В молекулах какого вещества содержится ковалентная неполярная связь
Прежде, чем попытаться приблизиться непосредственно к ковалентному типу химической связи, внесём ясность относительно того, о чём собственно идёт речь. Что такое химическая связь вообще? На этот вопрос, я думаю, в массовом сознании едва ли найдётся ответ. Мы же с Вами здесь собрались для того, чтобы в том числе немного преодолеть те ограничения, которые накладывает на нас обыденное сознание.
Итак, давайте размышлять. Химическая связь – это некие силы, которые удерживают атомы (а иногда и молекулы) между собой, верно?
А какова природа этих сил?
Типы химических связей
Из курса физики мы знаем о четырёх фундаментальных типах взаимодействия: гравитационном, электромагнитном, сильном и слабом ядерном взаимодействиях. Первое из них слишком слабое, два последних действуют внутри ядра, остаётся электромагнитное взаимодействие.
И действительно, как бы ни было странно это признавать, природа химической связи на самом деле носит исключительно физический характер – всё, что удерживает атомы(а иногда и молекулы) между собой, все химические связи сводятся в конечном итоге к одному и тому же – электромагнитному взаимодействию, то есть взаимному притяжению разноимённо заряженных частиц. И, если в случае ионной связи всё достаточно очевидно (об инной связи тут), то в случае ковалентной – не очень. Итак мы выдвигаемся, чтобы понять, каким же образом разноимённо заряженным частицам нужно притягиваться друг к другу, чтобы мы назвали это ковалентной связью!
Начнём с того, что сведём всё многообразие природы атомов химических элементов до двух воплощений, а именно до металлов и неметаллов (как отличать металлы от неметаллов тут).
Металлы (Ме) характеризуются металлическими свойствами – способностью отдавать электроны, неметаллы (неМе) – неметаллическими свойствами – способностью эти электроны принимать (подробнее об этом тут).
На этом этапе мы приходим к формированию вот такой незатейливой схемы, которая в первом приближении даёт нам представление о типах химической связи.
Схема самого простого, но не исчерпывающего, способа определения типа химической связи
И если в случае с ионной связью всё логично: металл отдаёт электроны, неметалл – принимает, то в случае с ковалентной связью возникает вопрос: если ковалентная связь – это связь, образованная между атомами химических элементов неметаллов, которые характеризуются неметаллическими свойствами, то есть, способностью принимать электроны, то откуда они будут принимать эти электроны?
Ответ: из обобществлённых электронных пар! Атомы химических элементов неметаллов, образуя ковалентную химическую связь, реализуют свою способность принимать электроны, воспринимая обобществлённые электронные пары.
Прежде чем мы рассмотрим конкретные примеры стоит сказать, что ковалентная связь, как было видно на одной из схем выше, бывает двух типов: полярная и неполярная.
Простая схема для работы с ковалентными связями
Отличить ковалентные связи друг от друга очень просто, достаточно запомнить, что в случае, если мы имеем дело с химической связью между атомами одного химического элемента неметалла, то связь ковалентная неполярная, если же разных химических элементов неметаллов, то ковалентная полярная. Объяснить, почему терминологически состоялись именно эти понятия, мы сможем ниже.
Пришло время рассмотреть конкретные примеры!
Молекула кислорода.
Как известно, газ кислород, которым мы дышим, кислород как вещество, на планете Земля представлен в виде двухатомных молекул.
Известное о два
Чтобы добраться до строения молекулы и понимания того, почему именно такая форма существования этого вещества отвечает и химическому и физическому смыслу, рассмотрим электронную конфигурацию атома кислорода.
Электронная конфигурация атома кислорода
Как мы видим, в составе внешнего энергетического уровня атома кислорода можно выделить две неподелённые электронные пары (НЭП) и два неспаренных электрона(подробнее об этом тут).
Далее построим модель атома кислорода, символически обозначив электрон точкой.
Модель атома кислорода
Как мы знаем, атомы химических элементов, образуя химические связи, стремятся приобрести электронную конфигурацию инертного благородного газа (об этом тут). В данном случае таковым является неон (Ne), у которого на внешнем энергетическом уровне 8 электронов. У нашего кислорода, я напомню, 6. Почему же атомам кислорода химически выгодно вступать во взаимодействие? Дело в том, что атомы кислорода, образуя химическую связь, обобществляют имеющиеся у них неспаренные электроны, из которых формируются две обобществлённые электронные пары, что и позволяет каждому из атомов кислорода получить в своё распоряжение 2 дополнительных электрона.
Модель молекулы кислорода
Если химический смысл может быть нам теперь понятен, то электромагнитная природа данного взаимодействия по прежнему остаётся неочевидной.
Дело в том, что в молекуле кислорода при перекрывании атомных электронных орбиталей, на прямой, соединяющей центры атомов, возникает область повышенной электронной плотности, которую условно мы обозначили как δ-, то есть область повышенной электронной плотности. Данная область, во-первых, становится центром притяжения для положительно заряженных ядер, а во-вторых, экранирует положительно заряженные ядра друг от друга, то есть снижает их силы взаимного отталкивания.
Притяжение положительно заряженных ядер к области повышенной электронной плотности между ними
Ну, а так как данная связь образована атомами одного химического элемента неметалла, то и охарактеризовать мы её можем как ковалентную неполярную. Почему неполярную? Дело в том, что подобная связь образована атомами одного химического элемента неметалла, то есть, атомами обладающими одинаковым значением электроотрицательности (подробнее об электроотрицательности тут), то есть электронная плотность оказывается равномерно распределена по всей молекуле, что не позволяет говорить о наличии каких бы то ни было полюсов положительного и отрицательного зарядов.
Ух. В следующей части мы рассмотрим ковалентную полярную химическую связь, а потом и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи, а на этом у меня всё. Спасибо. Пока.
Источник
Молекулы образуются из атомов, но почему атомы соединяются в молекулы? Дело в том, что их удерживают вместе химические связи.
Химическая связь – это взаимодействие атомов, посредством которого они и удерживаются в молекуле или кристалле.
«Ответственность» за образование химической связи несут неспаренные электроны, находящиеся на внешнем электронном уровне. При этом электроны атомов, которые образуют молекулу, образуют электронную пару (или несколько). Ниже мы рассмотрим, как образуется ковалентная связь и, в частности, ковалентная неполярная связь.
Что такое ковалентная связь
Выше мы узнали, что связь – это фактически пара электронов, которая образуется из электронов, находящихся на внешних слоях атомов. Эта электронная пара находится между связанными атомами. Такой вид связи называют ковалентной. Самый простой пример, объясняющий процесс образования ковалентной химической связи, – это образование молекулы водорода Н2. У каждого атома водорода имеется лишь один электрон (водород – это первый элемент периодической таблицы). Когда два атома водорода сближаются, эти электроны образуют пару, и находится она между двумя атомами. Выглядит процесс так:
Н∙ + ∙Н → Н : Н
Для удобства электронную пару обозначают чёрточкой, то есть структурно молекула водорода можно изобразить так: Н—Н. Обратите внимание на следующий факт: в данной молекуле имеются
два одинаковых атома, поэтому электронная пара расположена ровно посередине между атомами, она никуда не смещается. И эта связь носит название «ковалентная неполярная».
Ковалентная неполярная связь
Ковалентная неполярная связь образуется посредством электронной пары, которая находится посередине между атомами в молекуле и не смещена ни к одному из атомов. Вполне можно сказать, что
ковалентная неполярная связь всегда будет образовывать лишь при условии, что молекула образована двумя одинаковыми атомами
(потому что только в таком случае пара электронов будет располагаться посередине). Таким образом, в молекулах газов всегда имеется ковалентная неполярная связь (Н2, Сl2, F2, О2 и пр).
Напомню, что химическая связь может быть образована одной парой электронов (как в молекуле водорода) или несколькими. Рассмотрим для примера молекулу кислорода О2. Если обратиться к таблице Менделеева, то можно понять, что у кислорода имеется на внешнем слое шесть электронов, из которых два неспаренные. Схематично процесс образования молекулы выглядит так:
Как видно, в этом случае получается две электронные пары. Они расположены ровно посередине между атомами кислорода, то есть образуется ковалентная неполярная связь, к тому же двойная. Молекула кислорода выглядит так: О=О.
Если же мы рассмотрим образование молекулы азота (у атома азота на внешнем электронном слое пять электронов, из которых неспаренных три), то снова увидим образование ковалентной неполярной связи, но на этот раз тройной (за счёт трёх электронных пар). Схематично молекула азота можно изобразить так: N≡N.
Таким образом, ковалентная неполярная связь образуется парой электронов, которая расположена между атомами и не смещена ни к одному из них. Именно так построены двухатомные молекулы газов. А как образуются молекулы других веществ, например, воды или углекислого газа, которые состоят из разных атомов? Это мы обсудим здесь.
Пишите, пожалуйста, в комментариях, что осталось непонятным, и я обязательно дам дополнительные пояснения. Жалуйтесь на сложности в изучении школьного курса и говорите, что вас испугало в учебнике химии. И тогда следующая статья будет рассказывать именно об этой проблеме.
Источник
Ковалентная связь
Определение
Связь, возникающая при взаимодействии электронов с образованием обобщенных электронных пар, называется ковалентной.
В случае если взаимодействующие атомы имеют равные значения электроотрицательности, общая электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам, то есть находится на равном расстоянии от обоих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной. Она имеет место в простых веществах-неметаллах: H, О, N, Cl, P, O.
При взаимодействии атомов, имеющих различные значения электроотрицательности, например водорода и хлора, общая электронная пара оказывается смещенной в сторону атома с большей электроотрицательностью, то есть в сторону хлора.
Атом хлора приобретает частичный отрицательный заряд, а атом водорода — частичный положительный. Это пример полярной ковалентной связи.
Молекула, в которой разделены центры положительного и отрицательного зарядов, называется диполем. Полярная связь имеет место между атомами с различной, но не сильно различающейся электроотрицательностью, например между различными неметаллами. Примерами соединений с полярными ковалентными связями являются соединения неметаллов друг с другом, а также различные ионы, содержащие атомы неметаллов (NO, CHCOO). Особенно много ковалентных полярных соединений среди органических веществ.
Характеристики ковалентной связи
ПОЛЯРНОСТЬ СВЯЗИ
Определение
Полярность ковалентной химической связи показывает перераспределение электронной плотности вокруг ядер атомов в молекуле в сравнении с распределением электронной плотности в нейтральных атомах, образующих данную связь.
Полярность связи зависит от видов атомов, образующих связь, и от эффективных зарядов на атомах. В органической химии эффективные заряды обозначаются + и –. Полярность связи имеет определяющее значение для механизма протекания реакции. Неполярная связь образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью. В молекулах с неполярной связью дипольный момент связи равен нулю. Полярная связи тем больше, чем больше разница электроотрицательностей элементов, ее образующих.
Задание
Расположите соединения в порядке уменьшения полярности связи: NaCl, NaI, NaBr, NaF.
Можно воспользоваться таблицей со значениями электроотрицательности (по шкале Полинга) и найти разность электроотрицательностей элементов в каждом соединении.
Следовательно, вещества можно расположить в ряд увеличения :
NaF () >NaCl () > NaBr () > NaI ().
Это задание можно решить, и не имея под рукой точных значений ЭО. Для этого достаточно понимать, что самый электроотрицательный элемент — фтор, а значит, в периоде слева направо ЭО увеличивается, а в группе сверху вниз — уменьшается. Зная это и приняв ЭО(Na) за некую постоянную, можно понять, что галогены будут расположены в ряд уменьшения ЭО следующим образом:
Следовательно, разница электроотрицательностей, а значит, и полярность перечисленных галогенидов натрия будет уменьшаться таким же образом.
ТИП ПЕРЕКРЫВАНИЯ АО И КРАТНОСТЬ СВЯЗИ
По типу перекрывания электронных орбиталей ковалентная химическая связь подразделяется на – и -связи.
Греческие буквы и соответствуют латинским буквам s и р, которые обозначают формы электронных орбиталей атомов, участвующих в образовании – и -связей соответственно. -связь образуется в результате образования одной общей электронной пары (общей электронной плотности) за счет перекрывания электронных орбиталей s-s, s-p или р-р-типа.
Такие варианты образования связи характерны для простых неорганических соединений. В органических соединениях -связь образовывается за счет перекрывания гибридных орбиталей атомов углерода и некоторых других атомов. Так, в молекуле этана все C–H-связи образованы за счет перекрывания -гибридных орбиталей с s-орбиталями атома водорода, а связь C–C — за счет перекрывания -гибридных орбиталей атомов углерода. В этом случае все связи являются одинарными.
В образовании π-связи в органических веществах принимают участие только р-электроны, перекрываясь в плоскости, перпендикулярной плоскости образующихся -связей. В случае одновременного перекрывания двух -гибридных орбиталей и двух ру-электронных орбиталей соседних атомов углерода образуется двойная связь C=C: одна C–C -связь и одна C–C -связь. Оба атома углерода -гибридизованы. На схеме -связи изображаются прямыми линиями, а -связь — в виде вытянутых перекрывающихся «восьмерок». Заштрихованные участки означают области общей электронной плотности. Таким образом, в молекуле этена (этилена) всего можно выделить пять -связей и одну -связь, а в молекуле пропена (пропилена) — всего восемь -связей и одну -связь.
В случае же одновременного перекрывания двух -гибридных орбиталей, двух ру- и двух р-электронных орбиталей соседних атомов углерода образуется тройная связь СС: одна C–C -связь и две C–C -связи. При образовании тройной связи оба атома углерода sp-гибридизованы. Таким образом, в молекуле этина (ацетилена) CHCH всего можно выделить три -связи и две -связи, а в молекуле пропина — пять -связей и две -связи.
Одинарные, двойные и тройные связи в молекулах химических веществ называют кратными связями.
ДЛИНА, ПРОЧНОСТЬ И ЭНЕРГИЯ СВЯЗИ
Определение
Кратность связи — количество общих электронных пар между атомами.
Ковалентные химические связи в молекулах характеризуются двумя взаимосвязанными параметрами: длиной и прочностью (энергией связи или энергией разрыва связи). Сравнение этих характеристик (на примере атомов углерода) приведено в следующей таблице.
| Кратность связи | Межъядерное расстояние (длина связи), Å | Энергия связи, кДж/моль |
|---|---|---|
| Одинарная (C–C) | 1,54 | 348 |
| Двойная (C=C) | 1,34 | 614 |
| Тройная (CC) | 1,20 | 839 |
Определение
Энергия связи — энергия, необходимая для разрыва всех связей в веществе количеством 1 моль.
Как видно из таблицы, самой короткой и самой прочной является тройная связь. Однако в этом случае речь идет о полном разрушении (разрыве) связи. Если же говорить о химической активности вещества, то есть о возможности разрыва только одной из связей ( или ), то необходимо сравнивать характерные особенности – и -связей по отдельности:
Самой прочной является -связь, ее энергия составляет 82,3 кДж. Это связано, во-первых, с более эффективным осевым перекрыванием АО при образовании МО, а во-вторых, с тем, что -электроны находятся непосредственно между ядрами связываемых атомов. Энергия -связи составляет 63,3 кДж.
-электроны, находясь вне межъядерного пространства, более подвижны, чем -электроны, поэтому -связь более поляризована, чем -связь.
Вокруг
-связи возможно внутримолекулярное вращение атомов, в то время как вокруг
-связи такое вращение невозможно.
направленность И насыщенность
Направленность связи обуславливает строение веществ и геометрическое строение их молекул.
Форма молекул определяется типом электронных облаков, участвующих в образовании связи, а также фактом наличия или отсутствия неподеленных электронных пар. Так, например, молекула СО является линейной (нет неподеленных электронных пар), а НО и SO — уголковыми (есть неподеленные пары).
Насыщаемость связи характеризует способность каждого атома образовать ограниченное число связей, которое обусловлено количеством валентных орбиталей.
Источник
Сущность и виды химической связи
КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ – это связь, возникающая между атомами за счет
образования общих электронных пар (Например,
H2, HCl, H2O, O2).
По степени смещенности общих электронных пар к одному из связанных ими
атомов ковалентная связь может быть полярной и неполярной.
А) КОВАЛЕНТНАЯ НЕПОЛЯРНАЯ СВЯЗЬ (КНС) –образуют
атомы одного и того же химического элемента – неметалла (Например, H2, O2, О3).
Механизм образования связи.
Каждый атом неметалла отдает
в общее пользование другому атому наружные не спаренные электроны. Образуются
общие электронные пары. Электронная пара принадлежит в равной мере обоим
атомам.
Рассмотрим механизм образования
молекулы хлора:
Cl2 – кнс.
Электронная схема образования молекулы Cl2:
Структурная формула молекулы Cl2:
σ
Cl– Cl, σ (p– p) – одинарная связь
Демонстрация образования молекулы водорода
Рассмотрим механизм образования
молекулы кислорода:
О2 – кнс.
Электронная схема образования молекулы О2:
Структурная формула молекулы О2:
σ
О = О
π
В молекуле кратная, двойная связь:
Одна σ (p– p)
и одна
π (р – р)
Б) КОВАЛЕНТНАЯ ПОЛЯРНАЯ СВЯЗЬ (КПС) – образуют атомы разных
неметаллов, отличающихся по значениям электроотрицательности (Например,
HCl, H2O).
Встречаются
исключения, когда ковалентную связь образуют атом неметалла и металла!
Например, AlCl3, разница в
электроотрицательности ∆ Э.О.<1.7, т.е. ∆ Э.О.= 3,16 (Cl) – 1,61(Al) = 1,55
Электроотрицательность (ЭО) – это
свойство атомов одного элемента притягивать к себе электроны от атомов других
элементов.
Самый электроотрицательный элемент – фтор F
Электроотрицательность можно
выразить количественно и выстроить элементы в ряд по ее возрастанию. Наиболее
часто используют ряд электроотрицательности элементов, предложенный
американским химиком Л. Полингом.
Таблица. Электроотрицательности (ЭО) некоторых
элементов (приведены в порядке
возрастания ЭО).
Элемент | K | Na | Ca | Al | H | Br | N | Cl | O | F |
ЭО | 0.82 | 0.93 | 1 | 1.61 | 2.2 | 2.96 | 3.04 | 3.16 | 3.44 | 4.0 |
Механизм
образования связи.
Каждый атом
неметалла отдает в общее пользование другому атому свои наружные не спаренные
электроны. Образуются общие электронные пары. Общая электронная пара смещена к
более электроотрицательному элементу.
Рассмотрим механизм образования
молекулы хлороводорода:
НCl – кпс.
Электронная схема образования молекулы НCl:
Структурная формула молекулы НCl:
σ
Н →Cl,
σ (s– p)
–
одинарная связь σ, смещение электронной плотности в сторону более
электроотрицательного атома хлора (→)
Свойства
ковалентной связи
1) Длина –
межъядерное расстояние
2) Энергия –
энергия, выделяющаяся при образовании или поглощающаяся при разрыве химической
связи.
С увеличением кратности связи
энергия увеличивается, длина связи уменьшается и химическая активность падает:
F – F | O = O | N ≡ N | C ≡ O Одна из трёх связей О→С по донорно-акцепторному механизму |
155 кДж/моль | 498 кДж/моль | 946 кДж/моль | 1065 кДж/моль |
3) Насыщаемость –
определяется способностью атомов образовывать ограниченное число связей:
Например, водород всегда
одновалентен;
азот может быть трехвалентен в
молекуле аммиака NH3 и четырёхвалентен в ионе
аммония NH4+ (валентные возможности
расширяются за счёт участия неподелённой электронной пары атома азота в
образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму).
4) Направленность* –
обуславливает форму молекулы в пространстве.
* – подробнее будет изучено в старших классах. Ковалентная связь образуется в
направлении максимального перекрывания электронных орбиталей взаимодействующих
атомов при образовании σ – связей. (см. “гибридизация”)
Закрепление
№1. Выпишите отдельно формулы веществ с ковалентной полярной и неполярной связями:
H2S, KCl, O2, Na2S, Na2O, N2, NH3, CH4, BaF2, LiCl, O3, CO2, SO3, CCl4, F2.
№2. Напишите
механизм образования молекул с ковалентным типом связи, определите тип
перекрывания электронных облаков (π или σ), а так же механизм
образования (обменный или донорно-акцепторный): H2S, KCl, O2, Na2S, Na2O, N2, NH3, CH4, BaF2, LiCl, CCl4, F2
Источник