Характеристика ковалентной связи

Механизм образования ковалентной связи носит обменный характер. Атомы используют для образования общей электронной пары неспаренные (валентные) электроны.

Ковалентная связь имеет свойства: насыщаемость, гибридизация, направленность и поляризуемость.

Насыщаемость связи

Вследствие насыщаемости связи молекулы имеют определенный состав. Ковалентная связь осуществляется валентными электронами внешнего слоя s – и р – орбиталей и d – орбитали внутреннего незавершенного слоя.

Необходимо научиться определять положение валентных электронов в атоме и их число в нормальном и возбужденном состоянии атома.

Кроме этого, важно определять степени окисления элементов, что помогает правильно составлять формулы химических соединений.

ВАЛЕНТНОСТЬ – это свойство атомов образовывать химические связи. Она определяется числом связей атомов в молекуле.

Валентные возможности атомов определяются количеством неспаренных электронов, которые могут принимать участие в образовании связей.

Пример. Определить валентность азота в молекуле аммиака NН₃.

Электронная формула азота: ₇¹⁴N 1s² 2s² 2р³

Электронная формула водорода: ₁¹Н 1s¹

Схема молекулы аммиака:

Н Н

: N Н N ^__________ Н

Н Н

Точками изображаются валентные электроны. В молекуле NН₃ участвуют три неспаренных электрона азота. Они образуют связь (общие электронные пары с водородом) с водородом. Таким образом, валентность азота равна 3 (три связи), валентность водорода равна 1 (одна связь). Валентность не имеет знака.

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ - условный заряд, который приобрел бы атом при полном смещении связующих электронов к более электроотрицательному атому. Степень окисления может быть положительной и отрицательной величиной, а также равняться 0.

Условно степень окисления можно определить по числу неспаренных электронов, которые может отдать или присоединить атом. Если атом отдает электроны, он приобретает положительный заряд, равный числу отданных электронов. Если же атом принимает электроны, то он получает отрицательный заряд.

Пример. Определить степень окисления натрия, электронная формула:₁₁Nа 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Число неспаренных электронов равно 1. Значит, натрий как металл может отдать один электрон и степень окисления его будет равна +1.

Na⁰ – 1ē = Na⁺.

Общие правила определения числа валентных электронов

Зная число неспаренных электронов (валентных), можно определить валентность и степень окисления.

- Валентные электроны находятся на внешнем слое и внутреннем незавершенном (т.е. на d -подуровне находится меньше 10 электронов).

- Для определения числа валентных электронов нужно написать электронную формулу, графически изобразить валентные слои в нормальном состоянии.

- Число валентных электронов может быть увеличено за счет распаривания валентной пары, когда атом переходит в возбужденное состояние. В возбужденном состоянии электроны переходят внутри слоя на более удаленный подуровень в свободные орбитали:

s ® p p ® d s ® d d ® f.

- Подсчитывается число неспаренных электронов в нормальном и возбужденном состоянии и определяется валентность и степень окисления.

Пример. Определить валентность и степень окисления серы.

а) электронная формула серы:

₁₆S 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴;

б) графическое изображение валентного слоя в нормальном состоянии атома:

₁₆S 3s² 3p⁴ 3d

в) возбужденные состояния атома:

₁₆S^* 3s² 3p³ 3d¹

₁₆S^** 3s¹ 3p³ 3d²

Вывод. У серы в нормальном состоянии 2 неспаренных электрона, в первом возбужденном состоянии - 4, во втором - 6. Следовательно, валентность серы равна 2, 4, 6. Столько связей образует сера в различных соединениях.

H₂S SO₂ SO₃

H O O

S S O S

H O O

Степень окисления серы в простом веществе равна нулю, а в соединениях –-2, +4, +6:

S⁰ + Н₂⁰ = Н₂⁺S^-2 S⁰ + O₂⁰ = S⁺⁴O₂^-2 S⁰ + 3Cl₂⁰ = S⁺⁶Cl₆^-1

S⁰ + 2ē ® S^-2 S⁰ – 4ē ® S⁺⁴ S⁰ – 6ē ® S⁺⁶.

Пример. Определить валентность и степень окисления кислорода.

а) электронная формула:

₈O 1s² 2s² 2p⁴;

б) графическое изображение валентного слоя в нормальном состоянии:

₈O 2s² 2p⁴

в) возбужденное состояние у кислорода отсутствует, так как на внешнем слое нет свободных орбиталей, и переход электронов на следующий энергетический уровень (3-й) нeвозможен в процессе химической реакции. Н

Вывод. Валентность кислорода равна2. Н₂О О

Н

Степень окисления кислорода может быть положительной:

О – 2ē = О⁺², О⁺²F₂^-1.

Это единственное соединение, где кислород проявляет положительную степень окисления.

Кислород может иметь и отрицательную степень окисления:

О + 2ē = О^-2, 2Н₂ + О₂ = 2Н₂⁺¹О^-2.

В большинстве соединений он имеет С.О. -2. В О₂ и О₃ степень окисления равна 0. В перекисных соединениях С.О. кислорода равна –1 (Н⁺ - О^- - О^- - Н⁺).

Пример. Определить валентность и степень окисления железа.

а) электронная формула:

₂₆Fe 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s²;

б) графическое изображение валентного слоя в нормальном состоянии:

₂₆Fe 3d⁶ 4s²

в) возбужденное состояние:

₂₆Fe* 3d⁶ 4s¹ 4p¹

Возбужденное состояние у железа возможно только при переходе электронов внутри четвертого слоя. На 3-м слое нет свободных орбиталей. Железо относится к элементамd- семейства, поэтому у него валентные электроны расположены на внешнем s- и внутреннем d - подуровнях. Валентность железа переменная. Она равна 2 за счет электронов S- внешнего слоя и 3, 4, 5, 6 за счет электронов d - подуровня.

Степень окисления у металлов всегда положительная, так как на внешнем слое у них от 1 до 3-х электронов. В нашем случае степень окисления железа равна: + 2, + 3, + 4, + 5, + 6.

Пример. Fe⁰ - 2ē = Fe⁺², Fe⁰ - 6ē = Fe⁺⁶.

Составление формул химических соединений

на основании степени окисления

В молекулах химических соединений сумма положительных зарядов равна сумме отрицательных. Молекула нейтральна.

На основании этого правила составляется формула соединения.

Пример. Написать формулы соединений алюминия с кислородом, хлором. Определяем число валентных электронов у алюминия:

₁₃Al 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹ ₁₃Al^* … 3s¹ 3p²

Аl - металл, поэтому он будет проявлять положительную степень окисления, отдавая электроны кислороду и хлору.

Определяем число валентных электронов у кислорода и хлора.

₈О 1s² 2s² 2p⁴ ₁₇Сl 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

Кислород и хлор - неметаллы, по отношению к алюминию они будут проявлять отрицательную степень окисления.

₈О⁰ + 2ē = О^-2,

₁₇Сl⁰ + 1ē = Сl^-.

Составление формул:

Аl_x⁺³O_Y^-2, Аl_x⁺³ Сl_Y^-.

Число положительных зарядов алюминия в оксиде и в хлориде алюминия должно быть равно числу отрицательных зарядов кислорода и хлора. Для нахождения Х и У определяем наименьшее кратное, которое делится на 3 и 2 в оксиде Аl_xO_Y.

Это 6, тогда: Х = 6: 2 = 3 У = 6: 3 = 2 ® Al₂⁺³О₃^-2.

В хлориде Al_xСl_Y наименьшее кратное равно 3, тогда:

X = 3: 1 = 3 У = 3: 1 = 3 ® Al⁺³Сl₃^-.

Полярность – поляризуемость связи

По характеру расположения связующих электронов различают полярную, неполярную и ионную типы связей.

Для характеристики типа связей введено понятие электроотрицательности (Э.О.) Это относительная величина. Электроотрицательность лития принята за единицу.

Э.О. некоторых элементов:

Элемент Li Na K Mg Fe H S O Cl F

Э.О. 1,00 1,01 0,91 1,23 1,64 2,10 2,60 3,50 2,83 4,10

Чем больше Э.О., тем легче атом данного элемента притягивает электроны и заряжается отрицательно. Атом с меньшим значением Э.О. приобретает положительный заряд, так как он стремится к отдаче электронов.

Тип химической связи зависит от того, какова разность Э.О. элементов, образующих молекулу. У элементов с одинаковой Э.О., проявляется ковалентная неполярная связь, например, в молекулах H₂, Cl₂, O₂ и др.

Если элементы имеют различную электроотрицательность, то образующаяся связь называется ковалентной полярной. Этот тип связи наиболее распространен. Например, HСl, НВr, H₂O и др.

Если разница в Э.О. > 2,8, то связь считается ионной. Таким образом, ионную связь следует рассматривать как крайний случай полярной ковалентной связи.

В зависимости от характера распределения электронной плотности в молекулах различают неполярные и полярные (диполи) молекулы.

Диполь – система из двух зарядов, равных по величине и противоположных по знаку.

В неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают, поэтому связь в таких молекулах симметрична.

Например, в молекулах водорода, хлора, кислорода и др.

Н 1s¹ + Н 1s¹ ® H₂ Н: Н

s s

Полярные молекулы являются диполями. Полярность диполя определяется величиной дипольного момента m, который равен произведению зарядов d на длину диполя: m = ^. d

В неполярной молекуле m = 0.

Электронная плотность связующих электронов в полярных молекулах смещается к более электроотрицательному атому. Например, в молекуле НF связующее электронное облако смещено к фтору, поэтому у водорода появляется избыточный положительный заряд d +, а у фтора отрицательный d -. Такие заряды называются эффективными. Считается, что атом водорода в НF поляризован положительно, а атом фтора – отрицательно.

Пример.

Н 1s¹; F …3s² 3p⁵ H^d+ F^d-

­

­¯

­¯

­¯

­

s p

Связующая электронная плотность может быть смещена под действием внешнего электрического поля. Происходит поляризация связи, молекула становится более полярной. Поляризация влияет на реакционную способность молекул.

Направленность связи. Строение молекул

Так как образование связей за счет общих электронных пар осуществляется электронами разных энергетических состояний, возможно объединение связующих электронов s-, p- и d-состояния. При этом возникают смешанные А.О., так называемые гибридные. Поэтому, несмотря на различные формы А.О., принимающих участие в образовании гибридных облаков, полученные связи оказываются равноценными. Связь, образованная с участием гибридных А.О., более прочная, чем связь, возникшая за счет отдельных s-, p- и d-электронов.

Пример образования гибридных А.О. атома углерода ¹²₆С:

₆¹²С 1s² 2s² 2p² ₆С^* 2s¹ 2p³

Схема гибридизации:

1s + 3p ® 4sp³

1s + 2p ® 3sp² Гибридизированные А.О.

1s + 1p ® 2sp

Таким образом, в атоме углерода могут образоваться sp³-, sp²-, sр- гибридизированные А.О.

Способы перекрывания А.О. бывают различными. В зависимости от этого различают s- и p- связи. Связь осуществляется в том направлении, в котором перекрывание А.О. максимально.

s - связи образуются при перекрывании электронных облаков по линии, связывающей центры атомов.

p - связи образуются при перекрывании электронных облаков перпендикулярно линии, связывающей центры атомов.

s – орбитали симметричны, поэтому образуют только s связи. Перекрывание s – p и p – p дают s- и p- связи.

Примеры: а) образование молекулы Сl₂.

Электронная формула ₁₇Сl:

₁₇Сl 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

Графическое изображение валентного слоя:

₁₇Сl … 3s² 3p⁵

Образование молекулы.

₁₇Сl … 3s² 3p⁵

₁₇Сl … 3s² 3p⁵ Cl - Cl

­¯

­¯

­¯

¯

s - связь

p p

б) образование молекулы О₂.

₈О 1s² 2s² 2p⁴

₈О … 2s² 2p⁴

Схема образования молекулы.

₈О … 2s² 2p⁴ О = О

p p

­¯

­¯

¯

¯

s - связь p - связь

В молекуле кислорода р – электроны перекрываются в двух направлениях: вдоль оси, соединяющей ядра (s - связь) и перпендикулярной оси, соединяющей ядра (p - связь).

Образование молекулы HF.

₁Н 1s¹ H^d+ - F^d-

­
­¯		­¯	­¯	¯

₉F…2s² 2p⁵ s p

s -связь

При перекрывании s – s, s – p и p – p орбиталей образуются линейные молекулы, угол связи 180°.

Если образуется несколько связей, то возникают угловые и другие пространственные конфигурации (пирамида, тетраэдр и т.п.) молекул.

Примеры: а) образование молекулы Н₂О.

₁Н 1s¹ ₁Н 1s¹

₈О…2s² 2p⁴

s – р связь расположена под углом 104°28¢. Образуется угловая молекула.

О О

Н Н Н Н

104° 28¢

Перекрывание гибридизированных А.О. также происходит в различных направлениях с образованием s связей;

б) образование молекулы СН₄.

₆С 1s² 2s² 2р²

₆С … 2s² 2р²

₆С^* … 2s¹ 2р³ – возбужденное состояние атома С.

Гибридизация А.О.

1s + 3р ® 4sр³

1 + 3 ® 4

Н Н sp³ Образуется

тетраэдрическая молекула

С

Н Н

109,28°

в) образование молекулы NH₃.

₇N … 2s² 2p³ 4sp³ - гибридных А.О.

Н1s¹ Н1s¹ Н1s¹

Н Одна sp³ гибридная А.О.

оказывается несвязывающей и

N направлена к вершине пирамиды.

Н Н

107,3°

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: