Ковалентний хімічний зв'язоквиникає між атомами з близькими чи рівними значеннями електронегативностей. Припустимо, що хлор і водень прагнуть відібрати електрони і прийняти структуру найближчого благородного газу, отже, жоден з них не віддасть електрон іншому. Яким же способом вони таки з'єднуються? Все просто - вони поділяться один з одним, утворюється спільна пара.

Тепер розглянемо риси ковалентного зв'язку.

На відміну від іонних сполук, молекули ковалентних сполук утримуються разом за рахунок «міжмолекулярних сил», які набагато слабші за хімічні зв'язки. У зв'язку з цим, ковалентного зв'язку характерна насичуваність- Освіта обмеженого числа зв'язків.

Відомо, що атомні орбіталі орієнтовані в просторі певним чином, тому при утворенні зв'язку перекриття електронних хмар відбувається в певному напрямку. Тобто. реалізується така властивість ковалентного зв'язку як спрямованість.

Якщо ковалентна зв'язок у молекулі утворена однаковими атомами чи атомами з рівною електронегативністю, такий зв'язок немає полярності, тобто електронна щільність розподіляється симетрично. Називається вона неполярним ковалентним зв'язком ( H 2 , Cl 2 , O 2 ). Зв'язки можуть бути як одинарними, і подвійними, потрійними.

Якщо електронегативності атомів розрізняються, то при їх поєднанні електронна щільність розподіляється між атомами нерівномірно і утворюється ковалентний полярний зв'язок(HCl, H 2 O, CO), кратність якої також може бути різною. При утворенні цього типу зв'язку, більш електронегативний атом набуває часткового негативного заряду, а атом з меншою електронегативністю – частковий позитивний заряд (δ- і δ+). Утворюється електричний диполь, у якому заряди, протилежні за знаком, розташовані певній відстані друг від друга. Як міру полярності зв'язку використовують дипольний момент:

Полярність з'єднання тим більше виражена, що більше дипольний момент. Молекули матимуть неполярний характер, якщо дипольний момент дорівнює нулю.

У зв'язку з перерахованими особливостями, можна зробити висновок, що ковалентні сполуки летючі, мають низькі температури плавлення і кипіння. Електричний струм не може проходити через ці з'єднання, отже вони погані провідники і хороші ізолятори. При підведенні тепла, багато з'єднань з ковалентним зв'язком, спалахують. Здебільшого це вуглеводні, і навіть оксиди, сульфіди, галогеніди неметалів і перехідних металів.

Категорії

Єдиної теорії хімічного зв'язку не існує, умовно хімічний зв'язок ділять на ковалентний (універсальний вид зв'язку), іонний (приватний випадок ковалентного зв'язку), металевий і водневий.

Ковалентний зв'язок

Утворення ковалентного зв'язку можливе за трьома механізмами: обмінним, донорно-акцепторним і дативним (Льюїса).

Згідно обмінному механізмуосвіта ковалентного зв'язку відбувається за рахунок усуспільнення загальних електронних пар. У цьому кожен атом прагне придбати оболонку інертного газу, тобто. отримати завершений зовнішній енергетичний рівень. Утворення хімічного зв'язку обмінного типу зображують з використанням формул Льюїса, в яких кожен валентний електрон атома зображують точками (рис. 1).

Рис. 1 Утворення ковалентного зв'язку в молекулі HCl за обмінним механізмом

З розвитком теорії будови атома та квантової механіки утворення ковалентного зв'язку уявляють як перекриття електронних орбіталей (рис. 2).

Рис. 2. Утворення ковалентного зв'язку за рахунок перекривання електронних хмар

Чим більше перекривання атомних орбіталей, тим міцніший зв'язок, менша довжина зв'язку і більша її енергія. Ковалентна зв'язок може утворюватися з допомогою перекриття різних орбіталей. Внаслідок перекривання s-s, s-p орбіталей, а також d-d, p-p, d-p орбіталів бічними лопатями відбувається утворення – зв'язку. Перпендикулярно до лінії, що зв'язує ядра 2-х атомів утворюється – зв'язок. Одна – і одна – зв'язок здатні утворювати кратний (подвійний) ковалентний зв'язок, характерний для органічних речовин класу алкенів, алкадієнів та ін.

Утворення ковалентного зв'язку з донорно-акцепторний механізмрозглянемо з прикладу катіона амонію:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Атом азоту має вільну неподілену пару електронів (електрони не беруть участь у освіті хімічних зв'язків усередині молекули), а катіон водню вільну орбіталь, тому є донором і акцептором електронів, відповідно.

Дативний механізм утворення ковалентного зв'язку розглянемо з прикладу молекули хлору.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Атом хлору має вільну неподілену пару електронів і вакантні орбіталі, отже, може виявляти властивості і донора і акцептора. Тому при утворенні молекули хлору один атом хлору виступає в ролі донора, а інший – акцептора.

Головними характеристиками ковалентного зв'язкує: насичуваність (насичені зв'язки утворюються тоді, коли атом приєднує до себе стільки електронів, скільки йому дозволяють його валентні можливості; ненасичені зв'язки утворюються, коли число приєднаних електронів менше від валентних можливостей атома); спрямованість (ця величина пов'язана з геометрією молекули та поняттям «валентного кута» — кута між зв'язками).

Іонний зв'язок

З'єднань з чистим іонним зв'язком немає, хоча під цим розуміють такий хімічно пов'язаний стан атомів, у якому стійке електронне оточення атома створюється за повного переходу загальної електронної щільності до атома більш негативного елемента. Іонний зв'язок можливий тільки між атомами електронегативних та електропозитивних елементів, що перебувають у стані різноіменно заряджених іонів – катіонів та аніонів.

ВИЗНАЧЕННЯ

Іономназивають електрично заряджені частинки, що утворюються шляхом відриву чи приєднання електрона до атома.

При передачі електрона атоми металів і неметалів прагнуть сформувати довкола свого ядра стійку конфігурацію електронної оболонки. Атом неметалу створює навколо свого ядра оболонку наступного інертного газу, а атом металу – попереднього інертного газу (рис. 3).

Рис. 3. Утворення іонного зв'язку з прикладу молекули хлориду натрію

Молекули, в яких у чистому вигляді існує іонний зв'язок, зустрічаються в пароподібному стані речовини. Іонний зв'язок дуже міцний, у зв'язку з цим речовини з цим зв'язком мають високу температуру плавлення. На відміну від ковалентної для іонного зв'язку не характерні спрямованість і насичуваність, оскільки електричне поле, яке створюється іонами, діє однаково на всі іони за рахунок сферичної симетрії.

Металевим зв'язком

Металевий зв'язок реалізується лише в металах – це взаємодія, що утримує атоми металів у єдиній решітці. У освіті зв'язку беруть участь лише валентні електрони атомів металу, що належать до всього його обсягу. У металах від атомів постійно відриваються електрони, що переміщуються по всій масі металу. Атоми металу, позбавлені електронів, перетворюються на позитивно заряджені іони, які прагнуть прийняти до себе електрони, що рухаються. Цей безперервний процес формує всередині металу так званий «електронний газ», що міцно пов'язує між собою всі атоми металу (рис. 4).

Металевий зв'язок міцний, тому для металів характерна висока температура плавлення, а наявність «електронного газу» надають металам ковкості та пластичності.

Водневий зв'язок

Водневий зв'язок – це специфічне міжмолекулярне взаємодія, т.к. її виникнення та міцність залежать від хімічної природи речовини. Вона утворюється між молекулами, в яких атом водню пов'язаний з атомом, що має високу електронегативність (O, N, S). Виникнення водневого зв'язку залежить від двох причин, по-перше, атом водню, пов'язаний з електронегативним атомом не має електронів і може легко впроваджуватися в електронні хмари інших атомів, а, по-друге, маючи валентну s-орбіталлю, атом водню здатний приймати неподілену пару електронів електронегативного атома та утворювати з ним зв'язок за донорно-акцепторним механізмом.

Розрізняють чотири основні види хімічного зв'язку:

1. Ковалентний зв'язокздійснюється загальними електронними парами.Вона утворюється в внаслідок перекривання електронних хмар (орбіталей) атомів неметалів.Чим більше перекривання електронних хмар, тим міцніший хімічний зв'язок. Ковалентний зв'язок буває полярним і неполярним. Ковалентна неполярназв'язоквиникає між атомами одного виду, у яких електронегативність однакова. (Електронегативність - це властивість атомів притягувати до себе електрони). Наприклад, утворення молекули водню можна показати схемою:

H . + . H = H ( : ) H H 2

або H . + . H = H - H

Аналогічно утворюються молекули O 2 , Cl 2 , N 2 , F 2 та ін.

Неполярний ковалентний зв'язок симетричний. Електронна хмара, утворена загальною (поділеною) електронною парою, однаково належить двом атомам.

Полярна ковалентназв'язоквиникає між атомами, електронегативність яких відрізняються, але незначно. У цьому випадку загальна електронна пара зсувається у бік більш електронегативного елемента, наприклад, при утворенні молекули хлороводню електронна хмара зв'язку зміщена до атома хлору. За рахунок цього зміщення атом хлору набуває часткового негативного заряду, а атом водню – часткового позитивного заряду, а молекула, що утворюється, є полярною.

H + Cl = H Cl H → Cl HCl

Аналогічно утворюються молекули HBr, HI, HF, H2O, CH4 і т.д.

Ковалентні зв'язкибувають одинарні(здійснюються однією загальною електронною парою), подвійні(здійсн. двома загальними електронними парами), потрійні(здійсн. трьома загальними електронними парами). Наприклад, в етані всі зв'язки одинарні, в етилені є подвійний зв'язок, а в ацетилені – потрійний зв'язок.

Етан: CH 3 -CH 3 Етилен: CH 2 = CH 2 Ацетилен: CH ≡ CH

2. Іонний зв'язоквиникає в сполуках, утворених атомами елементів, які сильно відрізняються за електронегативністю, тобто з різко протилежними властивостями (атоми металів та неметалів). Іони – це заряджені частинки, на які перетворюються атоми внаслідок віддачі чи приєднання електронів.

Іонний зв'язок утворюється за рахунок електростатичного тяжіння різноіменно заряджених іонів.Наприклад, атом натрію, віддаючи свій електрон, перетворюється на позитивно заряджений іон, а атом хлору, приймаючи цей електрон, перетворюється на негативно заряджений іон. За рахунок електростатичного тяжіння між іонами натрію та хлору виникає іонний зв'язок:

Na + Cl Na + + Cl - Na + Cl -

Молекули хлориду натрію існують лише у пароподібному стані. У твердому (кристалічному) стані іонні сполуки складаються із закономірно розташованих позитивних та негативних іонів. Молекули у разі відсутні.

Іонний зв'язок можна як крайній випадок ковалентного зв'язку.

3. Металевий зв'язокіснує в металах та сплавах. Вона здійснюється за рахунок тяжіння між іонами металу та узагальненими електронами (це валентні електрони, які залишили свої орбіталі та переміщуються по всьому шматку металу між іонами – «електронний газ»).

4. Водневий зв'язок- це своєрідний зв'язок, який виникає між атомом водню однієї молекули, що має частковий позитивний заряд, і електронегативним атомом іншої або тієї ж молекули. Водневий зв'язок може бути міжмолекулярним та внутрішньомолекулярним. HF ... HF ... HF. Позначається точками. Слабкіший за ковалентну.

Ця стаття розповідає про те, що таке ковалентний неполярний зв'язок. Описуються її властивості, типи атомів, що її утворюють. Показано місце ковалентного зв'язку серед інших видів з'єднань атомів.

Фізика чи хімія?

Є в суспільстві такий феномен: одна частина однорідної групи вважає іншу менш тямущою, незграбнішою. Наприклад, англійці сміються з ірландців, музиканти, які грають на струнних, - з віолончелістів, жителі Росії - з представників чукотського етносу. На жаль, наука не виняток: фізики вважають хіміків другорядними вченими. Проте роблять вони це даремно: відокремити, де фізика, а де хімія часом дуже непросто. Таким прикладом можуть служити способи з'єднання атомів у речовині (наприклад, ковалентний неполярний зв'язок): будова атома - однозначно фізика, отримання із заліза та сірки сульфіду заліза з властивостями, відмінними і від Fe, і від S - точно хімія, а ось як з двох різних атомів виходить однорідне з'єднання - ні те, ні інше. Це щось посередині, але традиційно науку про зв'язки вивчають як розділ хімії.

Електронні рівні

Кількість та розташування електронів в атомі визначають чотири квантові числа: головне, орбітальне, магнітне та спинове. Так, згідно з поєднанням усіх цих чисел, на першій орбіталі існують тільки два s-електрони, на другій - два s-електрони і шість p-електронів і так далі. Зі зростанням заряду ядра збільшується і кількість електронів, заповнюючи дедалі нові рівні. Хімічні властивості речовини визначаються тим, скільки та яких електронів перебуває у оболонці їх атомів. Ковалентний зв'язок, полярний та неполярний, утворюється, якщо на зовнішніх орбіталях двох атомів знаходяться по одному вільному електрону.

Освіта ковалентного зв'язку

Спочатку треба зазначити, що говорити «орбіта» і «становище» щодо електронів в електронній оболонці атомів некоректно. Відповідно до принципу Гейзенберга, визначити точне місцезнаходження елементарної частки неможливо. У даному випадку коректніше було б говорити про електронну хмару, як би «розмазану» навколо ядра на конкретній відстані. Отже, якщо два атоми (іноді однакові, іноді різні хімічні елементи) мають по одному вільному електрону, вони можуть об'єднувати їх на загальну орбіталь. Таким чином, обидва електрони належать двом атомам відразу. Цим шляхом утворюється, наприклад, ковалентний неполярний зв'язок.

Властивості ковалентних зв'язків

Властивостей у ковалентного зв'язку чотири: спрямованість, насичуваність, полярність, поляризованість. Залежно від їх якості будуть змінюватися хімічні властивості речовини, що виходить: насичуваність показує, скільки зв'язків здатний створити цей атом, спрямованість показує кут між зв'язками, поляризуемість задається зміщенням щільності у бік одного з учасників зв'язку. Полярність пов'язана з таким поняттям, як електронегативність, і вказує на те, чим ковалентна неполярна зв'язок відрізняється від полярної. Загалом електронегативність атома - це здатність притягувати (або відштовхувати) електрони сусідів у стійких молекулах. Наприклад, найбільш електронегативними хімічними елементами можна назвати кисень, азот, фтор, хлор. Якщо електронегативність двох різних атомів збігається, з'являється неполярний ковалентний зв'язок. Найчастіше це відбувається, якщо в молекулу з'єднуються два атоми однієї хімічної речовини, наприклад, H 2 , N 2 , Cl 2 . Але це не обов'язково так: у молекулах PH 3 ковалентний зв'язок теж неполярний.

Вода, кристал, плазма

У природі існує кілька видів зв'язків: водневий, металевий, ковалентний (полярний, неполярний), іонний. Зв'язок задається будовою незаповненої електронної оболонки та визначає як структуру, так і властивості речовини. Як випливає з назви, металевий зв'язок притаманний лише кристалам певних хімічних речовин. Саме тип зв'язку атомів металів між собою задає їхню здатність проводити електричний струм. Практично сучасна цивілізація побудована цьому властивості. Вода, найважливіша речовина для людини, є результатом з'єднання ковалентним зв'язком одного атома кисню та двох водню. Кут між цими двома сполуками і задає унікальні властивості води. Багато речовин, крім води, мають корисні властивості тільки тому, що їх атоми з'єднує ковалентний зв'язок (полярний і неполярний). Іонний зв'язок найчастіше існує у кристалах. Найбільш показовими є корисні властивості лазерів. Нині вони бувають різними: із робочим тілом у вигляді газу, рідини, навіть органічного барвника. Але оптимальним співвідношенням потужності, розміру і вартості має все ж таки твердотільний лазер. Однак ковалентний неполярний хімічний зв'язок, як і інші види взаємодії атомів у молекулах, властивий речовин у трьох агрегатних станах: твердому, рідкому, газоподібному. Для четвертого агрегатного стану речовини, плазми говорити про зв'язок безглуздо. Фактично це сильно іонізований розігрітий газ. Однак у стані плазми можуть бути молекули твердих за нормальних умов речовин - металів, галогенів тощо. Примітно, що цей агрегатний стан речовини займає найбільший обсяг Всесвіту: зірки, туманності, навіть міжзоряне простір є змішання різних видів плазми. Найдрібніші частинки, які здатні пробити сонячні батареї супутників зв'язку та вивести з ладу систему GPS, є низькотемпературною пиловою плазмою. Таким чином, звичний для людей світ, в якому важливо знати тип хімічного зв'язку речовин, є дуже маленькою частиною Всесвіту, що нас оточує.

Рис. 2.1.Утворення молекул з атомів супроводжується перерозподілом електронів валентних орбіталейі призводить до виграшу в енергії,оскільки енергія молекул виявляється менше енергії невзаємодіючих атомів. На малюнку представлена ​​схема утворення неполярного ковалентного хімічного зв'язку між атомами водню.

§2 Хімічний зв'язок

У звичайних умовах молекулярний стан стійкіший, ніж атомний (Рис.2.1). Утворення молекул з атомів супроводжується перерозподілом електронів валентних орбіталей і призводить до виграшу в енергії, тому що енергія молекул виявляється меншою за енергію невзаємодіючих атомів.(Додаток 3). Сили, що утримують атоми в молекулах, отримали узагальнену назву хімічного зв'язку.

Хімічний зв'язок між атомами здійснюється валентними електронами та має електричну природу. . При цьому розрізняють чотири основні типи хімічного зв'язку: ковалентну,іонну,металевуі водневу.

1 Ковалентний зв'язок

Хімічний зв'язок, що здійснюється електронними парами, називається атомним, або ковалентним . З'єднання з ковалентними зв'язками називаються атомними, або ковалентними .

При виникненні ковалентного зв'язку відбувається перекриття електронних хмар взаємодіючих атомів, що супроводжується виділенням енергії (рис.2.1). При цьому між позитивно зарядженими атомними ядрами виникає хмара з підвищеною густиною негативного заряду. Завдяки дії кулонівських сил тяжіння між різноіменними зарядами збільшення щільності негативного заряду сприяє зближенню ядер.

Ковалентний зв'язок утворюється за рахунок непарних електронів зовнішніх оболонок атомів . При цьому електрони із протилежними спинами утворюють електронну пару(Рис.2.2), загальну для взаємодіючих атомів. Якщо між атомами виник один ковалентний зв'язок (одна загальна електронна пара), то він називається одинарним, дво- подвійним і т.д.

Мірою міцності хімічного зв'язку є енергія Eсв, що витрачається на руйнування зв'язку (виграш енергії при утворенні сполуки з окремих атомів). Зазвичай цю енергію вимірюють у розрахунку 1 моль речовиниі виражають у кілоджоулях на моль (кДж∙моль –1). Енергія одинарного ковалентного зв'язку лежить у межах 200–2000 кДжмоль –1.

Рис. 2.2.Ковалентний зв'язок – найбільш загальний вид хімічного зв'язку, що виникає за рахунок усуспільнення електронної пари за допомогою обмінного механізму (а)коли кожен із взаємодіючих атомів постачає по одному електрону, або за допомогою донорно-акцепторного механізму (б)коли електронна пара передається в загальне користування одним атомом (донором) іншому атому (акцептору).

Ковалентний зв'язок має властивості насичуваності та спрямованості . Під насичуваністю ковалентного зв'язку розуміється здатність атомів утворювати із сусідами обмежену кількість зв'язків, що визначається числом їх неспарених валентних електронів. Спрямованість ковалентного зв'язку відображає той факт, що сили, що утримують атоми одна біля одної, спрямовані вздовж прямої, що з'єднує атомні ядра. Крім того, ковалентний зв'язок може бути полярним або неполярним .

В разі неполярнийковалентного зв'язку електронна хмара, утворена загальною парою електронів, розподіляється у просторі симетрично щодо ядер обох атомів. Неполярний ковалентний зв'язок утворюється між атомами простих речовин, наприклад, між однаковими атомами газів, що утворюють двоатомні молекули (О2, Н2, N2, Cl2 і т.д.).

В разі полярнийковалентного зв'язку електронна хмара зв'язку зміщена до одного з атомів. Утворення полярного ковалентного зв'язку між атомами притаманно складних речовин. Прикладом можуть бути молекули летких неорганічних сполук: HCl, H 2 O, NH 3 та інших.

Ступінь усунення загальної електронної хмари до одного з атомів при утворенні ковалентного зв'язку (ступінь полярності зв'язку ) визначається, головним чином, зарядом атомних ядер та радіусом взаємодіючих атомів .

Чим більший заряд атомного ядра, тим більше воно притягує до себе хмару електронів. У той самий час що більше радіус атома, то слабкіші зовнішні електрони утримуються поблизу атомного ядра. Сукупна дія двох цих факторів і виявляється у різній здатності різних атомів «відтягувати» до себе хмару ковалентного зв'язку.

Здатність атома в молекулі притягувати до себе електрони отримала назву електронегативності . Таким чином, електронегативність характеризує здатність атома до поляризації ковалентного зв'язку: чим більше електронегативність атома, тим сильніше зміщена до нього електронна хмара ковалентного зв'язку .

Для кількісної оцінки електронегативності запропоновано низку методів. При цьому найяскравіший фізичний зміст має метод, запропонований американським хіміком Робертом С. Маллікеном, який визначив електронегативність  атома як напівсуму його енергії E eспорідненості до електрона та енергії E iіонізації атома:

. (2.1)

Енергією іонізаціїатома називається та енергія, яку треба витратити, щоб відірвати від нього електрон і видалити його на нескінченну відстань. Енергію іонізації визначають за допомогою фотоіонізації атомів або бомбардування атомів електронами, прискореними в електричному полі. Те найменше значення енергії фотонів чи електронів, що стає достатнім для іонізації атомів, і називають їх енергією іонізації E i. Зазвичай ця енергія виявляється у электрон-вольтах (эВ): 1 эВ = 1,610 –19 Дж.

Найохочіше віддають зовнішні електрони атоми металів, Що містять на зовнішній оболонці невелике число непарних електронів (1, 2 або 3). Ці атоми мають найменшу енергію іонізації. Таким чином, величина енергії іонізації може бути мірою більшої або меншої «металлічності» елемента: чим менша енергія іонізації, тим сильніше повинні бути виражені металевівластивостіелемент.

В одній і тій же підгрупі періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва зі збільшенням порядкового номера елемента його енергія іонізації зменшується (табл. із ядром. p align="justify"> У елементів одного періоду енергія іонізації зростає зі збільшенням порядкового номера. Це з зменшенням атомного радіусу і збільшенням заряду ядра.

Енергія E e, яка виділяється при приєднанні електрона до вільного атома, називається спорідненістю до електрона(Виражається також в еВ). Виділення (а не поглинання) енергії при приєднанні зарядженого електрона до деяких нейтральних атомів пояснюється тим, що найбільш стійкими у природі є атоми із заповненими зовнішніми оболонками. Тому тим атомам, у яких ці оболонки "трохи не заповнені" (тобто до заповнення не вистачає 1, 2 або 3 електронів), енергетично вигідно приєднувати до себе електрони, перетворюючись на негативно заряджені іони 1 . До таких атомів належать, наприклад, атоми галогенів (табл.2.1) – елементів сьомої групи (головної підгрупи) періодичної системи Д.І.Менделєєва. Спорідненість до електрону атомів металу, зазвичай, дорівнює нулю чи негативно, тобто. їм енергетично невигідне приєднання додаткових електронів, потрібна додаткова енергія, щоб утримати їх усередині атомів. Спорідненість до електрона атомів неметалів завжди позитивна і тим більше, чим ближче до благородного (інертного) газу розташований неметал у періодичній системі. Це свідчить про посилення неметалічних властивостейу міру наближення до кінця періоду.

З усього сказаного ясно, що електронегативність (2.1) атомів зростає у напрямі ліворуч направо для елементів кожного періоду і зменшується у напрямку зверху вниз для елементів однієї й тієї ж групи періодичної системи Менделєєва. Неважко, однак, зрозуміти, що для характеристики ступеня полярності ковалентного зв'язку між атомами важливим не є абсолютне значення електронегативності, а відношення електронегативностей атомів, що утворюють зв'язок. Тому на практиці користуються відносними значеннями електронегативності(табл.2.1),приймаючи за одиницю електронегативності літію.

Для характеристики полярності ковалентного хімічного зв'язку використовують різницю відносних електронегативностей атомів.. Зазвичай зв'язок між атомами А і вважається суто ковалентной, якщо |  A – B| 0.5.