разное количество противоположно заряженных ионов. Примером ионной химической связи может служить соединение фторида цезия CsF, в котором уровень «ионости» составляет практически 97%.

Виды ковалентной связи

Существуют три вида ковалентной химической связи, отличающихся механизмом образования:

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

Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью. Такую связь имеют простые вещества, например: О2, N2, Cl2. 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 PH3 связь является ковалентной неполярной, так как ЭО водорода равна ЭО фосфора.

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

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

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

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

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

Водородная химическая связь

Еще задолго до появления современной теории химических связей в ее современном виде учеными химиками было замечено, что соединения водорода с неметаллами обладают различными удивительными свойствами. Скажем, температура кипения воды и вместе со фтороводородом гораздо выше, чем это могло бы быть, вот вам готовый пример водородной химической связи.

На картинке схема образования водородной химической связи.

Природа и свойства водородной химической связи обусловлены способностью атома водорода H образовывать еще одну химическую связь, отсюда собственно и название этой связи. Причиной образования такой связи являются свойства электростатических сил. Например, общее электронное облако в молекуле фтороводорода настолько смещено в сторону фтора, что пространство вокруг атома этого вещества насыщено отрицательным электрическим полем. Вокруг атома водорода, тем более лишенного своего единственного электрона, все с точностью до наоборот, его электронное поле значительно слабее и как следствие имеет положительный заряд. А положительные и отрицательные заряды, как известно, притягиваются, таким нехитрым образом и возникает водородная связь.

ПОСОБИЕ ПО ХИМИИ ДЛЯ ПОСТУПАЮЩИХ В ВЫСШИЕ УЧЕБНЫЕ ЗАВЕДЕНИЯ

Раздел 3. ХИМИЧЕСКИЙ
СВЯЗЬ

§
3.4. Полярные и неполярные молекулы

Односторонняя поляризация обусловливает
неравномерное распределение электронной плотности в молекуле. Например, в
молекуле НСl электронная
плотность у ядра хлора выше, чем у ядра
водорода. Электрические центры положительных и отрицательных зарядов
в молекуле не совпадают в одной
точке, а находятся на некотором расстоянии l (рис. 3.12). Молекула при общей
нейтральности представляет собой электрический диполь с зарядом -q
у атома хлора и +q
в атома водорода. Такие
связи и молекулы называются полярными. Заряды атомов в молекуле q
называются эффективными
зарядами (в молекуле НСl qСl =-0,18, qн =0,18 абсолютного заряда

электрона,
степень ионности связи 18 %).

Мера полярности связи и молекулы —
электрический момент диполя μ(“мю”) определяется произведением

μ= ql,

где
q — эффективный
заряд; l
— длина диполя.

По
международной системой, единица электрического момента диполя выражается значением
3,33 • 10-30 Кл • м (кулон-метр).

Электрический момент диполя — векторная
величина. Направление его условно принимают от положительного заряда к отрицательному
— в сторону смещения связующего электронного облака.

Электрические моменты диполей
экспериментально определены для различных связей и большого количества вещества
(они имеют значение от 0 до 36,6 ∙10-30 Кл • м).

Следует отличать полярность молекулы
от полярности связи. Для двухатомным молекул типа АВ эти понятия совпадают,
как это было показано на примере молекулы НСl.

В таких молекулах чем большая разница
электроотрицательностей элементов, тем больший электрический момент диполя.

Рис. 3.12. Полярная молекула со
постоянным электрическим моментом диполя

Рис. 3.13. Геометрическое сложение
электрических моментов диполей связей в молекулах СО2 (а) и воды (б)

В многоатомных молекулах связь
между атомами может быть полярным, а сами молекулы в зависимости от пространственного строения
могут быть как полярными, так и неполярными. Электрический момент диполя в таких
молекулах определяется числом полярных связей и их напрямленістю. Он
равна векторной сумме моментов диполя отдельных связей. Например, электрический
момент диполя связи 10-30 С=O равна 9 ∙ 10-30 Кл ∙ м, а молекулы СО2
нулю. Это объясняется тем, что в линейной молекуле СО2 векторы
связей радиально направленные от центра, а поэтому результирующий момент μ
равна нулю (рис. 3.13, а). В угловой молекуле Н2О связи
размещены под углом 104,5° и векторная сумма двух связей выражается диагональю
параллелограмма (выполняют сложение векторов по правилу параллелограмма сил, рис.
3.13, б). Для воды μ = 6,1 • 10-30Кл∙м. Если геометрическая результирующая
векторов различных электрических моментов диполей не равна нулю, то молекула
полярная.

В свою очередь, по значению и
направлением μ некоторой степени можно судить о геометрическое строение молекулы.
Например, для молекулыSO2μ= 5,4 ∙ 10-30
Кл • м. Очевидно, она, как и молекула воды, должна иметь угловую строение.

Молекулы, содержащие неполярная
ковалентная связь, называются неполярными, или гомеополярними. В таких
молекул связующее электронное облако распределяется симметрично между ядрами обоих
атомов и ядра в одинаковой степени действуют на нее. Примером могут быть молекулы
простых веществ, состоящих из атомов одного элемента: Н2, F2, Сl2, В2 и т.д. Электрический
момент диполя таких молекул равен нулю. Как уже отмечалось, являются неполярными
много симметрично построенных молекул сложных веществ, хотя связи между
атомами в них полярные. Веществ с ковалентным неполярным связью немного.

Способность
молекул (и отдельных связей) поляризоваться под действием внешнего электрического
поля называется поляризованістю. Это может происходить и под действием поля, создаваемого
полярной молекулой, приблизилась

Поэтому поляризованість имеет важное значение в
химических реакциях

Всегда важно учитывать
полярность молекулы и ее электрический момент диполя. Останнімзумовлена
реакционная способность веществ

Как правило, чем больший электрический момент диполя
молекулы, тем выше реакционная способность вещества. С электрическим моментом диполя
связана также и растворимость веществ.

Полярные молекулы способствуют
электролитической диссоциации растворенных в них электролитов.

Назад Вперед

σ-связь и π-связь

Основные статьи: Пи-связь и Сигма-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{\displaystyle \pi }-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 С2Н4 имеется двойная связь СН2=СН2, его электронная формула: Н:С::С:Н. Ядра всех атомов этилена расположены в одной плоскости. Три электронных облака каждого атома углерода образуют три ковалентные связи с другими атомами в одной плоскости (с углами между ними примерно 120°). Облако четвёртого валентного электрона атома углерода располагается над и под плоскостью молекулы. Такие электронные облака обоих атомов углерода, частично перекрываясь выше и ниже плоскости молекулы, образуют вторую связь между атомами углерода. Первую, более прочную ковалентную связь между атомами углерода называют σ-связью; вторую, менее прочную ковалентную связь называют π{\displaystyle \pi }-связью.

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{\displaystyle \pi }-связи между этими же атомами углерода. Две π{\displaystyle \pi }-связи расположены над сферой действия σ-связи в двух взаимно перпендикулярных плоскостях.

Все шесть атомов углерода циклической молекулы бензола С6H6 лежат в одной плоскости. Между атомами углерода в плоскости кольца действуют σ-связи; такие же связи имеются у каждого атома углерода с атомами водорода. На осуществление этих связей атомы углерода затрачивают по три электрона. Облака четвёртых валентных электронов атомов углерода, имеющих форму восьмерок, расположены перпендикулярно к плоскости молекулы бензола. Каждое такое облако перекрывается одинаково с электронными облаками соседних атомов углерода. В молекуле бензола образуются не три отдельные π{\displaystyle \pi }-связи, а единая π{\displaystyle \pi }-электронная система из шести электронов, общая для всех атомов углерода. Связи между атомами углерода в молекуле бензола совершенно одинаковые.

Неполярная связь

Среди примеров молекул, у которых ковалентная химическая связь неполярного вида, можно назвать галогены, водород, азот, кислород.

Впервые эта связь была обнаружена в 1916 году американским химиком Льюисом. Сначала им была выдвинута гипотеза, а подтверждена она была только после экспериментального подтверждения.

Ковалентная химическая связь связана с электроотрицательностью. У неметаллов она имеет высокое значение. В ходе химического взаимодействия атомов не всегда возможен перенос электронов от одного атома к другому, в результате осуществляется их объединение. Между атомами появляется подлинная ковалентная химическая связь. 8 класс обычной школьной программы предполагает детальное рассмотрение нескольких видов связи.

Вещества, имеющие данный вид связи, при нормальных условиях — жидкости, газы, а также твердые вещества, имеющие невысокую температуру плавления.

Как образуется ковалентная химическая связь?

Что это

Как образуется ковалентная химическая связь?Ковалентная связь это образование, возникающее у элементов с неметаллическими свойствами. Наличие приставки «ко» свидетельствует о совместном участии атомных электронов разных элементов.

Понятие «валенты» означает наличие определенной силы. Возникновение такой взаимосвязи происходит посредством обобществления атомных электронов, не имеющих «пары».

Указанные химические связи возникают за счет появления «копилки» электронов, являющейся общей для обеих взаимодействующих частиц. Появление пар электронов осуществляется вследствие накладывания друг на друга электронных орбиталей. Указанные виды взаимодействия возникают между электронными облаками обоих элементов.

Важно! Ковалентная взаимосвязь появляется в случае объединения пары орбиталей. Веществами с описанной структурой являются:

Веществами с описанной структурой являются:

  • многочисленные газы,
  • вода,
  • спирты,
  • углеводы,
  • белки,
  • органические кислоты.

Ковалентная химическая связь образуется за счет формирования общественных пар электронов у простых веществ либо сложных соединений. Она бывает полярная и неполярная.

Как образуется ковалентная химическая связь?Как определить природу химической связи ? Для этого необходимо посмотреть на атомную составляющую частиц, присутствующих в формуле.

Химические связи описанного вида формируются только между элементами, где преобладают неметаллические свойства.

Если в соединении присутствуют атомы одинаковых либо разных неметаллов, значит возникающие между ними взаимосвязи – «ковалентные».

Когда в соединении одновременно присутствуют металл и неметалл говорят об образовании ионной взаимосвязи.

Свойства химических связей

Чтобы провести сравнение разных химических реакций используются разные количественные характеристики, такие как:

  • длина,
  • энергия,
  • полярность,
  • порядок связей.

Разберем их подробнее.

Длина связи – равновесное расстояние между ядрами атомов, которые соединены химической связью. Обычно измеряется экспериментально.

Энергия химической связи определяет ее прочность. В данном случае под энергией подразумевается усилие, необходимое, для того, чтобы разорвать химическую связь и разъединить атомы.

Полярность химической связи показывает, насколько электронная плотность смещена к одному из атомов. Способность атомов смещать к себе электронную плотность или говоря простым языком «тянуть одеяло на себя» в химии называют электроотрицательностью.

Порядок химической связи (другими словами кратность химической связи) – это число электронных пар, вступающих в химическую связь. Порядок может быть, как целым, так и дробным, чем он выше, тем большее число электронов осуществляют химическую связь и тем труднее ее разорвать.

Типы ковалентной связи

В целом есть два типа ковалентной связи:

  • обменный,
  • донорно-акцептный.

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

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

Более наглядно это показано на картинке.

Как образуется ковалентная химическая связь?

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

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

Михаил Фирсов
Оцените автора
( Пока оценок нет )
Добавить комментарий