Характеристики ковалентной связи

Ковалентная связь

Характеристика химической связи. Гибридизация.

ЛЕКЦИЯ №3. Химическая связь и строение молекул. Валентность.

Лишь немногие химические элементы в природных условиях находятся в одноатомном состоянии (например, инертные газы). Свободные атомы остальных элементов образуют более сложные системы – молекулы, имеющие более стабильные электронные конфигурации. Это явление носит название образование химической связи.

Химическая связь - это взаимодействие двух или нескольких атомов, в результате которого образуется химически устойчивая двух- или многоатомная система. Образование химической связи сопровождается уменьшением полной энергии системы.

В основе теории химической связи лежат представления об электронных взаимодействиях. Наиболее устойчивыми (прочными) группировками электронов являются завершенные внешние электронные слои атомов инертных газов (двухэлекронный у гелия и восьмиэлектронный у остальных благородных газов). Незавершенные внешние электронные слои всех остальных элементов являются неустойчивыми и при соединении таких атомов с другими атомами происходит перестройка их электронных оболочек. Химическая связь образуется за счет валентных электронов, но осуществляется по-разному.

Валентными называются электроны, которые участвуют в образовании химических связей, в основном это электроны последнего или предпоследнего энергетического уровня.

Существует несколько типов химической связи: ионная, металлическая, ковалентная и водородная.

Простейший пример ковалентной связи – образование молекулы водорода. Атомы водорода имеют электронную оболочку из одного непарного s-электрона, т.е. до завершения уровня не хватает одного электрона. При сближении атомов водорода до определенного расстояния происходит взаимодействие электронов с антипараллельными спинами с формированием общей электронной пары. Общая электронная пара образуется в результате частичного перекрывания s-орбиталей и при этом в области перекрывания орбиталей создается наибольшая плотность.

Связь атомов с помощью общих электронных пар называется ковалентной.

Молекула с ковалентной связью может быть записана в виде двух формул: электронной (электрон обозначается точкой) и структурной (общая электронная пара обозначается чертой).

1. Длина связи - это расстояние между ядрами атомов. Выражается в нм. Химическая связь тем прочнее, чем меньше ее длина. Однако мерой прочности связи является ее энергия.

2. Энергия связи – это то количество энергии, которое выделяется при образовании химической связи и следовательно, это та работа, которую надо затратить на разрыв связи. Выражается в кДж/моль. Энергия связи увеличивается с уменьшением длины связи.

3. Под насыщаемостью понимают способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Например, атом водорода, имея один неспаренный электрон, может образовывать одну связь, а атом углерода в возбужденном состоянии - не более четырех связей. Вследствие насыщаемости связей молекулы имеют определенный состав. Однако и при насыщенных ковалентных связях могут образовываться более сложные молекулы по донорно-акцепторному механизму.

4. Кратность определяется числом общих электронных пар, между атомами, т.е. количеством химических связей. В рассмотренной молекуле водорода, а также в молекулах фтора и хлора связь между атомами осуществляется за счет одной электронной пары, такая связь называется одинарной. В молекуле кислорода – двойная, а в молекуле азота – тройная.

Причем ковалентная связь может быть двух типов:

1) Если электронные облака перекрываются в направлении прямой, которая соединяет ядра атомов (т.е. по оси связи), такая ковалентная связь называется сигма-связью. Ковалентные сигма-связи образуются при перекрывании орбиталей: s-s (молекула водорода), s-p (хлороводород) и р-р (молекула хлора).

2) Если перекрываются р-орбитали, направленные перпендикулярно оси связи, образуются две области перекрывания по обе стороны оси связи и такая связь называется пи-связью.

Несмотря на то, что энергия пи-связи меньше, чем сигма, суммарная энергия двойной, а тем более тройной связи выше одинарной.

5. Полярность связи определяется расположением общей электронной пары, если она распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов, то такая ковалентная связь называется неполярной. Примером, являются двухатомные молекулы, состоящие из атомов одного и того же элемента, т.е. простые вещества.

В случае же полярной ковалентной связи, молекулу образуют атомы разных элементов и электронное облако связи, в данном случае, смещено к атому с большей относительной электроотрицательностью. Например, при образовании молекулы HCl общая электронная пара смещена к атому хлора, так как он обладает большей ЭО.

ЭО – это способность атомов элементов притягивать к себе общие электронные пары. Атом, более ЭО элемента принимает эффективный отрицательный заряд d-, а второй атом – эффективный положительный заряд d+. В результате возникает диполь. Мерой полярности связи служит электрический дипольный момент.

6. Направленность ковалентной связи обуславливает пространственную структуру молекул, т.е. их геометрическую форму. Количественно направленность определяется валентным углом – это угол между химическими связями. Ковалентные связи, образуемые многовалентными атомами, всегда имеют пространственную направленность.

Дата добавления: 2014-01-04