Ковалентная связь

СОДЕРЖАНИЕ

 

СОДЕРЖАНИЕ 2

ВВЕДЕНИЕ 3

1 КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ 4

2 ОБРАЗОВАНИЕ СВЯЗИ 6

3 ВИДЫ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ 7

4 σ-СВЯЗЬ И π-СВЯЗЬ 10

ЗАКЛЮЧЕНИЕ 12

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК 13

 

 

ВВЕДЕНИЕ

Химическая связь —  явление взаимодействия атомов, обусловленное  перекрыванием электронных облаков  связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы.

При образовании ковалентной  химической связи важную роль в уменьшении полной энергии играет обменное взаимодействие.

Термин «химическое строение»  впервые ввёл А. М. Бутлеров в 1861 году. Также он заложил основы теории химического  строения. Главные положения этой теории следующие:

Атомы в молекулах соединены  друг с другом в определённой последовательности. Изменение этой последовательности приводит к образованию нового вещества с новыми свойствами.

Соединение атомов происходит в соответствии с их валентностью.

Свойства веществ зависят  не только от их состава, но и от «химического строения», то есть от порядка соединения атомов в молекулах и характера  их взаимного влияния. Наиболее сильно влияют друг на друга атомы, непосредственно  связанные между собой.

Типы связи:

• Одноэлектронная химическая связь;
• Металлическая связь;
• Ковалентная связь;
• Ионная связь;
• Ван-дер-ваальсова связь;
• Водородная связь;
• Двухэлектронная трёхцентровая химическая связь. 
  

1 КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ

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

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

Рисунок 1 - Ковалентная связь на примере молекулы метана: законченный внешний энергетический уровень у водорода (H) — 2 электрона, а у углерода (C) — 8 электронов.

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

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

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

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

Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер.

 

2 ОБРАЗОВАНИЕ СВЯЗИ

Простая ковалентная связь  образуется из двух неспаренных валентных  электронов, на один 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 ничем иным, как энергией связи).

Рисунок 2 - 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. Обобществленные  электроны располагаются на более  низкой по энергии связывающей МО.

 

3 ВИДЫ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ

Существуют три вида ковалентной  химической связи, отличающихся механизмом образования:

1. Простая ковалентная связь.

 Для ее образования  каждый из атомов предоставляет  по одному неспаренному электрону.  При образовании простой ковалентной  связи формальные заряды атомов  остаются неизменными.

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

2. Донорно-акцепторная связь. 

Донорно-акцепторный механизм (иначе координационный механизм) — способ образования ковалентной  химической связи между двумя  атомами или группой атомов, осуществляемый за счет неподеленной пары электронов атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора.

Термины «донорно-акцепторная  связь» или «координационная связь» некорректны, поскольку это не есть вид химической связи, а лишь теоретическая  модель, описывающая особенность  её образования. Свойства ковалентной  химической связи, образованной по донорно-акцепторному механизму, ничем не отличаются от свойств  связей, образованных по обменному  механизму (например, связи N—H в ионе аммония NH₄⁺ или связи O—H в ионе гидроксония Н₃O⁺).

Рисунок 2 - Образование аддукта аммиака и трифторида бора.

Донорами обычно выступают  атомы азота, кислорода, фосфора, серы и др., имеющие неподелённые электронные пары на валентных орбиталях малого размера. Роль акцептора могут выполнять ионизированный атом водорода H⁺, некоторые p-металлы (напр., алюминий при образовании иона AlH₄^-) и, в особенности, d-элементы, имеющие незаполненные энергетические ячейки в валентном электронном слое.

Именно с позиций донорно-акцепторного механизма описывается образование  локализованных ковалентных связей в молекулах и молекулярных ионах  комплексных (координационных) соединений: связь формируется за счёт неподелённой пары электронов лиганда и свободной орбитали атома-комплексообразователя. Донорно-акцепторный механизм также описывает образование промежуточных продуктов (интермедиатов) реакции, например, комплексов с переносом заряда.

Модель донорно-акцепторного механизма существует только в рамках представлений о валентности  как о локализации электронной  плотности при образовании ковалентных  связей (метод валентных схем). В  рамках метода молекулярных орбиталей необходимости в подобных представлениях нет.

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:

• 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).
• 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.

 

4 σ-СВЯЗЬ И π-СВЯЗЬ

Сигма (σ)-, пи (π)-связи —  приближенное описание видов ковалентных  связей в молекулах различных  соединений, σ-связь характеризуется  тем, что плотность электронного облака максимальна вдоль оси, соединяющей  ядра атомов. При образовании π-связи  осуществляется так называемое боковое  перекрывание электронных облаков, и плотность электронного облака максимальна «над» и «под»  плоскостью σ-связи. Для примера  возьмем этилен, ацетилен и бензол.

В молекуле этилена 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 четвертого валентного электрона атома углерода располагается над и под плоскостью молекулы. Такие электронные облака обоих атомов углерода, частично перекрываясь выше и ниже плоскости молекулы, образуют вторую связь между атомами углерода. Первую, более прочную ковалентную связь между атомами углерода называют σ-связью; вторую, менее прочную ковалентную связь называют -связью.

В линейной молекуле ацетилена

Н—С≡С—Н (Н : С ::: С : Н)

имеются σ-связи между  атомами углерода и водорода, одна σ-связь между двумя атомами  углерода и две π-связи между  этими же атомами углерода. Две  π-связи расположены над сферой действия σ-связи в двух взаимно  перпендикулярных плоскостях.

Все шесть атомов углерода циклической молекулы бензола 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 четвертых валентных электронов атомов углерода, имеющих форму восьмерок, расположены перпендикулярно к плоскости молекулы бензола. Каждое такое облако перекрывается одинаково с электронными облаками соседних атомов углерода. В молекуле бензола образуются не три отдельные π-связи, а единая π-электронная система из шести электронов, общая для всех атомов углерода. Связи между атомами углерода в молекуле бензола совершенно одинаковые.

 

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Простой ковалентной  связью соединены атомы в молекулах  простых газов (Н₂, Cl₂ и др.) и соединений (Н₂О, NH₃, CH₄, СО₂, HCl и др.). Соединения с донорно-акцепторной связью — катион аммония NH₄⁺, тетрафторборат анион BF₄⁻ и др. Соединения с семиполярной связью — закись азота N₂O, O−-PCl₃⁺.

Кристаллы с ковалентной  связью диэлектрики или полупроводники. Типичными примерами атомных  кристаллов (атомы в которых соединены  между собой ковалентными (атомными) связями могут служить алмаз, германий и кремний.

Единственным известным  человеку веществом с примером ковалентной  связи между металлом и углеродом  является цианокобаламин, известный как витамин B12.

 

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1. Бердетт Дж. «Химическая связь». М.: Бином. Лаборатория знаний, 2008;
2. Краснов К. С. «Молекулы и химическая связь». 2-ое изд. М: Высшая школа, 1984;
3. «Химический энциклопедический словарь», М., «Советская энциклопедия», 1983.