Ни для кого не секрет, что химия - наука довольно сложная и к тому же разнообразная. Множество различных реакций, реагентов, химикатов и прочих сложных и непонятных терминов - все они взаимодействуют друг с другом. Но главное, что с химией мы имеем дело каждый день, неважно, слушаем ли мы учителя на уроке и усваиваем новый материал или же завариваем чай, который в целом тоже представляет собой химический процесс.

Можно сделать вывод, что химию знать просто необходимо , разбираться в ней и знать, как устроен наш мир или какие-то отдельные его части - интересно, и, более того, полезно.

Сейчас нам предстоит разобраться с таким термином, как ковалентная связь, которая, кстати говоря, может быть как полярной, так и неполярной. Кстати говоря, само слово «ковалентная», образуется от латинского «co» - совместно и «vales» - имеющий силу.

Появления термина

Начнём с того, что сам термин «ковалентная» впервые ввёл в 1919 году Ирвинг Ленгмюр - лауреат Нобелевской премии. Понятие «ковалентной» предполагает химическую связь, при которой оба атома обладают электронами, что называется совместным обладанием. Таким образом, она, к примеру, отличается от металлической, в которой электроны свободны, или же от ионной, где и вовсе один отдаёт электроны другому. Нужно заметить, что образуется она между неметаллами.

Исходя из вышесказанного, можно сделать небольшой вывод о том, что из себя представляет этот процесс. Она возникает между атомами за счёт образования общих электронных пар, причём пары эти возникают на внешних и предвнешних подуровнях электронов.

Примеры, вещества с полярной:

Виды ковалентной связи

Также различаются два вида - это полярная, и, соответственно, неполярная связи. Особенности каждой из них мы разберём отдельно.

Ковалентная полярная - образование

Что из себя представляет термин «полярная»?

Обычно происходит так, что два атома имеют разную электроотрицательность, следовательно, общие электроны не принадлежат им в равной степени, а находятся они всегда ближе к одному, чем к другому. К примеру, молекула хлороводорода, в ней электроны ковалентной связи располагаются ближе к атому хлора, так как его электроотрицательность выше чем у водорода. Однако, на самом деле, разница в притяжении электронов невелика настолько, чтобы произошёл полный перенос электрона от водорода к хлору.

В итоге при полярной электронная плотность смещается к более электроотрицательному, на нём же возникает частичный отрицательный заряд. В свою очередь, у того ядра, чья электроотрицательность ниже, возникает, соответственно, частичный положительный заряд.

Делаем вывод: полярная возникает между различными неметаллами, которые отличаются по значению электроотрицательности, а электроны располагаются ближе к ядру с большей электроотрицательностью.

Электроотрицательность – способность одних атомов притягивать к себе электроны других, тем самым образуя химическую реакцию.

Примеры ковалентной полярной , вещества с ковалентной полярной связью:

Формула вещества с ковалентной полярной связью

Ковалентная неполярная, разница между полярной и неполярной

И наконец, неполярная, скоро мы узнаем что же она из себя представляет.

Основное отличие неполярной от полярной - это симметрия. Если в случае с полярной электроны располагались ближе к одному атому, то при неполярной связи, электроны располагаются симметрично, то есть в равной степени по отношению к обоим.

Примечательно, что неполярная возникает между атомами неметалла одного химического элемента.

К примеру, вещества с неполярной ковалентной связью:

Также совокупность электронов зачастую называют просто электронным облаком, исходя из этого делаем вывод, что электронное облако связи, которое образует общая пара электронов, распределяется в пространстве симметрично, или же равномерно по отношению к ядрам обоих.

Примеры ковалентной неполярной связи и схема образования ковалентной неполярной связи

Но Также полезно знать, как же различать ковалентную полярную и неполярную.

Ковалентная неполярная - это всегда атомы одного и того же вещества. H2. CL2.

На этом статья подошла к концу, теперь мы знаем, что из себя представляет этот химический процесс, умеем определять его и его разновидности, знаем формулы образования веществ, и в целом чуточку больше о нашем сложном мире, успехов в химии и образовании новых формул.

Рис. 2.1. Образование молекул из атомов сопровождается перераспределением электронов валентных орбиталей и приводит к выигрышу в энергии, так как энергия молекул оказывается меньше энергии невзаимодействующих атомов. На рисунке представлена схема образования неполярной ковалентной химической связи между атомами водорода.

§2 Химическая связь

В обычных условиях молекулярное состояние устойчивее, чем атомное (рис.2.1).Образование молекул из атомов сопровождается перераспределением электронов валентных орбиталей и приводит к выигрышу в энергии, так как энергия молекул оказывается меньше энергии невзаимодействующих атомов (приложение 3). Силы, удерживающие атомы в молекулах, получили обобщенное названиехимической связи .

Химическая связь между атомами осуществляется валентными электронами и имеет электрическую природу . При этом различают четыре основных типа химической связи:ковалентную ,ионную, металлическую иводородную .

1 Ковалентная связь

Химическая связь, осуществляемая электронными парами, называется атомной, или ковалентной . Соединения с ковалентными связями называются атомными, или ковалентными .

При возникновении ковалентной связи происходит сопровождающееся выделением энергии перекрытие электронных облаков взаимодействующих атомов (рис.2.1). При этом между положительно заряженными атомными ядрами возникает облако с повышенной плотностью отрицательного заряда. Благодаря действию кулоновских сил притяжения между разноименными зарядами увеличение плотности отрицательного заряда благоприятствует сближению ядер.

Ковалентная связь образуется за счет непарных электронов внешних оболочек атомов . При этом электроны с противоположными спинами образуютэлектронную пару (рис.2.2), общую для взаимодействующих атомов. Если между атомами возникла одна ковалентная связь (одна общая электронная пара), то она называется одинарной, две- двойной и т.д.

Мерой прочности химической связи служит энергия E св, затрачиваемая на разрушение связи (выигрыш в энергии при образовании соединения из отдельных атомов). Обычно эту энергию измеряют в расчете на 1 мольвещества и выражают в килоджоулях на моль (кДж∙моль –1). Энергия одинарной ковалентной связи лежит в пределах 200–2000 кДжмоль –1 .

Рис. 2.2. Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающей за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма (а) , когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или посредством донорно-акцепторного механизма (б) , когда электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору).

Ковалентная связь обладает свойствами насыщаемости и направленности . Под насыщаемостью ковалентной связи понимается способность атомов образовывать с соседями ограниченное число связей, определяемое числом их неспаренных ва­лентных электронов. Направленность ковалентной связи отражает тот факт, что силы,удерживающие атомы друг возле друга, направлены вдоль прямой, соединяющей атомные ядра. Кроме того, ковалентная связь может быть полярной или неполярной .

В случае неполярной ковалентной связи электронное облако, образованное общей парой электронов, распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов. Неполярная ковалентная связь образуется между атомами простых веществ, например, между одинаковыми атомами газов, образующих двухатомные молекулы (О 2 , Н 2 , N 2 ,Cl 2 и т.д.).

В случае полярной ковалентной связи электронное облако связи смещено к одному из атомов. Образование полярной ковалентной связи между атомами характерно для сложных веществ. Примером могут служить молекулы летучих неорганических соединений: HCl, H 2 O, NH 3 и др.

Степень смещения общего электронного облака к одному из атомов при образовании ковалентной связи (степень полярности связи ) определяется, главным образом, зарядом атомных ядер и радиусом взаимодействующих атомов .

Чем больше заряд атомного ядра, тем сильнее оно притягивает к себе облако электронов. В то же время чем больше радиус атома, тем слабее внешние электроны удерживаются вблизи атомного ядра. Совокупное действие двух этих факторов и выражается в различной способности разных атомов «оттягивать» к себе облако ковалентной связи.

Способность атома в молекуле притягивать к себе электроны получила название электроотрицательности . Таким образом, электроотрицательность характеризует способность атома к поляризации ковалентной связи:чем больше электроотрицательность атома, тем сильнее смещено к нему электронное облако ковалентной связи .

Для количественной оценки электроотрицательности предложен ряд методов. При этом наиболее ясный физический смысл имеет метод, предложенный американским химиком Робертом С. Малликеном, который определил электроотрицательность  атома как полусумму его энергииE e сродства к электрону и энергииE i ионизации атома:

. (2.1)

Энергией ионизации атома называется та энергия, которую нужно затратить, чтобы «оторвать» от него электрон и удалить его на бесконечное расстояние. Энергию ионизации определяют при помощи фотоионизации атомов или путем бомбардировки атомов электронами, ускоренными в электрическом поле. То наименьшее значение энергии фотонов или электронов, которое становится достаточным для ионизации атомов, и называют их энергией ионизацииE i . Обычно эта энергия выражается в электрон-вольтах (эВ): 1 эВ = 1,610 –19 Дж.

Охотнее всего отдают внешние электроны атомы металлов , которые содержат на внешней оболочке небольшое число непарных электронов (1, 2 или 3). Эти атомы обладают наименьшей энергией ионизации. Таким образом, величина энергии ионизации может служить мерой большей или меньшей «металличности» элемента: чем меньше энергия ионизации, тем сильнее должны быть выраженыметаллические свойства элемента.

В одной и той же подгруппе периодической системы элементов Д.И.Менделе­ева с увеличением порядкового номера элемента его энергия ионизации уменьшается (табл.2.1), что связано с увеличением атомного радиуса (табл.1.2), а, следовательно, с ослаблением связи внешних электронов с ядром. У элементов одного периода энергия ионизации возрастает с увеличением порядкового номера. Это связано с уменьшением атомного радиуса и увеличением заряда ядра.

Энергия E e , которая выделяется при присоединении электрона к свободному атому, называетсясродством к электрону (выражается также в эВ). Выделение (а не поглощение) энергии при присоединении заряженного электрона к некоторым нейтральным атомам объясняется тем, что наиболее устойчивыми в природе являются атомы с заполненными внешними оболочками. Поэтому тем атомам, у которых эти оболочки «немного не заполнены» (т.е. до заполнения не хватает 1, 2 или 3 электронов), энергетически выгодно присоединять к себе электроны, превращаясь в отрицательно заряженные ионы 1 . К таким атомам относятся, например, атомы галогенов (табл.2.1) – элементов седьмой группы (главной подгруппы) периодической системы Д.И.Менделеева. Сродство к электрону атомов металла, как правило, равно нулю или отрицательно, т.е. им энергетически невыгодно присоединение дополнительных электронов, требуется дополнительная энергия, чтобы удержать их внутри атомов. Сродство к электрону атомов неметаллов всегда положительно и тем больше, чем ближе к благородному (инертному) газу расположен неметалл в периодической системе. Это свидетельствует об усилениинеметаллических свойств по мере приближения к концу периода.

Из всего сказанного ясно, что электроотрицательность (2.1) атомов возрастает в направлении слева направо для элементов каждого периода и уменьшается в направлении сверху вниз для элементов одной и той же группы периодической системы Менделеева. Нетрудно, однако, понять, что для характеристики степени полярности ковалентной связи между атомами важным является не абсолютное значение электроотрицательности, а отношение электроотрицательностей атомов, образующих связь. Поэтому на практике пользуются относительными значениями электроотрицательности (табл.2.1),принимая за единицу электроотрицательность лития.

Для характеристики полярности ковалентной химической связи используют разность относительных электроотрицательностей атомов . Обычно связь между атомами А и В считается чисто ковалентной, если | A – B |0.5.

Впервые о таком понятии как ковалентная связь ученые-химики заговорили после открытия Гилберта Ньютона Льюиса, который описал как обобществление двух электронов. Более поздние исследования позволили описать и сам принцип ковалентной связи. Слово ковалентный можно рассматривать в рамках химии как способность атома образовывать связи с другими атомами.

Поясним на примере:

Имеется два атома с незначительными отличиями в электроотрицательности (С и CL, С и Н). Как правило, это которых максимально близко к строению электронной оболочки благородных газов.

При выполнении данных условий возникает притяжение ядер этих атомов к электронной паре, общей для них. При этом электронные облака не просто накладываются друг на друга, как при Ковалентная связь обеспечивает надежное соединение двух атомов за счет того, что перераспределяется электронная плотность и изменяется энергия системы, что вызвано "втягиванием" в межъядерное пространство одного атома электронного облака другого. Чем более обширно взаимное перекрытие электронных облаков, тем связь считается более прочной.

Отсюда, ковалентная связь - это образование, возникшее путем взаимного обобществления двух электронов, принадлежащих двум атомам.

Как правило, вещества с молекулярной кристаллической решеткой образуются посредством именно ковалентной связи. Характерными для являются плавление и кипение при низких температурах, плохая растворимость в воде и низкая электропроводность. Отсюда можно сделать вывод: в основе строения таких элементов, как германий, кремний, хлор, водород - ковалентная связь.

Свойства, характерные для данного вида соединения:

1. Насыщаемость. Под этим свойством обычно понимается максимальное количество связей, которое они могут установить конкретные атомы. Определяется это количество общим числом тех орбиталей в атоме, которые могут участвовать в образовании химических связей. Валентность атома, с другой стороны, может быть определена числом уже использованных с этой целью орбиталей.
2. Направленность . Все атомы стремятся образовывать максимально прочные связи. Наибольшая прочность достигается в случае совпадения пространственной направленности электронных облаков двух атомов, поскольку они перекрывают друг друга. Кроме того, именно такое свойство ковалентной связи как направленность влияет на пространственное расположение молекул то есть отвечает за их "геометрическую форму".
3. Поляризуемость. В основе этого положения лежит представление о том, что ковалентная связь существует двух видов:

• полярная или несимметричная. Связь данного вида могут образовывать только атомы разны видов, т.е. те, чья электроотрицательность значительно различается, либо в случаях, когда общая электронная пара несимметрично разделена.
• возникает между атомами, электроотрицательность которых практически равна, а распределение электронной плотности равномерно.

Кроме того, существуют определенные количественные :

• Энергия связи . Данный параметр характеризует полярную связь с точки зрения ее прочности. Под энергией понимается то количество тепла, которое было необходимо для разрушения связи двух атомов, а также то количество тепла, что было выделено при их соединении.
• Под длиной связ и в молекулярной химии понимается длина прямой между ядрами двух атомов. Этот параметр также характеризует прочность связи.
• Дипольный момент - величина, которая характеризует полярность валентной связи.

Ковалентная связь осуществляется за счёт обобществления электронов, принадлежащих обоим участвующим во взаимодействии атомам. Электроотрицательности неметаллов достаточно велики, поэтому передачи электронов не происходит.

Электроны, находящиеся на перекрывающихся электронных орбиталях, поступают в общее пользование. При этом создаётся ситуация, при которой внешние электронные уровни атомов оказываются заполненными, то есть образуется 8-ми или 2-х электронная внешняя оболочка.

Состояние, при котором электронная оболочка заполнена полностью, характеризуется наименьшей энергией, а соответственно, и максимальной устойчивостью.

Механизмов образования два:

1. донорно-акцепторный;
2. обменный.

В первом случае один из атомов предоставляет свою пару электронов, а второй - свободную электронную орбиталь.

Во втором - в общую пару приходит по одному электрону от каждого участника взаимодействия.

В зависимости от того, к какому типу относятся - атомному или молекулярному, соединения с подобным видом связи могут значительно различаться по физико-химическим характеристикам.

Молекулярные вещества чаще всего газы, жидкость или твёрдые вещества с низкими температурами плавления и кипения, неэлектропроводные, обладающие малой прочностью. К ним можно отнести: водород (H 2), кислород (O 2), азот (N 2), хлор (Cl 2), бром (Br 2), ромбическую серу (S 8), белый фосфор (P 4) и другие простые вещества; диоксид углерода (CO 2), диоксид серы (SO 2), оксид азота V (N 2 O 5), воду (H 2 O), хлороводород (HCl), фтороводород (HF), аммиак (NH 3), метан (CH 4), этиловый спирт (C 2 H 5 OH), органические полимеры и другие.

Вещества атомные существуют в виде прочных кристаллов, имеющих высокие температуры кипения и плавления, не растворимы в воде и прочих растворителях, многие не проводят электрический ток. Как пример можно привести алмаз, который обладает исключительной прочностью. Это объясняется тем, что алмаз представляет собой кристалл, состоящий из атомов углерода, соединённых ковалентными связями. В алмазе нет отдельных молекул. Также атомным строением обладают такие вещества, как графит, кремний (Si), диоксид кремния (SiO 2), карбид кремния (SiC) и другие.

Ковалентные связи могут быть не только одинарными (как в молекуле хлора Cl2), но также двойные, как в молекуле кислорода О2, или тройные, как, например, в молекуле азота N2. При этом тройные имеют большую энергию и более прочны, чем двойные и одинарные.

Ковалентная связь может быть образована как между двумя атомами одного элемента (неполярная), так и между атомами различных химических элементов (полярная).

Указать формулу соединения с ковалентной полярной связью не представляет труда, если сравнить значения электроотрицательностей, входящих в состав молекул атомов. Отсутствие разницы в электроотрицательности определит неполярность. Если же разница есть, то молекула будет полярна.

Не пропустите: механизм образования , конкретные примеры.

Ковалентная неполярная химическая связь

Характерна для простых веществ неметаллов . Электроны принадлежат атомам в равной степени, и смещения электронной плотности не происходит.

Примером могут служить следующие молекулы:

H2, O2, О3, N2, F2, Cl2.

Исключением являются инертные газы . Их внешний энергетический уровень заполнен полностью, и образование молекул им энергетически не выгодно, в связи с чем они существуют в виде отдельных атомов.

Также примером веществ с неполярной ковалентной связью будет, например, РН3. Несмотря на то, что вещество состоит из различных элементов, значения электроотрицательностей элементов фактически не различаются, а значит, смещения электронной пары происходить не будет.

Ковалентная полярная химическая связь

Рассматривая ковалентную полярную связь, примеров можно привести множество: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, СО.

образуется между атомами неметаллов с различной электроотрицательностью. При этом ядро элемента с большей электроотрицательностью притягивает общие электроны ближе к себе.

Схема образования ковалентной полярной связи

В зависимости от механизма образования общими могут становиться электроны одного из атомов или обоих .

На картинке наглядно представлено взаимодействие в молекуле соляной кислоты.

Пара электронов принадлежит и одному атому, и второму, у обоих, таким образом, внешние уровни заполнены. Но более электроотрицательный хлор притягивает пару электронов чуть ближе к себе (при этом она остаётся общей). Разница в электроотрицательности недостаточно большая, чтобы пара электронов перешла к одному из атомов полностью. В результате возникает частичный отрицательный заряд у хлора и частичный положительный у водорода. Молекула HCl является полярной молекулой.

Физико-химические свойства связи

Связь можно охарактеризовать следующими свойствами : направленность, полярность, поляризуемость и насыщаемость.

Ковалентная связь (от латинского «со» совместно и «vales» имеющий силу) осуществляется за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам. Образуется между атомами неметаллов.

Электроотрицательность неметаллов довольно велика, так что при химическом взаимодействии двух атомов неметаллов полный перенос электронов от одного к другому (как в случае ) невозможен. В этом случае для выполнения необходимо объединение электронов.

В качестве примера обсудим взаимодействие атомов водорода и хлора:

H 1s 1 — один электрон

Cl 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 — семь электронов на внешнем уровне

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. Тем самым правило октета оказывается выполненным. Лучше всего изобра­жать это с помощью формул Льюиса:

Образование ковалентной связи

Обобществленные электроны принадлежат теперь обоим атомам. Атом водорода имеет два электрона (свой собственный и обобществленный электрон атома хлора), а атом хлора - восемь электронов (свои плюс обобществленный электрон атома водорода). Эти два обобществленных электрона образуют ковалентную связь между атомами водорода и хло­ра. Образовавшаяся при связывании двух атомов частица называется молекулой.

Неполярная ковалентная связь

Ковалентная связь может образоваться и между двумя одинаковы­ми атомами. Например:

Эта схема объясняет, почему водород и хлор существуют в виде двухатомных молекул. Благодаря спариванию и обобществлению двух элек­тронов удается выполнить правило октета для обоих атомов.

Помимо одинарных связей может образовываться двойная или тройная ковалентная связь, как, например, в молекулах кислорода О 2 или азота N 2 . Атомы азота имеют по пять валентных электронов, следовательно, для завершения оболочки требуется еще по три электро­на. Это достигается обобществлением трех пар электронов, как показано ниже:

Ковалентные соединения — обычно газы, жидкости или сравнитель­но низкоплавкие твердые вещества. Одним из редких исключений явля­ется алмаз, который плавится выше 3 500 °С. Это объясняется строением алмаза, который представляет собой сплошную решетку ковалентно связанных атомов углерода, а не совокупность отдельных молекул. Фак­тически любой кристалл алмаза, независимо от его размера, представля­ет собой одну огромную молекулу.

Ковалентная связь возникает при объединении электронов двух атомов неметаллов. Возникшая при этом структура называется молекулой.

Полярная ковалентная связь

В большинстве случаев два ковалентно связанных атома имеют раз­ную электроотрицательность и обобществленные электроны не принад­лежат двум атомам в равной степени. Большую часть времени они нахо­дятся ближе к одному атому, чем к другому. В молекуле хлороводорода, например, электроны, образующие ковалентную связь, располагаются ближе к атому хлора, поскольку его электроотрицательность выше, чем у водорода. Однако разница в способности притягивать электроны не столь велика, чтобы произошел полный перенос электрона с атома водо­рода на атом хлора. Поэтому связь между атомами водорода и хлора можно рассматривать как нечто среднее между ионной связью (полный перенос электрона) и неполярной ковалентной связью (симмет­ричное расположение пары электронов между двумя атомами). Частич­ный заряд на атомах обозначается греческой буквой δ. Такая связь называется полярной ковалентной связью, а о молеку­ле хлороводорода говорят, что она полярна, т. е. имеет положительно заряженный конец (атом водорода) и отрицательно заряженный конец (атом хлора).

В таблице ниже перечислены основные типы связей и примеры веществ:

Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

1) Обменный механизм. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару.

2) Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь.