Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

Между атомами неметаллов образуется ковалентная связь. Ковалентная неполярная связь образуется между атомами одного химического элемента. В случае, если электроны, участвую щие в образовании связи, принадлежат одному атому, то связь ионная. После этого на примерах рассмотрите понятие ковалентной полярной связи, которая образует молекулы сложных веществ. Эти два обобществленных электрона образуют ковалентную связь между атомами водорода и хло­ра.


Ковалентная связь (от латинского «со» совместно и «vales» имеющий силу) осуществляется за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам. Электроотрицательность неметаллов довольно велика, так что при химическом взаимодействии двух атомов неметаллов полный перенос электронов от одного к другому (как в случае ионной связи) невозможен.

Каждому из двух атомов недостает по одному электрону для того, чтобы иметь завершенную внешнюю электронную оболочку. И каждый из атомов выделяет „в общее пользование” по одному электрону. Обобществленные электроны принадлежат теперь обоим атомам. Образовавшаяся при связывании двух атомов частица называется молекулой. Эта схема объясняет, почему водород и хлор существуют в виде двухатомных молекул.

Ковалентные соединения – обычно газы, жидкости или сравнитель­но низкоплавкие твердые вещества. В большинстве случаев два ковалентно связанных атома имеют раз­ную электроотрицательность и обобществленные электроны не принад­лежат двум атомам в равной степени. В молекуле хлороводорода, например, электроны, образующие ковалентную связь, располагаются ближе к атому хлора, поскольку его электроотрицательность выше, чем у водорода.

Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

Появление атомной модели Бора, впервые объяснившей строение электронной оболочки, способствовало созданию представления о химической связи и её электронной природе.

В 1915г. немецкий физик Коссель дал объяснение химической связи в солях, а в 1916 году американский учёный Льюис предложил трактовку химической связи в молекулах. Для элементов побочных подгрупп в качестве валентных электронов могут выступать как электроны внешнего слоя, так и электроны внутренних подуровней. Различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую.

Для наглядного изображения ковалентной связи в химических формулах используются точки ( каждая точка отвечает валентному электрону, а также черта отвечает общей электронной паре ).Пример.

В результате ковалентного связывания атомов образуются либо молекулы, либо атомные кристаллические решётки со строго определенным геометрическим расположением атомов. 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.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы.

Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам. Молекулярный ион водорода H2+ содержит два протона и один электрон. Связь образуется, если их суммарная энергия на этом уровне будет меньше, чем в первоначальном состоянии (а разница в энергии будет ни чем иным, как энергией связи). Атомы и свободные радикалы склонны к рекомбинации — образованию ковалентной связи путём обобществления двух неспаренных электронов, принадлежащих разным частицам.

Так, при взаимодействии атомов водорода выделяется энергия в количестве 436 кДж/моль. Энергия такого взаимодействия прямо пропорциональна квадрату электронной поляризуемости α и обратно пропорциональна расстоянию между двумя атомами или молекулами в шестой степени.

Протон атакует неподелённую электронную пару молекулы воды и образует устойчивый катион, существующий в водных растворах кислот. 1. Простая ковалентная связь. Для её образования каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов остаются неизменными.

Связь химическая — связь между атомами в молекуле или молекулярном соединении; она имеет электростатическую природу

При образовании π{\displaystyle \pi }-связи осуществляется так называемое боковое перекрывание электронных облаков, и плотность электронного облака максимальна «над» и «под» плоскостью σ-связи. В молекуле этилена С2Н4 имеется двойная связь СН2=СН2, его электронная формула: Н:С::С:Н. Ядра всех атомов этилена расположены в одной плоскости.

Две π{\displaystyle \pi }-связи расположены над сферой действия σ-связи в двух взаимно перпендикулярных плоскостях. Все шесть атомов углерода циклической молекулы бензола С6H6 лежат в одной плоскости. На осуществление этих связей атомы углерода затрачивают по три электрона.

В молекуле бензола образуются не три отдельные π{\displaystyle \pi }-связи, а единая π{\displaystyle \pi }-электронная система из шести электронов, общая для всех атомов углерода. На прошлом уроке вы познакомились с моделью химической связи, которая реализуется в простых веществах-неметаллах.

Атом с большей электроотрицательностью сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. 2. Обобществление неспаренных электронов (как в случае простой ковалентной связи). Для ковалентной неполярной, полярной и ионной связи общим является участие в образовании связи внешних электронов, которые еще называют валентными. Ковалентные связи обладают пространственной направленностью.