Благодарение на което се образуват молекули от неорганични и органични вещества. Химична връзка се появява по време на взаимодействието на електрически полета, които се създават от ядрата и електроните на атомите. Следователно образуването на ковалентна химична връзка е свързано с електрическа природа.
Какво е връзка
Този термин се отнася до резултата от действието на два или повече атома, които водят до образуването на силна многоатомна система. Основните видове химични връзки се образуват, когато енергията на реагиращите атоми намалява. В процеса на образуване на връзка атомите се опитват да завършат своята електронна обвивка.
Видове комуникация
В химията има няколко вида връзки: йонни, ковалентни, метални. Има два вида ковалентни връзки: полярни и неполярни.
Какъв е механизмът на неговото създаване? Ковалентна неполярна химична връзка се образува между атоми на идентични неметали, които имат еднаква електроотрицателност. В този случай се образуват общи електронни двойки.
неполярна връзка
Примери за молекули, които имат неполярна ковалентна химична връзка, включват халогени, водород, азот, кислород.
Тази връзка е открита за първи път през 1916 г. от американския химик Луис. Първо, той изложи хипотеза и тя беше потвърдена само след експериментално потвърждение.
Ковалентната химична връзка е свързана с електроотрицателност. За неметали той има висока стойност. В хода на химичното взаимодействие на атомите не винаги е възможно да се прехвърлят електрони от един атом на друг, в резултат на това те се комбинират. Между атомите се появява истинска ковалентна химична връзка. 8 клас от редовната училищна програма включва подробно разглеждане на няколко вида комуникация.
Веществата, които имат този тип връзка, при нормални условия, са течности, газове и твърди вещества, които имат ниска точка на топене.
Видове ковалентна връзка
Нека се спрем на този въпрос по-подробно. Какви са видовете химични връзки? Ковалентната връзка съществува в разменни, донорно-акцепторни варианти.
Първият тип се характеризира с връщането на един несдвоен електрон от всеки атом до образуването на обща електронна връзка.
Електроните, обединени в обща връзка, трябва да имат противоположни завъртания. Водородът може да се разглежда като пример за този тип ковалентна връзка. Когато атомите му се приближават един към друг, техните електронни облаци проникват един в друг, което в науката се нарича припокриване на електронни облаци. В резултат на това електронната плътност между ядрата се увеличава, а енергията на системата намалява.
На минимално разстояние водородните ядра се отблъскват взаимно, което води до някакво оптимално разстояние.
В случай на донорно-акцепторен тип ковалентна връзка, една частица има електрони, тя се нарича донор. Втората частица има свободна клетка, в която ще бъдат поставени двойка електрони.
полярни молекули
Как се образуват полярните ковалентни връзки? Те възникват в онези ситуации, когато свързаните атоми на неметали имат различна електроотрицателност. В такива случаи социализираните електрони са разположени по-близо до атома, който има по-висока стойност на електроотрицателност. Като пример за ковалентна полярна връзка могат да се разгледат връзките, които възникват в молекула на бромоводород. Тук публичните електрони, които са отговорни за образуването на ковалентна връзка, са по-близо до брома, отколкото до водорода. Причината за това явление е, че бромът има по-висока електроотрицателност от водорода.
Методи за определяне на ковалентна връзка
Как да идентифицираме ковалентни полярни химични връзки? За да направите това, трябва да знаете състава на молекулите. Ако съдържа атоми от различни елементи, в молекулата има ковалентна полярна връзка. Неполярните молекули съдържат атоми на един химичен елемент. Сред тези задачи, които се предлагат като част от училищния курс по химия, има такива, които включват идентифициране на вида на връзката. Задачи от този тип са включени в задачите на заключителната атестация по химия в 9. клас, както и в тестовете на единния държавен изпит по химия в 11. клас.
Йонна връзка
Каква е разликата между ковалентни и йонни химични връзки? Ако ковалентна връзка е характерна за неметалите, тогава се образува йонна връзка между атоми, които имат значителни разлики в електроотрицателността. Например, това е типично за съединения на елементи от първа и втора група от основните подгрупи на PS (алкални и алкалоземни метали) и елементи от групи 6 и 7 от основните подгрупи на периодичната таблица (халкогени и халогени).
Образува се в резултат на електростатичното привличане на йони с противоположни заряди.
Характеристики на йонна връзка
Тъй като силовите полета на противоположно заредените йони са разпределени равномерно във всички посоки, всеки от тях е в състояние да привлича частици, противоположни по знак към себе си. Това характеризира ненасочеността на йонната връзка.
Взаимодействието на два йона с противоположни знаци не предполага пълна взаимна компенсация на отделните силови полета. Това допринася за запазването на способността за привличане на йони в други посоки, следователно се наблюдава ненасищане на йонната връзка.
В йонно съединение всеки йон има способността да привлича определен брой други с противоположни знаци към себе си, за да образува йонна кристална решетка. В такъв кристал няма молекули. Всеки йон е заобиколен в веществото от определен брой йони с различен знак.
метална връзка
Този тип химическа връзка има определени индивидуални характеристики. Металите имат излишен брой валентни орбитали с липса на електрони.
Когато отделните атоми се приближават един към друг, техните валентни орбитали се припокриват, което допринася за свободното движение на електрони от една орбитала към друга, създавайки връзка между всички метални атоми. Тези свободни електрони са основната характеристика на металната връзка. Той няма насищане и насоченост, тъй като валентните електрони са разпределени равномерно в кристала. Наличието на свободни електрони в металите обяснява някои от техните физически свойства: метален блясък, пластичност, ковкост, топлопроводимост и непрозрачност.
Вид ковалентна връзка
Образува се между водороден атом и елемент с висока електроотрицателност. Има вътрешно- и междумолекулни водородни връзки. Този вид ковалентна връзка е най-крехката, тя се появява поради действието на електростатични сили. Водородният атом има малък радиус и когато този електрон се измести или отдаде, водородът се превръща в положителен йон, който действа върху атома с голяма електроотрицателност.
Сред характерните свойства на ковалентната връзка са: наситеност, насоченост, поляризуемост, полярност. Всеки от тези показатели има определена стойност за образуваното съединение. Например, насочеността се определя от геометричната форма на молекулата.
И двуелектронна трицентрова връзка.
Като се вземе предвид статистическата интерпретация на вълновата функция на М. Борн, плътността на вероятността за намиране на свързващи електрони е концентрирана в пространството между ядрата на молекулата (фиг. 1). В теорията на отблъскването на електронните двойки се разглеждат геометричните размери на тези двойки. И така, за елементите на всеки период има определен среден радиус на електронната двойка (Å):
0,6 за елементи до неон; 0,75 за елементи до аргон; 0,75 за елементи до криптон и 0,8 за елементи до ксенон.
Характерни свойства на ковалентна връзка
Характерните свойства на ковалентната връзка - насоченост, наситеност, полярност, поляризуемост - определят химичните и физичните свойства на съединенията.
- Посоката на връзката се дължи на молекулярната структура на веществото и геометричната форма на тяхната молекула.
Ъглите между две връзки се наричат ъгли на връзката.
- Насищане - способността на атомите да образуват ограничен брой ковалентни връзки. Броят на връзките, образувани от един атом, е ограничен от броя на външните му атомни орбитали.
- Полярността на връзката се дължи на неравномерното разпределение на електронната плътност поради разликите в електроотрицателността на атомите.
На тази основа ковалентните връзки се разделят на неполярни и полярни (неполярни - двуатомната молекула се състои от еднакви атоми (H 2, Cl 2, N 2) и електронните облаци на всеки атом са разпределени симетрично по отношение на тези атоми; полярна - двуатомната молекула се състои от атоми на различни химични елементи и общият електронен облак се измества към един от атомите, като по този начин образува асиметрия в разпределението на електрическия заряд в молекулата, генерирайки диполен момент на молекулата).
- Поляризацията на една връзка се изразява в изместването на електроните на връзката под въздействието на външно електрическо поле, включително това на друга реагираща частица. Поляризацията се определя от подвижността на електроните. Полярността и поляризуемостта на ковалентните връзки определят реактивността на молекулите по отношение на полярните реагенти.
Въпреки това, два пъти носителят на Нобелова награда Л. Полинг изтъква, че „в някои молекули има ковалентни връзки, дължащи се на един или три електрона, вместо на обща двойка“. Едноелектронна химична връзка е реализирана в молекулния водороден йон H 2 + .
Молекулният водороден йон H 2 + съдържа два протона и един електрон. Единственият електрон на молекулярната система компенсира електростатичното отблъскване на два протона и ги държи на разстояние 1,06 Å (дължината на химичната връзка H 2 +). Центърът на електронната плътност на електронния облак на молекулярната система е еднакво отдалечен от двата протона с радиуса на Бор α 0 =0,53 A и е центърът на симетрия на молекулния водороден йон H 2 + .
История на термина
Терминът "ковалентна връзка" е въведен за първи път от носителя на Нобелова награда Ървинг Лангмюър през 1919 г. Терминът се отнася до химическа връзка, дължаща се на споделеното притежание на електрони, за разлика от метална връзка, в която електроните са свободни, или от йонна връзка, при която един от атомите дарява електрон и се превръща в катион, а другият атом приема електрон и се превръща в анион.
Образование по комуникация
Ковалентна връзка се образува от двойка електрони, споделени между два атома, и тези електрони трябва да заемат две стабилни орбитали, по една от всеки атом.
A + B → A: B
В резултат на социализацията електроните образуват запълнено енергийно ниво. Връзката се образува, ако тяхната обща енергия на това ниво е по-малка от тази в първоначалното състояние (и разликата в енергията няма да бъде нищо повече от енергията на връзката).
Според теорията на молекулярните орбитали, припокриването на две атомни орбитали води в най-простия случай до образуването на две молекулярни орбитали (МО): задължителен МОи антисвързващ (разхлабващ) МО. Споделените електрони са разположени на МО с по-ниска енергия.
Образуване на връзка по време на рекомбинация на атоми
Механизмът на междуатомното взаимодействие обаче остава неизвестен дълго време. Едва през 1930 г. Ф. Лондон въвежда концепцията за дисперсионно привличане – взаимодействието между мигновени и индуцирани (индуцирани) диполи. Понастоящем силите на привличане, дължащи се на взаимодействието между флуктуиращите електрически диполи на атоми и молекули, се наричат "лондонски сили".
Енергията на такова взаимодействие е право пропорционална на квадрата на електронната поляризуемост α и обратно пропорционална на разстоянието между два атома или молекули на шеста степен.
Образуване на връзка по механизма донор-акцептор
В допълнение към хомогенния механизъм за образуване на ковалентна връзка, описан в предишния раздел, има хетерогенен механизъм - взаимодействието на противоположно заредени йони - протона H + и отрицателния водороден йон H -, наречен хидриден йон:
H + + H - → H 2
Когато йоните се приближат, двуелектронният облак (електронна двойка) на хидридния йон се привлича към протона и в крайна сметка става общ и за двете водородни ядра, тоест се превръща в свързваща електронна двойка. Частицата, която доставя електронна двойка, се нарича донор, а частицата, която приема тази електронна двойка, се нарича акцептор. Такъв механизъм за образуване на ковалентна връзка се нарича донор-акцептор.
H + + H 2 O → H 3 O +
Протонът атакува самотната електронна двойка на водната молекула и образува стабилен катион, който съществува във водни разтвори на киселини.
По същия начин, протон е прикрепен към амонячна молекула с образуването на сложен амониев катион:
NH3 + H + → NH4 +
По този начин (според донорно-акцепторния механизъм за образуване на ковалентна връзка) се получава голям клас ониеви съединения, който включва амониеви, оксониеви, фосфониеви, сулфониеви и други съединения.
Водородната молекула може да действа като донор на електронни двойки, което при контакт с протон води до образуването на молекулен водороден йон H 3 +:
H 2 + H + → H 3 +
Свързващата електронна двойка на молекулярния водороден йон H 3 + принадлежи едновременно на три протона.
Видове ковалентна връзка
Има три вида ковалентни химични връзки, които се различават по механизма на образуване:
1. Проста ковалентна връзка. За образуването му всеки от атомите осигурява един несдвоен електрон. Когато се образува проста ковалентна връзка, формалните заряди на атомите остават непроменени.
- Ако атомите, които образуват проста ковалентна връзка, са еднакви, тогава истинските заряди на атомите в молекулата също са еднакви, тъй като атомите, които образуват връзката, притежават еднакво споделена електронна двойка. Такава връзка се нарича неполярна ковалентна връзка. Простите вещества имат такава връзка, например: 2, 2, 2. Но не само неметали от същия тип могат да образуват ковалентна неполярна връзка. Неметалните елементи, чиято електроотрицателност е с еднаква стойност, също могат да образуват ковалентна неполярна връзка, например в молекулата PH 3, връзката е ковалентна неполярна, тъй като EO на водорода е равно на EO на фосфора.
- Ако атомите са различни, тогава степента на собственост на социализирана двойка електрони се определя от разликата в електроотрицателността на атомите. Атом с по-голяма електроотрицателност привлича по-силно двойка свързани електрони към себе си и истинският му заряд става отрицателен. Атом с по-малка електроотрицателност придобива съответно същия положителен заряд. Ако се образува съединение между два различни неметала, тогава такова съединение се нарича полярна ковалентна връзка.
В етиленовата молекула C 2 H 4 има двойна връзка CH 2 \u003d CH 2, нейната електронна формула е: H: C:: C: H. Ядрата на всички етиленови атоми са разположени в една и съща равнина. Три електронни облака от всеки въглероден атом образуват три ковалентни връзки с други атоми в същата равнина (с ъгли между тях от около 120°). Облакът от четвъртия валентен електрон на въглеродния атом е разположен над и под равнината на молекулата. Такива електронни облаци от двата въглеродни атома, частично припокриващи се над и под равнината на молекулата, образуват втора връзка между въглеродните атоми. Първата, по-силна ковалентна връзка между въглеродните атоми се нарича σ-връзка; втората, по-слаба ковалентна връзка се нарича π (\displaystyle \pi)-комуникация.
Определение
Ковалентната връзка е химическа връзка, образувана поради социализацията на атомите на техните валентни електрони. Задължително условие за образуването на ковалентна връзка е припокриването на атомни орбитали (АО), върху които са разположени валентни електрони. В най-простия случай припокриването на две AO води до образуването на две молекулярни орбитали (МО): свързващ MO и антисвързващ (разхлабващ) MO. Споделените електрони са разположени на МО с по-ниска енергия:
Образование по комуникация
Ковалентна връзка (атомна връзка, хомеополярна връзка) - връзка между два атома, дължаща се на социализация (споделяне на електрони) на два електрона - по един от всеки атом:
A. + B. -> A: B
Поради тази причина хомеополярната връзка има насочен характер. Двойка електрони, създаващи връзка, принадлежи едновременно към двата свързващи атома, например:
| .. | .. | .. | |||||||||
| : | кл | : | кл | : | Х | : | О | : | Х | ||
| .. | .. | .. |
Видове ковалентна връзка
Има три вида ковалентни химични връзки, които се различават по механизма на тяхното образуване:
1. Проста ковалентна връзка. За образуването му всеки от атомите осигурява един несдвоен електрон. Когато се образува проста ковалентна връзка, формалните заряди на атомите остават непроменени. Ако атомите, образуващи проста ковалентна връзка, са еднакви, тогава истинските заряди на атомите в молекулата също са еднакви, тъй като атомите, образуващи връзката, притежават еднакво социализирана електронна двойка, такава връзка се нарича неполярна ковалентна връзка. Ако атомите са различни, тогава степента на притежаване на социализирана двойка електрони се определя от разликата в електроотрицателността на атомите, атом с по-голяма електроотрицателност има двойка свързани електрони в по-голяма степен и следователно е истинската му зарядът има отрицателен знак, атом с по-ниска електроотрицателност придобива съответно същия заряд, но с положителен знак.
Сигма (σ)-, pi (π)-връзки - приблизително описание на видовете ковалентни връзки в молекулите на органичните съединения, σ-връзката се характеризира с факта, че плътността на електронния облак е максимална по протежение на оста, свързваща ядрата на атомите. Когато се образува π-връзка, се получава така нареченото странично припокриване на електронни облаци, като плътността на електронния облак е максимална „над“ и „под“ равнината на σ-връзката. Например, вземете етилен, ацетилен и бензол.
В етиленовата молекула C 2 H 4 има двойна връзка CH 2 \u003d CH 2, нейната електронна формула е: H: C:: C: H. Ядрата на всички етиленови атоми са разположени в една и съща равнина. Три електронни облака от всеки въглероден атом образуват три ковалентни връзки с други атоми в същата равнина (с ъгли между тях от около 120°). Облакът от четвъртия валентен електрон на въглеродния атом е разположен над и под равнината на молекулата. Такива електронни облаци от двата въглеродни атома, частично припокриващи се над и под равнината на молекулата, образуват втора връзка между въглеродните атоми. Първата, по-силна ковалентна връзка между въглеродните атоми се нарича σ-връзка; втората, по-малко силна ковалентна връзка се нарича π-връзка.
В линейна ацетиленова молекула
H-S≡S-N (N: S::: S: N)
има σ-връзки между въглеродни и водородни атоми, една σ-връзка между два въглеродни атома и две π-връзки между същите въглеродни атоми. Две π-връзки са разположени над сферата на действие на σ-връзката в две взаимно перпендикулярни равнини.
Всичките шест въглеродни атома на C 6 H 6 цикличната бензолова молекула лежат в една и съща равнина. σ-връзките действат между въглеродните атоми в равнината на пръстена; същите връзки съществуват за всеки въглероден атом с водородни атоми. Всеки въглероден атом изразходва три електрона, за да направи тези връзки. Облаци от четвърти валентни електрони на въглеродни атоми, имащи формата на осмици, са разположени перпендикулярно на равнината на молекулата на бензола. Всеки такъв облак се припокрива еднакво с електронните облаци на съседните въглеродни атоми. В молекулата на бензола се образуват не три отделни π-връзки, а една единствена π-електронна система от шест електрона, обща за всички въглеродни атоми. Връзките между въглеродните атоми в молекулата на бензола са абсолютно еднакви.
Ковалентна връзка се образува в резултат на социализирането на електрони (с образуването на общи електронни двойки), което се получава по време на припокриването на електронни облаци. Електронни облаци от два атома участват в образуването на ковалентна връзка. Има два основни типа ковалентни връзки:
- Ковалентна неполярна връзка се образува между неметални атоми на същия химичен елемент. Простите вещества имат такава връзка, например O 2; N2; C 12 .
- Между атомите на различни неметали се образува ковалентна полярна връзка.
Вижте също
литература
- "Химически енциклопедичен речник", М., "Съветска енциклопедия", 1983 г., стр.264.
| Органична химия |
|---|
| Списък на органичните съединения |
| Структурна химия | |
|---|---|
| Химическа връзка: | Ароматност | ковалентна връзка| Йонна връзка | Метална връзка | Водородна връзка | Връзка донор-акцептор | Тавтомеризъм |
| Структурен дисплей: | Функционална група | Структурна формула | Химическа формула | лиганд |
| Електронни свойства: | Електроотрицателност | Електронен афинитет | Йонизационна енергия | Дипол | Правило на октета |
| Стереохимия: | Асиметричен атом | Изомерия | Конфигурация | Хиралност | Потвърждение |
Фондация Уикимедия. 2010 г.
- Голяма политехническа енциклопедия
ХИМИЧНА ВРЪЗКА Механизмът, чрез който атомите се комбинират, за да образуват молекули. Има няколко вида такава връзка, основана или на привличането на противоположни заряди, или на образуването на стабилни конфигурации чрез обмен на електрони. ... ... Научно-технически енциклопедичен речник
химическа връзка- ХИМИЧНА ВРЪЗКА, взаимодействието на атомите, предизвикващо свързването им в молекули и кристали. Силите, действащи по време на образуването на химическа връзка, са предимно електрически по природа. Образуването на химическа връзка е придружено от пренареждане ... ... Илюстриран енциклопедичен речник
Взаимно привличане на атомите, което води до образуване на молекули и кристали. Прието е да се казва, че в молекула или в кристал между съседни атоми има гл. Валентността на атома (която е разгледана по-подробно по-долу) показва броя на връзките ... Голяма съветска енциклопедия
химическа връзка- взаимно привличане на атомите, водещо до образуване на молекули и кристали. Валентността на атома показва броя на връзките, образувани от даден атом със съседните. Терминът "химическа структура" е въведен от акад. А. М. Бутлеров през ... ... Енциклопедичен речник по металургия
Йонната връзка е силна химическа връзка, образувана между атоми с голяма разлика в електроотрицателността, при която обща електронна двойка е напълно прехвърлена към атом с по-голяма електроотрицателност. Пример е съединението CsF ... Wikipedia
Химическото свързване е явление на взаимодействието на атомите, дължащо се на припокриване на електронни облаци, свързващи частици, което е придружено от намаляване на общата енергия на системата. Терминът "химическа структура" е въведен за първи път от A. M. Butlerov през 1861 г. ... ... Wikipedia
При което един от атомите дарява електрон и става катион, а другият атом приема електрон и се превръща в анион.
Характерните свойства на ковалентната връзка - насоченост, наситеност, полярност, поляризуемост - определят химичните и физичните свойства на съединенията.
Посоката на връзката се дължи на молекулярната структура на веществото и геометричната форма на тяхната молекула. Ъглите между две връзки се наричат ъгли на връзката.
Насищане - способността на атомите да образуват ограничен брой ковалентни връзки. Броят на връзките, образувани от един атом, е ограничен от броя на външните му атомни орбитали.
Полярността на връзката се дължи на неравномерното разпределение на електронната плътност поради разликите в електроотрицателността на атомите. На тази основа ковалентните връзки се разделят на неполярни и полярни (неполярни - двуатомната молекула се състои от еднакви атоми (H 2, Cl 2, N 2) и електронните облаци на всеки атом са разпределени симетрично по отношение на тези атоми; полярна - двуатомна молекула се състои от атоми на различни химични елементи и общият електронен облак се измества към един от атомите, като по този начин образува асиметрия в разпределението на електрическия заряд в молекулата, генерирайки диполен момент на молекулата) .
Поляризацията на една връзка се изразява в изместването на електроните на връзката под въздействието на външно електрическо поле, включително това на друга реагираща частица. Поляризацията се определя от подвижността на електроните. Полярността и поляризуемостта на ковалентните връзки определят реактивността на молекулите по отношение на полярните реагенти.
Въпреки това, два пъти носителят на Нобелова награда Л. Полинг изтъква, че „в някои молекули има ковалентни връзки, дължащи се на един или три електрона, вместо на обща двойка“. Едноелектронна химическа връзка е реализирана в молекулярния йон водород H 2 +.
Молекулният водороден йон H 2 + съдържа два протона и един електрон. Единственият електрон на молекулярната система компенсира електростатичното отблъскване на два протона и ги държи на разстояние от 1,06 Å (дължината на химичната връзка H 2 +). Центърът на електронната плътност на електронния облак на молекулярната система е еднакво отдалечен от двата протона с радиус на Бор α 0 =0,53 A и е центърът на симетрия на молекулния водороден йон H 2 + .
Енциклопедичен YouTube
-
1 / 5
Ковалентна връзка се образува от двойка електрони, споделени между два атома, и тези електрони трябва да заемат две стабилни орбитали, по една от всеки атом.
A + B → A: B
В резултат на социализацията електроните образуват запълнено енергийно ниво. Връзката се образува, ако тяхната обща енергия на това ниво е по-малка от тази в първоначалното състояние (а разликата в енергията не е нищо повече от енергията на връзката).
Според теорията на молекулярните орбитали, припокриването на две атомни орбитали води в най-простия случай до образуването на две молекулярни орбитали (МО): задължителен МОи антисвързващ (разхлабващ) МО. Споделените електрони са разположени на МО с по-ниска енергия.
Образуване на връзка по време на рекомбинация на атоми
Механизмът на междуатомното взаимодействие обаче остава неизвестен дълго време. Едва през 1930 г. Ф. Лондон въвежда концепцията за дисперсионно привличане – взаимодействието между мигновени и индуцирани (индуцирани) диполи. Понастоящем силите на привличане, дължащи се на взаимодействието между флуктуиращите електрически диполи на атоми и молекули, се наричат "лондонски сили".
Енергията на такова взаимодействие е право пропорционална на квадрата на електронната поляризуемост α и обратно пропорционална на разстоянието между два атома или молекули на шеста степен.
Образуване на връзка по механизма донор-акцептор
В допълнение към хомогенния механизъм за образуване на ковалентна връзка, описан в предишния раздел, има хетерогенен механизъм - взаимодействието на противоположно заредени йони - протона H + и отрицателния водороден йон H -, наречен хидриден йон:
H + + H - → H 2
Когато йоните се приближат, двуелектронният облак (електронна двойка) на хидридния йон се привлича към протона и в крайна сметка става общ и за двете водородни ядра, тоест се превръща в свързваща електронна двойка. Частицата, която доставя електронна двойка, се нарича донор, а частицата, която приема тази електронна двойка, се нарича акцептор. Такъв механизъм за образуване на ковалентна връзка се нарича донор-акцептор.
H + + H 2 O → H 3 O +
Протонът атакува самотната електронна двойка на водната молекула и образува стабилен катион, който съществува във водни разтвори на киселини.
По същия начин, протон е прикрепен към амонячна молекула с образуването на сложен амониев катион:
NH3 + H + → NH4 +
По този начин (според донорно-акцепторния механизъм на образуване на ковалентна връзка) се получава голям клас ониеви съединения, който включва амониеви, оксониеви, фосфониеви, сулфониеви и други съединения.
Водородната молекула може да действа като донор на електронни двойки, което при контакт с протон води до образуването на молекулен водороден йон H 3 + :
H 2 + H + → H 3 +
Свързващата електронна двойка на молекулярния водороден йон H 3 + принадлежи едновременно на три протона.
Видове ковалентна връзка
Има три вида ковалентни химични връзки, които се различават по механизма на образуване:
1. Проста ковалентна връзка. За образуването му всеки от атомите осигурява един несдвоен електрон. Когато се образува проста ковалентна връзка, формалните заряди на атомите остават непроменени.
- Ако атомите, които образуват проста ковалентна връзка, са еднакви, тогава истинските заряди на атомите в молекулата също са еднакви, тъй като атомите, които образуват връзката, притежават еднакво споделена електронна двойка. Такава връзка се нарича неполярна ковалентна връзка. Простите вещества имат такава връзка, например: 2, 2, 2. Но не само неметали от същия тип могат да образуват ковалентна неполярна връзка. Неметалните елементи, чиято електроотрицателност е с еднаква стойност, също могат да образуват ковалентна неполярна връзка, например в молекулата PH 3, връзката е ковалентна неполярна, тъй като EO на водорода е равно на EO на фосфора.
- Ако атомите са различни, тогава степента на собственост на социализирана двойка електрони се определя от разликата в електроотрицателността на атомите. Атом с по-голяма електроотрицателност привлича по-силно двойка свързани електрони към себе си и истинският му заряд става отрицателен. Атом с по-малка електроотрицателност придобива съответно същия положителен заряд. Ако се образува съединение между два различни неметала, тогава такова съединение се нарича полярна ковалентна връзка.
В етиленовата молекула C 2 H 4 има двойна връзка CH 2 \u003d CH 2, нейната електронна формула: H: C:: C: H. Ядрата на всички етиленови атоми са разположени в една и съща равнина. Три електронни облака от всеки въглероден атом образуват три ковалентни връзки с други атоми в същата равнина (с ъгли между тях от около 120°). Облакът от четвъртия валентен електрон на въглеродния атом е разположен над и под равнината на молекулата. Такива електронни облаци от двата въглеродни атома, частично припокриващи се над и под равнината на молекулата, образуват втора връзка между въглеродните атоми. Първата, по-силна ковалентна връзка между въглеродните атоми се нарича σ-връзка; втората, по-слаба ковалентна връзка се нарича π (\displaystyle \pi)-комуникация.
В линейна ацетиленова молекула
H-S≡S-N (N: S::: S: N)
има σ-връзки между въглеродни и водородни атоми, една σ-връзка между два въглеродни атома и две π (\displaystyle \pi)връзки между едни и същи въглеродни атоми. две π (\displaystyle \pi)-връзките са разположени над сферата на действие на σ-връзката в две взаимно перпендикулярни равнини.
Всичките шест въглеродни атома на C 6 H 6 цикличната бензолова молекула лежат в една и съща равнина. σ-връзките действат между въглеродните атоми в равнината на пръстена; същите връзки съществуват за всеки въглероден атом с водородни атоми. Всеки въглероден атом изразходва три електрона, за да направи тези връзки. Облаци от четвърти валентни електрони на въглеродни атоми, имащи формата на осмици, са разположени перпендикулярно на равнината на молекулата на бензола. Всеки такъв облак се припокрива еднакво с електронните облаци на съседните въглеродни атоми. В молекулата на бензола не са три отделни π (\displaystyle \pi)-връзки, но единични π (\displaystyle \pi ) диелектрици или полупроводници. Типични примери за атомни кристали (атомите, в които са свързани помежду си чрез ковалентни (атомни) връзки) са
ковалентна връзкаобразуван от взаимодействието на неметали. Атомите на неметалите имат висока електроотрицателност и са склонни да запълват външния електронен слой за сметка на чужди електрони. Два такива атома могат да преминат в стабилно състояние, ако комбинират своите електрони .
Помислете за появата на ковалентна връзка в просто вещества.
1.Образуването на водородна молекула.
Всеки атом водород има един електрон. Необходим му е още един електрон, за да достигне стабилното състояние.
Когато два атома се приближат един до друг, електронните облаци се припокриват. Образува се споделена електронна двойка, която свързва водородните атоми в молекула.
В пространството между две ядра общите електрони са по-чести, отколкото на други места. Образува се зона с повишена електронна плътности отрицателен заряд. Към него се привличат положително заредени ядра и се образува молекула.
В този случай всеки атом получава завършено двуелектронно външно ниво и преминава в стабилно състояние.
Ковалентна връзка, дължаща се на образуването на една обща електронна двойка, се нарича единична.
Споделени електронни двойки (ковалентни връзки) се образуват поради несдвоени електрони, разположени на външните енергийни нива на взаимодействащите атоми.
Водородът има един несдвоен електрон. За останалите елементи техният брой е 8 - номер на групата.
неметали VIIА групите (халогени) имат един несдвоен електрон върху външния слой.
Неметали VIНОгрупи (кислород, сяра) има два такива електрона.
Неметали VИ групи (азот, фосфор) - три несдвоени електрона.
2.Образуването на флуорна молекула.
атом флуор Той има седем електрона във външното ниво. Шест от тях образуват двойки, а седмият е несдвоен.
Когато атомите се комбинират, се образува една обща електронна двойка, тоест възниква една ковалентна връзка. Всеки атом получава завършен външен слой от осем електрона. Връзката във флуорната молекула също е единична. Същите единични връзки съществуват в молекулите хлор, бром и йод .
Ако атомите имат няколко несдвоени електрона, тогава се образуват две или три общи двойки.
3.Образуването на кислородна молекула.
При атома кислородвъншното ниво има два несдвоени електрона.
Когато два атома взаимодействат кислород има две общи електронни двойки. Всеки атом запълва външното си ниво с до осем електрона. Връзката в кислородната молекула е двойна.
