Ковалентная полярная и неполярная связи, что это такое и как различать связь

Строение молекул. Химическая связь: ковалентная(полярная и неполярная), ионная, металлическая

Учение о химической связи составляет основу всей теоретической химии.

Под химической связью понимают такое взаимодействие атомов, которое связывает их в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы.

Различают четыре типа химических связей: ионную, ковалентную, металлическую и водородную.

Деление химических связей на типы носит условный характер, по скольку все они характеризуются определенным единством.

Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи.

Металлическая связь совмещает ковалентное взаимодействие атомов с помощью обобществленных электронов и электростатическое притяжение между этими электронами и ионами металлов.

В веществах часто отсутствуют предельные случаи химической связи (или чистые химические связи).

Например, фторид лития $LiF$ относят к ионным соединениям. Фактически же в нем связь на $80%$ ионная и на $20%$ ковалентная. Правильнее поэтому, очевидно, говорить о степени полярности (ионности) химической связи.

В ряду галогеноводородов $HF—HCl—HBr—HI—HАt$ степень полярности связи уменьшается, ибо уменьшается разность в значениях электроотрицательности атомов галогена и водорода, и в астатоводороде связь становится почти неполярной $(ЭО(Н) = 2.1; ЭО(At) = 2.2)$.

Различные типы связей могут содержаться в одних и тех же веществах, например:

  1. в основаниях: между атомами кислорода и водорода в гидроксогруппах связь полярная ковалентная, а между металлом и гидроксогруппой — ионная;
  2. в солях кислородсодержащих кислот: между атомом неметалла и кислородом кислотного остатка — ковалентная полярная, а между металлом и кислотным остатком — ионная;
  3. в солях аммония, метиламмония и т. д.: между атомами азота и водорода — ковалентная полярная, а между ионами аммония или метиламмония и кислотным остатком — ионная;
  4. в пероксидах металлов (например, $Na_2O_2$) связь между атомами кислорода ковалентная неполярная, а между металлом и кислородом — ионная и т.д.

Различные типы связей могут переходить одна в другую:

— при электролитической диссоциации в воде ковалентных соединений ковалентная полярная связь переходит в ионную;

— при испарении металлов металлическая связь превращается в ковалентную неполярную и т.д.

Причиной единства всех типов и видов химических связей служит их одинаковая химическая природа — электронно-ядерное взаимодействие. Образование химической связи в любом случае представляет собой результат электронно-ядерного взаимодействия атомов, сопровождающегося выделением энергии.

Способы образования ковалентной связи. Характеристики ковалентной связи: длина и энергия связи

Ковалентная химическая связь — это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар.

Механизм образования такой связи может быть обменным и донорно-акцепторным.

I. Обменный механизм действует, когда атомы образуют общие электронные пары за счет объединения неспаренных электронов.

Связь возникает благодаря образованию общей электронной пары $s$-электронами атомов водорода (перекрыванию $s$-орбиталей):

2) $HCl$ — хлороводород:

Связь возникает за счет образования общей электронной пары из $s-$ и $p-$электронов (перекрывания $s-p-$орбиталей):

3) $Cl_2$: в молекуле хлора ковалентная связь образуется за счет непарных $p-$электронов (перекрывание $p-p-$орбиталей):

4) $N_2$: в молекуле азота между атомами образуются три общие электронные пары:

II. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи рассмотрим на примере иона аммония $NH_4^+$.

Донор имеет электронную пару, акцептор — свободную орбиталь, которую эта пара может занять. В ионе аммония все четыре связи с атомами водорода ковалентные: три образовались благодаря созданию общих электронных пар атомом азота и атомами водорода по обменному механизму, одна — по донорно-акцепторному механизму.

Ковалентные связи можно классифицировать по способу перекрывания электронных орбиталей, а также по смещению их к одному из связанных атомов.

Химические связи, образующиеся в результате перекрывания электронных орбиталей вдоль линии связи, называются $σ$-связями (сигма-связями). Сигма-связь очень прочная.

$p-$Орбитали могут перекрываться в двух областях, образуя ковалентную связь за счет бокового перекрывания:

Химические связи, образующиеся в результате «бокового» перекрывания электронных орбиталей вне линии связи, т.е. в двух областях, называются $π$-связями (пи-связями).

Читайте также:
Ковалентная химическая связь: полярная, неполярная, схемы образования и примеры молекул

По степени смещенности общих электронных пар к одному из связанных ими атомов ковалентная связь может быть полярной и неполярной.

Ковалентную химическую связь, образующуюся между атомами с одинаковой электроотрицательностью, называют неполярной. Электронные пары не смещены ни к одному из атомов, т.к. атомы имеют одинаковую ЭО — свойство оттягивать к себе валентные электроны от других атомов. Например:

т.е. посредством ковалентной неполярной связи образованы молекулы простых веществ-неметаллов. Ковалентную химическую связь между атомами элементов, электроотрицательности которых различаются, называют полярной.

Длина и энергия ковалентной связи.

Характерные свойства ковалентной связи — ее длина и энергия. Длина связи — это расстояние между ядрами атомов. Химическая связь тем прочнее, чем меньше ее длина. Однако мерой прочности связи является энергия связи, которая определяется количеством энергии, необходимой для разрыва связи. Обычно она измеряется в кДж/моль. Так, согласно опытным данным, длины связи молекул $H_2, Cl_2$ и $N_2$ соответственно составляют $0.074, 0.198$ и $0.109$ нм, а энергии связи соответственно равны $436, 242$ и $946$ кДж/моль.

Ионы. Ионная связь

Представим себе, что «встречаются» два атома: атом металла I группы и атом неметалла VII группы. У атома металла на внешнем энергетическом уровне находится единственный электрон, а атому неметалла как раз не хватает именно одного электрона, чтобы его внешний уровень оказался завершенным.

Первый атом легко отдаст второму свой далекий от ядра и слабо связанный с ним электрон, а второй предоставит ему свободное место на своем внешнем электронном уровне.

Тогда атом, лишенный одного своего отрицательного заряда, станет положительно заряженной частицей, а второй превратится в отрицательно заряженную частицу благодаря полученному электрону. Такие частицы называются ионами.

Химическая связь, возникающая между ионами, называется ионной.

Рассмотрим образование этой связи на примере хорошо всем знакомого соединения хлорида натрия (поваренная соль):

Процесс превращения атомов в ионы изображен на схеме:

Такое превращение атомов в ионы происходит всегда при взаимодействии атомов типичных металлов и типичных неметаллов.

Рассмотрим алгоритм (последовательность) рассуждений при записи образования ионной связи, например между атомами кальция и хлора:

  1. Кальций — это элемент главной подгруппы II группы, металл. Его атому легче отдать два внешних электрона, чем принять недостающие шесть:$↙-2e↖→Ca^↙$.
  2. Хлор — это элемент главной подгруппы VII группы, неметалл. Его атому легче принять один электрон, которого ему не хватает до завершения внешнего уровня, чем отдать семь электронов с внешнего уровня:$↙+1e↖→Cl^↙$.
  3. Сначала найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно $2 (2 · 1)$. Затем определим, сколько атомов кальция нужно взять, чтобы они отдали два электрона, т.е. надо взять один атом $Са$, и сколько атомов хлора надо взять, чтобы они могли принять два электрона, т.е. нужно взять два атома $Cl$.
  4. Схематично образование ионной связи между атомами кальция и хлора можно записать так:

Цифры, показывающие число атомов или молекул, называются коэффициентами, а цифры, показывающие число атомов или ионов в молекуле, называют индексами.

Металлическая связь

Ознакомимся с тем, как взаимодействуют между собой атомы элементов-металлов. Металлы обычно существуют не в виде изолированных атомов, а в форме куска, слитка или металлического изделия. Что удерживает атомы металла в едином объеме?

Атомы большинства металлов на внешнем уровне содержат небольшое число электронов — $1, 2, 3$. Эти электроны легко отрываются, и атомы при этом превращаются в положительные ионы. Оторвавшиеся электроны перемещаются от одного иона к другому, связывая их в единое целое. Соединяясь с ионами, эти электроны образуют временно атомы, потом снова отрываются и соединяются уже с другим ионом и т.д. Следовательно, в объеме металла атомы непрерывно превращаются в ионы и наоборот.

Читайте также:
Алканы: строение и химические свойства, получение насыщенных углеводородов

Связь в металлах между ионами посредством обобществленных электронов называется металлической.

На рисунке схематически изображено строение фрагмента металла натрия.

При этом небольшое число обобществленных электронов связывает большое число ионов и атомов.

Металлическая связь имеет некоторое сходство с ковалентной, поскольку основана на обобществлении внеш них электронов. Однако при ковалентной связи обобществлены внешние непарные электроны только двух соседних атомов, в то время как при металлической связи в обобществлении этих электронов принимают участие все атомы. Именно поэтому кристаллы с ковалентной связью хрупки, а с металлической, как правило, пластичны, электропроводны и имеют металлический блеск.

Металлическая связь характерна как для чистых металлов, так и для смесей различных металлов — сплавов, находящихся в твердом и жидком состояниях.

Водородная связь

Химическую связь между положительно поляризованными атомами водорода одной молекулы (или ее части) и отрицательно поляризованными атомами сильно электроотрицательных элементов, имеющих неподеленные электронные пары ($F, O, N$ и реже $S$ и $Cl$), другой молекулы (или ее части) называют водородной.

Механизм образования водородной связи имеет частично электростатический, частично донорно- акцепторный характер.

Примеры межмолекулярной водородной связи:

При наличии такой связи даже низкомолекулярные вещества могут быть при обычных условиях жидкостями (спирт, вода) или легко сжижающимися газами (аммиак, фтороводород).

Вещества с водородной связью имеют молекулярные кристаллические решетки.

Вещества молекулярного и немолекулярного строения. Тип кристаллической решетки. Зависимость свойств веществ от их состава и строения

Молекулярное и немолекулярное строение веществ

В химические взаимодействия вступают не отдельные атомы или молекулы, а вещества. Вещество при заданных условиях может находиться в одном из трех агрегатных состояний: твердом, жидком или газообразном. Свойства вещества зависят также от характера химической связи между образующими его частицами — молекулами, атомами или ионами. По типу связи различают вещества молекулярного и немолекулярного строения.

Вещества, состоящие из молекул, называются молекулярными веществами. Связи между молекулами в таких веществах очень слабые, намного слабее, чем между атомами внутри молекулы, и уже при сравнительно низких температурах они разрываются — вещество превращается в жидкость и далее в газ (возгонка йода). Температуры плавления и кипения веществ, состоящих из молекул, повышаются с увеличением молекулярной массы.

К молекулярным веществам относятся вещества с атомной структурой ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), среди них есть металлы и неметаллы.

Рассмотрим физические свойства щелочных металлов. Относительно малая прочность связи между атомами обуславливает низкую механическую прочность: щелочные металлы мягкие, легко режутся ножом.

Большие размеры атомов приводят к малой плотности щелочных металлов: литий, натрий и калий даже легче воды. В группе щелочных металлов температуры кипения и плавления понижаются с увеличением порядкового номера элемента, т.к. размеры атомов увеличиваются, и ослабевают связи.

К веществам немолекулярного строения относятся ионные соединения. Таким строением обладает большинство соединений металлов с неметаллами: все соли ($NaCl, K_2SO_4$), некоторые гидриды ($LiH$) и оксиды ($CaO, MgO, FeO$), основания ($NaOH, KOH$). Ионные (немолекулярные) вещества имеют высокие температуры плавления и кипения.

Кристаллические решетки

Вещество, как известно, может существовать в трех агрегатных состояниях: газообразном, жидком и твердом.

Твердые вещества: аморфные и кристаллические.

Рассмотрим, как влияют особенности химических связей на свойства твердых веществ. Твердые вещества делятся на кристаллические и аморфные.

Аморфные вещества не имеют четкой температуры плавления — при нагревании они постепенно размягчаются и переходят в текучее состояние. В аморфном состоянии, например, находятся пластилин и различные смолы.

Кристаллические вещества характеризуются правильным расположением тех частиц, из которых они состоят: атомов, молекул и ионов — в строго определенных точках пространства. При соединении этих точек прямыми линиями образуется пространственный каркас, называемый кристаллической решеткой. Точки, в которых размещены частицы кристалла, называют узлами решетки.

Читайте также:
Вещества с металлической связью: схема механизма образования, отличие от других видов связи, примеры

В зависимости от типа частиц, расположенных в узлах кристаллической решетки, и характера связи между ними различают четыре типа кристаллических решеток: ионные, атомные, молекулярные и металлические.

Ионные кристаллические решетки.

Ионными называют кристаллические решетки, в узлах которых находятся ионы. Их образуют вещества с ионной связью, которой могут быть связаны как простые ионы $Na^, Cl^$, так и сложные $SO_4^, ОН^–$. Следовательно, ионными кристаллическими решетками обладают соли, некоторые оксиды и гидроксиды металлов. Например, кристалл хлорида натрия состоит из чередующихся положительных ионов $Na^+$ и отрицательных $Cl^–$, образующих решетку в форме куба. Связи между ионами в таком кристалле очень устойчивы. Поэтому вещества с ионной решеткой отличаются сравнительно высокой твердостью и прочностью, они тугоплавки и нелетучи.

Атомные кристаллические решетки.

Атомными называют кристаллические решетки, в узлах которых находятся отдельные атомы. В таких решетках атомы соединены между собой очень прочными ковалентными связями. Примером веществ с таким типом кристаллических решеток может служить алмаз — одно из аллотропных видоизменений углерода.

Большинство веществ с атомной кристаллической решеткой имеют очень высокие температуры плавления (например, у алмаза она выше $3500°С$), они прочны и тверды, практически нерастворимы.

Молекулярные кристаллические решетки.

Молекулярными называют кристаллические решетки, в узлах которых располагаются молекулы. Химические связи в этих молекулах могут быть и полярными ($HCl, H_2O$), и неполярными ($N_2, O_2$). Несмотря на то, что атомы внутри молекул связаны очень прочными ковалентными связями, между самими молекулами действуют слабые силы межмолекулярного притяжения. Поэтому вещества с молекулярными кристаллическими решетками имеют малую твердость, низкие температуры плавления, летучи. Большинство твердых органических соединений имеют молекулярные кристаллические решетки (нафталин, глюкоза, сахар).

Металлические кристаллические решетки.

Вещества с металлической связью имеют металлические кристаллические решетки. В узлах таких решеток находятся атомы и ионы (то атомы, то ионы, в которые легко превращаются атомы металла, отдавая свои внешние электроны «в общее пользование»). Такое внутреннее строение металлов определяет их характерные физические свойства: ковкость, пластичность, электро- и теплопроводность, характерный металлический блеск.

Химические связи

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

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

Химические связи

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

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

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

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

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

Ковалентная полярная и неполярная связь

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

Обменный механизм образования ковалентной связи

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

  • NH4 + – в ионе аммония
  • NH4 + Cl, NH4 + Br – внутри иона аммония во всех его солях
  • NO3 – – в нитрат ионе
  • KNO3, LiNO3 – внутри нитрат иона во всех нитратах
  • O3 – озон
  • H3O + – ион гидроксония
  • CO – угарный газ
  • K[Al(OH)4], Na2[Zn(OH)4] – во всех комплексных солях есть хотя бы одна ковалентная связь, возникшая по донорно-акцепторному механизму
Читайте также:
Факторы, влияющие на скорость химической реакции, константа скорости и её физический смысл

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

Ионная связь

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

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

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

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

Ионные связи

Металлическая связь

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

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

Металлическая связь

Водородная связь

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

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

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

Водородная связь

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

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

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

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

Что такое ковалентная связь

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.

Читайте также:
Что собой представляет нуклеотид: вид, строение и длина одного нуклеотида

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»?

Ковалентная связь

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

Свойства связи

Полярная и неполярная связь

  1. Длина — расстояние между ядрами атомов, которые её образуют.
  2. Энергия — количество энергии, необходимой для её разрыва.
  3. Насыщаемость — способность атомов н-ное определённое количество связей.

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

Ковалентная неполярная — это всегда атомы одного и того же вещества. H2. CL2.

В остальных случаях можно считать полярной.

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

Ковалентная связь: полярная, неполярная, механизмы ее появления

Ковалентная связь

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

Читайте также:
Водородная связь: механизм образования ее между молекулами, примеры

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

Типы 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.

ковалентная связь водорода

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.

Неполярная связь

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

неполярная ковалентная связь

Схема ковалентной неполярной связи.

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

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

Полярная связь

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

полярная ковалентная связь

Так выглядит схема ковалентной полярной связи.

Ярким примером вещества с полярной ковалентной связью является вода.

Как определить связь

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

Видео

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

Автор: Павел Чайка, главный редактор журнала Познавайка

При написании статьи старался сделать ее максимально интересной, полезной и качественной. Буду благодарен за любую обратную связь и конструктивную критику в виде комментариев к статье. Также Ваше пожелание/вопрос/предложение можете написать на мою почту pavelchaika1983@gmail.com или в Фейсбук, с уважением автор.

Читайте также:
Как узнать и определить валентность химического элемента по таблице Менделеева

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

Химические связи – это приоритетная проблема в современной химии. От полученных знаний зависит выяснение причин разнообразия соединений, также строения и возникновения веществ. Выявленные типы: ионный, ковалентный, металлический, водородный.

Химические вещества состоят из не связанных между собой атомов химических элементов. Такое строение имеют только благородные газы: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Чаще всего химические вещества состоят не из отдельных атомов, а из их соединений, которые образуют различные группировки. Такие объединения атомов могут состоят из нескольких единиц, сотен, тысяч или даже больше атомов. Сила, которая держит эти атомы в составе таких группировок, называется химическая связь.

Химическая связь – связь отдельных атомов между собой за счет силы взаимного притяжения из-за разности электродных потенциалов в более сложные структуры (молекулы, ионы, радикалы, кристаллы и др.).

Причиной образования химической связи

  • энергия более сложных структур меньше суммарной энергии отдельных, образующих ее атомов. Когда образуется сложное вещество, то суммарная энергия атомов падает, а когда атомы находятся в не связанном состоянии энергия их выше, так как компенсационного эффекта для образования молекулы не происходит.

Например: взаимодействуют атомы А и В. Энергия такого атома выше, чем соединения АВ, потому что при взаимодействии более электроотрицательный атом оттягивает на себя электроотрицательность и происходит смещение электронной плотности, а значит и понижение энергии всей молекулы. Поэтому в молекуле АВ энергия ниже, чем у отдельных атомов А и В.

Образование молекулы водорода

E(АВ) Рис.1. Образование молекулы водорода

  1. Пребывание двух мелких частиц на дальнем друг от друга промежутке – энергия взаимосвязи приближается к нулю (взаимосвязи нет).
  2. Сближение атомов на отдаление, соизмеримое с размером электронного пространства – вступают силы притяжения и отталкивания.
  3. Начало действия силы притяжения между электронной оболочкой одного атома и ядром другого атома, конкурирующие силы отталкивания между ядрами и между электронами.
  4. Силы притяжения преобладают над силами отталкивания – сближаются атомы, а потенциальная энергия снижается до возникновения стабильной молекулы при r = r.
  5. Дальнейшее сближение – энергия системы стремительно повышается за счёт преобладания сил отталкивания.

Энергетический минимум идентичен устойчивому состоянию системы – в этой ситуации из пары обособленных водородных частиц получается молекула H2. Во время реакции производится 436 кДж/моль.

Как определить тип связи

Характеристики химических связей между частицами веществ зависят от электроотрицательности – возможности сохранять валентные электроны. Этот показатель зависит от заряженности ядра и радиуса атома. Для количественной оценки применяют шкалу Полинга (Табл. 1).

Электроотрицательность элементов по шкале Полинга

Определение вида взаимосвязи по разнице электроотрицательност (ЭО):В многообразии источников попадаются разные таблицы. Использовать можно каждую шкалу, потому что важнее разница электроотрицательностей, которая в среднем сходна в изобретённых системах, а не значение.

  • Δ ЭО = 0 – неполярная ковалентная;
  • Δ ЭО

Ковалентная химическая связь

Между атомами элементов неметаллов возникает ковалентных характер связи. Если атомы неметаллов, образующие ковалентную связь, относятся к разным химическим элементам, такую связь называют ковалентной полярной. Причина такого названия, потому что атомы разных элементов имеют различную способность притягивать к себе общую электронную пару. Это приводит к смещению общей электронной пары в сторону одного из атомов, в результате чего на нем формируется частичный отрицательный заряд. На другом атоме формируется частичный положительный заряд.

Ковалентный тип – это химическая связь, в результате которой возникают общие пары электронов. Два пути появления:

  1. Обменный способ – каждая частица предоставляет по одному электрону в совместное использование.
  2. Донорно-акцепторный механизм – одна частица предоставляет уже по 2 электрона, а второй атом отдаёт свободную орбиталь.

Пример обменного способа – объединение атомов в молекулу водорода. Сближаясь, электронные оболочки перекрываются, а электронная плотность между ядрами повышается. Идёт притяжение, и энергия системы понижается. При близком сближении ядра отталкиваются – появляется расстояние (Рис. 2).

Связывание атомов водорода обменным способом

Рис. 2. Связывание атомов водорода обменным способом

Характеристики ковалентной связи:

  1. Полярность – неравномерное сосредоточение между частицами с разной электроотрицательностью электронной плотности.
  2. Кратность – количество общих электронных пар между двумя атомами.
  3. Длина – протяжённость между центральными частями ядер атомов.
  4. Насыщаемость – возможность атомов создавать условное число связей.
  5. Энергия связи – мера прочности, энергия, требуемая для разрыва связи во всех молекулах, составляющих 1 моль вещества.

Ковалентная связь включает две разновидности по полярности: полярная и неполярная. Определяют по электроотрицательности атомов – одинаковая она или нет.

Характеристика:

1. Неполярная ковалентная – связь между одинаковыми мелкими частицами (неметаллами) с размеренным распространением электронной плотности и равной электроотрицательностью. Примеры: Cl2, H2, I2, O2, N2 (Рис. 3).

Рис. 3. Неполярная ковалентная связь

2. Полярная ковалентная – это соединение неравных частиц (неметаллов) с разницей в электроотрицательности и смещением общей пары электронов. Примеры: NH3, HCl, CO2, H2O (Рис. 4).

Полярная ковалентная связь

Рис. 4. Полярная ковалентная связь

Полярность – характеристика, определяющая физические или химические свойства вещества. Она влияет на механизм реакций, реакционную способность ближайших связей. Полярность молекулы, температуры плавления и кипения, а также растворимость – показатели, зависящие от полярности связей.

Ионная связь

Ионный тип – тип, при котором разница электроотрицательности атомов больше 1,7–2 по шкале Полинга. Если точнее, то притяжение появляется между ионами с разными зарядами. В возникновении ионного типа участвуют металлы, неметаллы. Примеры: NaCl, LiF, K2O, другие (Рис. 5).

Ионная связь

Рис. 5. Ионная связь

Главные характеристики: ненаправленность и ненасыщаемость. Ионная связь во многом сходна с ковалентной, поэтому считается предельным случаем. Энергия связи (прочность) доходит до 800 кДж/моль.

Металлическая связь

Характеристики металлов: блеск, ковкость, пластичность и сравнительно высокая температура плавления, тепло- и электропроводность. Общность этих качеств объясняется сходством организации атомов:

  • малое количество электронов на внешнем уровне;
  • слабое притяжение между валентными электронами и ядром;
  • низкая ионизация и электроотрицательность.

Металлический тип – это связь сравнительно свободных отрицательно заряженных частиц между ионами металлов с образованием кристаллической решётки. Примеры – Fe, Na, Ca, Sc и Au3Cu, другие (Рис. 6).

Металлическая связь

Рис. 6. Металлическая связь

Общность металлического и ковалентного вида связей – обобществление валентных электронов в основе. Различия заключаются в меньшей прочности и отсутствии направленности. Прочность (энергия) у металлической связи в 3–4 раза ниже этого же показателя у ковалентного типа. Образование металлической связи между атомами металлов возможна из-за наличия кинетической энергии внутри каждого атома металла, при увеличении центробежной силы электроны последнего электронного слоя вылетают за пределы атома и связывают атомы металлов между собой. Каждый атом, который потерял электрон превращается в положительно заряженную частицу – протон. И происходит взаимное притяжение протона и электрона, который только что покинул атом. Электроны могут притягиваться обратно и таким образом происходит снова образование атома. Существованием свободных электронов объяснятся свойство металлов к электропроводности (электрический ток – направленное движение электронов). Поэтому металлическую кристаллическую решетку химически невозможно разрушить, её можно только механически распилить.

Водородная связь

Водородные соединения с электроотрицательными атомами фтора, хлора, азота, кислорода образуются благодаря водородным связям. В молекуле общая пара электронов движется к более электроотрицательному атому. Классический пример – жидкий фторид водорода (Рис. 7).

Водородная химическая связь

Рис. 7. Водородная химическая связь

Энергия водородной связи составляет до 40 кДж/моль, поэтому этот тип в 10–20 раз слабее ковалентного. Водородные связи возникают между или внутри молекул. От этого зависят физико-химические свойства вещества.

Соединения с ковалентной полярной и неполярной связью

Ковалентная полярная и неполярная связи — что это такое

Ковалентная связь является химической связью, которая сформирована перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков, размещенных на внешней атомной оболочке. Обеспечивающие связь электронные облака, как правило, содержат по одному неспаренному электрону и образуют общую электронную пару.

Общая электронная пара — связанное состояние двух взаимодействующих электронов, занимающих одну орбиталь и обеспечивающих химическую связь, располагаясь между ядрами атомов. Электроны общей электронной пары одновременно принадлежат обоим атомам.

В качестве понятного примера можно привести ковалентную связь, образовывающую молекулу водорода H 2 (справа), в которой два атома водорода предоставляют по одному электрону:

В том случае, когда атомы, формирующие ковалентную связь, являются идентичными, реальные заряды атомов в молекуле будут одинаковыми. Это связано с тем, что атомы, формирующие связь, в равной степени обладают обобществленной электронной парой. Степень окисления каждого из атомов будет равной нулю. Данная связь носит название неполярной ковалентной связи. Такая связь характерна для простых веществ, например для О 2 , N 2 , C l 2 .

При различных атомах степень владения обобществленной парой электронов зависит от разницы в электроотрицательности атомов. Атом, для которого характерна большая электроотрицательность, способен сильнее притягивать пару электронов связи. При этом реальный заряд атома становится отрицательным.

Атом, обладающий меньшей электроотрицательностью, становится положительно заряженным по аналогичной причине. В том случае, когда связь образована между парой разных атомов, она носит название ковалентной полярной связи.

Неполярная связь отличается от полярной в основном симметрией. При полярной связи электроны расположены около одного атома. В случае неполярной связи расположение электронов симметрично, то есть они расположены на одинаковом расстоянии от ядер обоих атомов. Электронное облако неполярной связи, образованное общей парой электронов, занимает симметричное положение в пространстве, либо распределяется равномерно относительно ядер обоих.

Определение, основные формулы

Ковалентная полярная связь — разновидность ковалентной связи, формирование которой объясняется взаимодействием атомов, обладающих значительно отличающейся электроотрицательностью.

В молекуле хлороводорода реализована ковалентная полярная химическая связь, представленная обобществленной электронной парой атомов Н и C l . Реальный электрический заряд образовавшийся на атомах молекулы имеет частичное значение, обозначаемое с помощью греческой буквы δ (дельта). Задать вектор смещения электронной пары можно с помощью стрелки.

Если взаимодействующие друг с другом элементы обладают разными электроотрицательностями, смещение общей электронной пары происходит по направлению к элементу с большей электроотрицательностью. В процессе можно наблюдать формирование частичного отрицательного заряда у атома с большей ЭО, благодаря наличию избытка отрицательно заряженных электронов.

Данный процесс приводит к образованию на атомах соединения частичных зарядов Н + 0 , 18 и C l – 0 , 18 . Одновременно с этим в молекуле формируется пара полюсов, то есть положительный и отрицательный. Подобная ковалентная связь носит название полярная.

Ковалентная неполярная связь является видом химической связи, которая образована между атомами, обладающими одинаковой электроотрицательностью.

Образование ковалентной полярной и неполярной связи

Существуют два механизма возникновения ковалентной химической связи:

  • обменный;
  • донорно-акцепторный.

Обменный механизм формирования ковалентной химической связи заключается в предоставлении каждой частицей одного неспаренного электрона, что позволяет образовать общую электронную пару:

При реализации донорно-акцепторного механизма формирования ковалентной связи одна из частиц предоставляет неподеленную электронную пару, а роль другой частицы заключается в предоставлении вакантной орбитали для данной электронной пары:

В результате один атом предоставляет неподеленную электронную пару, его называют донором. Другой атом, предоставляющий вакантную орбиталь для данной пары, является акцептором. Когда связь образуется, можно наблюдать уменьшение энергии электронов, что выгодно для атомов.

Свойства ковалентных связей, образованных с помощью донорно-акцепторного или обменного механизма, не отличаются. Существуют два вида атомов, формирующих ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму:

  • атомы, у которых внешний энергетический уровень содержит большое количество электронов (доноры электронов);
  • атомы, у которых внешний энергетический уровень содержит очень маленькое количество электронов (акцепторы электронов).

Примеры образования ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму:

  • в молекуле угарного газа C O (молекула обладает тройной связью, две связи сформированы с помощью обменного механизма, одна связь образована за счет донорно-акцепторного механизма): C ≡ O ;
  • в ионе аммония ( N H 4 ) + , в ионах органических аминов, к примеру, в ионе метиламмония ( C H 3 ) – ( N H 2 ) + ;
  • в комплексных соединениях, химическая связь между центральным атомом и группами лигандов, к примеру, в тетрагидроксоалюминате натрия N a [ A l ( O H ) 4 ] связь между алюминием и гидроксид-ионами;
  • в азотной кислоте и ее солях, в нитрат-анионах: H N O 3 , N a N O 3 , а так же в некоторых других соединениях азота;
  • в ионе гидроксония Н 3 О + .

Зачастую, чтобы изобразить атомы, участвующие в механизме образования ковалентной связи, используют структуры Льюиса. Данная схема предполагает запись строения внешнего энергетического уровня атома с помощью точек, обозначающих электроны. Применяя модели точечных структур Льюиса, получается упростить работу с элементами второго п и последующих периодов.

В качестве примера можно рассмотреть структуру водородной молекулы H 2 . Внешний энергетический уровень каждого атома водорода обладает одним неспаренным электроном.

В результате молекула водорода приобретает одну общую электронную пару и одну химическую связь Н — Н . При этом отсутствует смещение данной электронной пары к какому-либо водородному атому. Это объясняется одинаковой электроотрицательностью, которой обладают водородные атомы. Рассмотренную связь называют ковалентной неполярной.

Чаще всего она возникает между одинаковыми неметаллами. В результате электронная плотность, разделяющая ядра атомов, распределяется равномерно.

Дипольный момент, характеризующий неполярные связи, обладает нулевым значением. В качестве примеров можно привести: H 2 ( H – H ) , O 2 ( O = O ) , S 8 .

Ковалентная полярная связь возникает между разными элементами-неметаллами. При этом общая электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома (поляризация).

По причине смещения электронной плотности к атому, который характеризуется большей электроотрицательностью, на нем формируется частичный отрицательный заряд ( δ – ). Менее электроотрицательный атом приобретает частичный положительный заряд ( δ + ).

Если разница в электроотрицательностях атомов большая, то полярность связи и дипольный момент увеличиваются. Между молекулами, расположенными по соседству, и зарядами, обладающими разными знаками, можно наблюдать действие дополнительных сил притяжения. По этой причине связь приобретает увеличенную прочность.

Полярность связи определяет физические и химические свойства соединений. От данного параметра зависят механизмы реакций и реакционная способность химических веществ. Наблюдается прямая зависимость между полярностью связи и полярностью молекулы. Полярность связи определяет следующие физические свойства вещества:

  • температура кипения;
  • температура плавления;
  • степень растворимости в полярных растворителях.

В качестве примеров ковалентной полярной связи можно привести H C l , C O 2 (углекислый газ), N H 3 (аммиак).

По типу перекрывания электронных облаков среди ковалентных связей различают:

  • σ -связь характеризуется перекрыванием электронных орбиталей взаимодействующих атомов только в одном участке пространства;
  • π -связь предполагает перекрывание электронных орбиталей сразу в двух местах.

По количеству связей между одними и теми же атомами выделяют:

  • одинарные (простые);
  • двойные;
  • тройные связи.

Одинарные связи также носят название насыщенных, двойные и тройные являются ненасыщенными кратными связями.

Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: