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

Кратные связи

У атомов азота (элемента VA-группы) до завершения внешнего энергетического уровня не хватает трех электронов:

Поэтому при образовании молекулы N₂ атомы азота обобщают уже не одну, а три пары электронов:

Схема образования молекулы азота:

а графическая формула молекулы:

Одна из ковалентных связей, образовавшаяся в результате перекрывания р-электронных облаков вдоль линии связи, представляет собой р-электронов. Такое перекрывание происходит уже не вдоль линии, соединяющей центры атомов, а по обе стороны от нее. Образуется не одна, а две области перекрывания (рис. 19).Такая ковалентная связь получила название -связи.► -Связь — это ковалентная связь, возникающая при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.Облака s-электронов не могут образовывать -связи. В образовании -связей могут участвовать только p— и d-облака. Возникновение -связей происходит между двумя атомами только тогда, когда они уже связаны -связью.

Если ковалентная связь между двумя атомами образуется двумя общими электронными парами, то такая ковалентная связь называется двойной связью, и она обозначается двумя черточками. Например, в молекуле этена С2Н4 атомы углерода соединены между собой двойной связью:

одна из которых — -связь.Если в молекуле имеется тройная связь, как, например, в молекуле азота N₂, то одна из них — -связи, расположенные во взаимно перпендикулярных плоскостях (рис. 20).

Природа и типы химической связи

При обычных условиях химические элементы существуют в форме различных атомных частиц в составе простых и сложных веществ. Из них только простые вещества благородных газов (элементов VIIIA-группы) являются одноатомными молекулами, а остальные представляют собой самые разнообразные соединения.

Химическая связь — это взаимодействие, которое связывает отдельные атомы в более сложные системы (молекулы, радикалы, кристаллы и т. д.).

Причиной образования химической связи является стремление атомов путем взаимодействия с другими атомами достичь более устойчивого состояния, т. е. состояния с минимально возможным запасом энергии. Следовательно, основным условием образования химической связи является понижение полной энергии Е многоатомной системы по сравнению с суммарной энергией изолированных атомов, т. е.

в случае образования вещества АВ из атомов А и В.

Таким образом, образование химической связи всегда сопровождается выделением энергии.

Природа сил химической связи — электростатическая, т. е. обусловлена различными видами взаимодействий положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов (рис. 15).

Главную роль при образовании химической связи между атомами играют их валентные электроны, т. е. те электроны, которые обычно находятся на внешнем энергетическом уровне и наименее прочно связаны с ядром атома. У атома на внешнем энергетическом уровне может содержаться от одного до восьми электронов.

Завершенными, а поэтому и самыми устойчивыми, являются внешние электронные оболочки атомов благородных газов: у гелия там находится два электрона (1s2) и у остальных — по восемь электронов (ns2np6, где n — номер периода).

У атомов остальных элементов внешние энергетические уровни являются незавершенными, и поэтому в процессе химического взаимодействия атомы стремятся их завершить, т. е. приобрести электронное строение атома ближайшего благородного газа. Это соответствует нахождению двух электронов на внешнем уровне у атомов водорода, который расположен в одном периоде с гелием, и восьми электронов (октет) — у всех остальных атомов.

Достичь такого электронного состояния атомы могут только за счет обобществления электронов, т. е. их совместного использования атомами, соединяющимися между собой. При этом образуются общие электронные пары, которые связывают атомы друг с другом — между ними возникает химическая связь.

В зависимости от способа обобществления электронов различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую.

Ковалентная связь:

Ковалентная связь возникает обычно между двумя атомами неметаллов с одинаковыми или близкими значениями электроотрицательности. Рассмотрим образование ковалентной связи на примере простейшей молекулы — молекулы водорода Н2. У атома водорода всего один электрон, находящийся на внешнем (первом) энергетическом уровне, до завершения которого не хватает одного электрона.

При сближении двух атомов водорода за счет сил притяжения, действующих между их ядрами и электронами, происходит частичное перекрывание электронных облаков неспаренных электронов с антипараллельным спином (это одно из условий образования общей электронной пары!).

В зоне их перекрывания плотность двухэлектронного облака увеличивается. Ядра атомов стягиваются к этой области повышенного отрицательного заряда до тех пор, пока не наступит равновесие между силами межъядерного отталкивания и силами притяжения. Расстояние между ядрами атомов уменьшается, энергия системы, состоящей из двух атомов водорода, также понижается. Область повышенной электронной плотности связывает два атома водорода в молекулу Н2 (рис. 16).

Образование химической связи между атомами водорода в молекуле можно показать различными способами. Например, с помощью электронных формул, в которых Указывают символы элементов и валентные электроны в виде точек:

В графических (или структурных) формулах пару электронов обозначают с помощью черточки:  

В случае молекулы водорода эта единственная черточка символизирует ковалентную связь.

Химическая связь, возникающая в результате обобществления электронов с образованием общих электронных пар между атомами, называется ковалентной связью.

Образование ковалентной связи можно показать и с помощью электронно-графических схем, на которых обычно указываются только орбитали внешнего энергетического уровня:

Волнистая линия между двумя орбиталями 1s указывает на то, что каждый электрон как бы одновременно находится как на одной, так и на другой орбитали. В данном случае ковалентная связь образована в результате перекрывания двух s-opбиталей (или s-облаков) (рис. 17).

Подобным образом образуется ковалентная связь и между двумя атомами фтора в молекуле F₂. Атом фтора имеет 7 электронов на внешнем электронном слое, один из них — неспаренный электрон. При сближении двух атомов фтора происходит перекрывание электронных облаков их неспаренных электронов, образуется общая электронная пара и внешний энергетический уровень каждого атома фтора завершается до октета (8 электронов):

Схема образования молекулы фтора с помощью электронных формул:

а графическая формула молекулы:

В данном случае образование ковалентной связи произошло за счет перекрывания р-электронных облаков (рис. 18).

Одинарная связь:

И в молекуле водорода, и в молекуле фтора атомы связаны электронной парой, образующей одну химическую связь, называемую одинарной. В обоих случаях перекрывание электронных облаков (как s-, так и р-) происходит вдоль линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов. Эту условную прямую называют линией (или осью) связи.

Ковалентная связь, образованная за счет перекрывания атомных орбиталей вдоль линии связи, называется -связью (сигма-связью).

Пару электронов, образующих ковалентную связь, называют связывающей в отличие от электронных пар, которые не участвуют в образовании связей и, следовательно, являются несвязывающими. Такие пары часто также называют неподеленными, поскольку они принадлежат только одному атому.

У атомов водорода в молекуле Н2 нет несвязывающих пар, а в молекулах F2, С12, Вr2 или I2 у каждого из атомов галогенов их по три:

• Причиной образования химической связи является стремление атомов к достижению более устойчивого состояния, что приводит к выделению энергии при образовании связей.
• Природа сил химической связи — электростатическая, т. е. определяется различными видами взаимодействий электронов и ядер в системе связанных атомов.
• Различают три основных типа химической связи — ковалентную, ионную и металлическую.
• Ковалентная связь — это химическая связь, возникающая в результате образования общих электронных пар между двумя атомами.

Пространственное строение молекул

Пространственное строение молекул или молекулярных ионов зависит от типа гибридизации и взаимного расположения в пространстве гибридизованных орбиталей центральных атомов.

В реальных молекулярных структурах углы между связями часто отличаются от углов, соответствующих типу гибридизации.

В чем причина таких отклонений?

Прежде чем ответить на этот вопрос, выделим несколько положений, на которых основываются подходы к рассмотрению геометрии молекул.

Линия связи (или ось связи) — это прежде всего область перекрывания электронных облаков при образовании геометрическая конфигурация молекул определяется в основном пространственной направленностью связей.Устойчивому состоянию молекулы соответствует такое пространственное расположение электронных облаков валентного слоя, при котором их взаимное отталкивание минимально. Поэтому такие электронные пары стремятся максимально оттолкнуться друг от друга, располагаясь в пространстве под возможно большим углом.

Основными причинами отклонений углов связей от углов, соответствующих типу гибридизации, являются следующие.

1. Не все гибридные орбитали участвуют в образовании связей, часть из них — несвязывающие. Электронные пары, находящиеся на этих орбиталях, также называются несвязывающими (или неподеленными). Например, у атома азота в молекуле NH3 одна пара электронов — несвязывающая, а в молекуле Н20 у атома кислорода две пары электронов являются несвязывающими:

Связывающая электронная пара локализована между двумя атомами и поэтому занимает меньше пространства, чем электронное облако несвязывающей пары. Вследствие этого отталкивающее действие несвязывающей пары проявляется в большей мере, чем связывающей.

В молекулах воды и аммиака у атомов (N и О) один и тот же тип гибридизации атомных орбиталей sp3. Однако вследствие наличия одной (у азота) и двух (у кислорода) несвязывающих пар идеальный угол для этого типа гибридизации, равный 109°28′ уменьшается соответственно до 107° (угол Н — N — Н) и 104,5° (угол Н —О—Н) (рис.37, 38).

координационным числом. В соединениях с ковалентным типом связей координационное число атома равно числу 2. Наличие

Предполагается, что электронные пары кратной связи занимают ту же область пространства, что и электронная пара простой связи. Суммарное электронное облако кратной связи (двойной или тройной) занимает больший объем пространства, чем одинарной, и поэтому обладает большим отталкивающим действием.

Например, в молекуле COF2, имеющей плоскостное строение (sp2-гибридизация атома углерода), углы связи F—С—О больше угла связи F—С—F, так как связь С = 0 является двойной и обладает большим отталкивающим действием, чем одинарная связь С—F (рис. 39).

В молекуле углекислого газа С02, графическая формула которого

две ковалентные связи одинарные, т. е. являются ₂ определяется только двумя

Пространственное строение молекул и гибридизация

Определите соответствие.

Какое значение имеют гибридные орбитали в процессе гибридизации? Какие формы гибридизации вы знаете?

Пространственное строение молекулы зависит от формы и направления электронных орбиталей её атомов. Процесс образования новых орбиталей с одинаковыми энергией и формой из комбинации различных орбиталей (s- и р-) называется гибридизацией. Образовавшиеся новые орбитали называются гибридными орбиталями.

1. Гибридизация орбиталей атомов происходит во время химических реакций.
2. При образовании связи от гибридизированных орбиталей выделяется ещё больше энергии и связь становится более прочной.
3. Число образованных гибридных орбиталей равно числу орбиталей, участвующих в гибридизации.

Для s- и р-орбиталей возможны три типа гибридизации.

sp- гибридизация:

При участии одной s- и одной р-орбитали образуются 2 sp- гибридные орбитали, расположенные под углом 180°. Подобная гибридизация характерна для некоторых элементов II группы: ZnCl2, BeCl2, Mgl2 и др. Электронное строение внешнего электронного слоя бериллия имеет вид 2s22p°.

Образовавшиеся две sp-гибридные орбитали, оттолкнувшись друг от друга, располагаются под углом 180°, т.е. вдоль прямой линии, двигаясь в противоположных направлениях. В результате перекрывания двух sp- гибридных электронных облаков атома Be р-электроными облаками атомов Cl образуется BeCl2 линейного строения.

BeF2, BeCl2, BeBr2, Bel2, СО2 это вещества линейного строения, образованные за счет перекрывания sp- гибридных орбиталей.

sp2- гибридизация:

При участии одной s- и двух р- орбиталей образуются три sp2- гибридные орбитали одинаковой формы, расположенные на одной плоскости под углом 120°. Подобный тип гибридизации характерен для некоторых элементов III группы.

Электронное строение внешнего энергетического уровня атома бора следующее: 2s22p1. При возбуждении атома бора один из электронов переходит с S- орбитали на р- орбиталь и в итоге образуются три одинаковые sp2 гибридные орбитали.

Эти три возбужденных гибридных электронных облака атома бора перекрываются р- электронными облаками атомов фтора и в результате образуется молекула BF3 треугольной формы. Все три образовавшиеся связи находятся на одной плоскости. BCl3, ВВr3, Bl3 также обладают подобным плоским строением.

sp3- гибридизация:

Процесс образования в пространстве четырех гибридных орбиталей из комбинации одной s- и трех р- орбиталей называют sp³— гибридизацией. Для некоторых элементов IV группы характерна sp³— гибридизация: СН₄, CCl₄, CF₄ и др. В нормальном состоянии имеющиеся в наружном электронном слое атома углерода четыре электрона находятся в состоянии 2s2²p². При возбуждении атома углерода во время реакции один из электронов с 2s²— орбитали переходит на 2р- орбиталь и в результате гибридизации в возбужденном состоянии одного S- и трех р- электронных облаков образуются четыре одинаковые sp³— гибридные орбитали.

В метане все гибридные орбитали атома углерода (С), находящегося в состоянии sр3-гибридизации, образуют связь, и молекула приобретает форму тетраэдра (симметрическую), а угол связи составляет -109o28′.

Содержащийся в молекуле воды аnом кислорода не возбуждается. В результате гибридизации двух орбиталей, содержащих по одному электрону, и двух орбита-лей, содержащих по два электрона, образуются четыре sр3-гибридные орбитали.

Гибридные орбитали, содержащие электронные пары атома кислорода в молекуле воды, отталкивают другие гибридные орбитали и в результате молекула приобретает неправильную (несимметрическую) форму тетраэдра, образуя угол связи 104o5′.

В атоме азота в молекуле аммиака возбуждение не происходит. В результате гибридизации трех орбиталей, содержащих по одному электрону, и одной орбитали, содержащей два электрона, создаются 3sp3- гибридные орбитали.

Гибридные орбитали, содержащие электронные пары атома азота в молекуле аммиака, отталкивают другие гибридные орбитали и в результате молекула приобретает неправильную (несимметрическую) форму тетраэдра, а угол связи составляет 107o3′.

Степень окисления

Более универсальной характеристикой состояния атома в химическом соединении является степень окисления.

Степень окисления — это условный заряд атома в химическом соединении, если предположить, что оно состоит из ионов.

При определении степени окисления атомов предполагают, что все связывающие электронные пары перешли к более электроотрицательному атому. На самом деле такого полного смещения не происходит даже при взаимодействии элементов с большой разницей в электроотрицателыюстях.

Однако условно считают такое смещение электронных нар полным независимо от реальной степени смещения.

Численное значение этой характеристики выражается в единицах заряда электрона и может иметь положительное, отрицательное и нулевое значения.

Количественно степень окисления определяется числом валентных электронов, смещенных от атома данного элемента в химическом соединении (положительная степень окисления) или к нему (отрицательная степень окисления).

В основу расчета степени окисления атомов в соединениях положен принцип, согласно которому алгебраическая сумма степеней окисления атомов в соединении равна нулю, а в сложном ионе (типа

При расчетах надо знать несколько основных положений.

1.    Металлы во всех сложных соединениях имеют только положительные степени окисления.

2.    Неметаллы могут проявлять как положительные, так и отрицательные степени окисления.

3.    Элементы, проявляющие постоянную степень окисления:

• а)    щелочные металлы (Li, Na, К, Rb, Cs) — 1;
• б)    металлы второй группы (А и В) — 2;
• в)    алюминий — 3;
• г)    фтор — -1.

Кислород практически во всех своих соединениях проявляет степень окисления —2, исключая его фторид OF2 и пероксид Н202.

4.    Высшая положительная степень окисления, как правило, равна номеру группы периодической системы.

5.    Низшая отрицательная степень окисления обычно равна разности:

Для большинства элементов характерно проявление переменных степеней окисления в зависимости от атомов, с которыми они связаны, и типа соединения, в котором они находятся. Например, атом азота может проявлять самые разнообразные степени окисления от —3 в молекуле аммиака NH3 до 5 в молекуле азотной кислоты HN03.

Степень окисления не следует отождествлять с валентностью элемента, хотя их численные значения часто совпадают:

В пероксиде Н — О — О — Н валентность кислорода равна двум, а степень окисления —1, в ионе Н30 его валентность III, а степень окисления —2.

Очень часто степень окисления элемента определяется как алгебраическая сумма степеней окисления по всем связям с другими элементами. Например, в молекуле гидроксиламина NH2OH общая степень окисления азота равна —1. так как по двум связям с водородом азот проявляет суммарную степень окисления —2, а по связи с атомом кислорода 1:

Степень окисления характеризует состояние атомов элемента в сложном веществе независимо от типов связей его атомов. Особенно важна эта характеристика при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций.

• Валентность химического элемента определяется числом ковалентных связей, которыми его атом связан с другими атомами, или, что то же самое, числом орбиталей, используемых данным атомом для образования связей.
• Степень окисления — это условный заряд атома в химическом соединении, вычисленный из предположения, что оно состоит из ионов.