Ковалентна връзка

От Уикипедия, свободната енциклопедия
Отидете на навигация Отидете на търсене
Ковалентна връзка образуване на водород молекула Н2 (отдясно), където два водородни атома припокриват две електрони
Фиг. 1. Модел на единична ковалентна връзка ( електронната плътност е подчертана в червено)

Ковалентна връзка (от латински co - "заедно" и vales - "притежаваща сила") е химическа връзка, образувана от припокриването (социализацията) на двойка валентни (разположени върху външната обвивка на атома ) електронни облаци . Електронните облаци (електрони), които осигуряват комуникация, се наричат обща електронна двойка .

Ковалентната връзка включва много видове взаимодействия, включително σ връзка , π връзка , метална връзка , бананова връзка и двуелектронна трицентрова връзка [1] [2] .

Като се вземе предвид статистическата интерпретация на вълновата функция на М. Борн, плътността на вероятността за намиране на свързващите електрони е концентрирана в пространството между ядрата на молекулата (фиг. 1). В теорията на отблъскването на електронните двойки се разглеждат геометричните размери на тези двойки. И така, за елементите на всеки период има определен среден радиус на електронната двойка ( Å ): 0,6 за елементи до неон; 0,75 за елементи до аргон; 0,75 за елементи до криптон и 0,8 за елементи до ксенон [3] .

Характерни свойства на ковалентна връзка

Характерните свойства на ковалентната връзка - насоченост, наситеност, полярност, поляризуемост - определят химичните и физичните свойства на съединенията.

  • Насочеността на връзката се дължи на молекулярната структура на веществото и геометричната форма на тяхната молекула.

Ъглите между две връзки се наричат ​​ъгли на връзката.

  • Насищането е способността на атомите да образуват ограничен брой ковалентни връзки. Броят на връзките, образувани от един атом, е ограничен от броя на външните му атомни орбитали .
  • Полярността на връзката се дължи на неравномерното разпределение на електронната плътност поради разликите в електроотрицателността на атомите.

Според тази характеристика ковалентните връзки се разделят на неполярни и полярни (неполярни - двуатомната молекула се състои от еднакви атоми (H 2 , Cl 2 , N 2 ) и електронните облаци на всеки атом са разпределени симетрично по отношение на тези атоми; полярна - двуатомна молекула се състои от атоми на различни химични елементи и общият електронен облак се измества към един от атомите, като по този начин се образува асиметрия в разпределението на електрическия заряд в молекулата, което води до диполен момент на молекулата).

  • Поляризацията на връзката се изразява в изместване на електроните на връзката под въздействието на външно електрическо поле, включително друга реагираща частица. Поляризацията се определя от подвижността на електроните . Полярността и поляризуемостта на ковалентните връзки определят реактивността на молекулите по отношение на полярните реагенти.

Колкото по-подвижни са електроните, толкова по-далеч са те от ядрата.

Въпреки това, два пъти нобеловият лауреат Л. Полинг посочва, че „в някои молекули има ковалентни връзки, причинени от един или три електрона, вместо от обща двойка“ [4] . Едноелектронната химична връзка се осъществява в молекулния водороден йон H 2 + .

Молекулният водороден йон H 2 + съдържа два протона и един електрон. Един електрон в компенсира молекулни система за електростатично отблъскване на два протона и ги държи на разстояние от 1,06 А (на дължината на Н2 + химичната връзка ). Центърът на електронната плътност на електронния облак на молекулярната система е еднакво отдалечен от двата протона с радиуса на Бор α 0 = 0,53 A и е центърът на симетрия на молекулния водороден йон H 2 + .

История на термина

Терминът "ковалентна връзка" е въведен за първи път от нобеловия лауреат Ървинг Лангмюър през 1919 г. [5] [4] . Този термин се отнася до химическа връзка, причинена от съвместното притежание на електрони , за разлика от метална връзка, в която електроните са свободни, или йонна връзка, в която един от атомите дарява електрон и се превръща в катион , а друг атом приема електрон и се превърна в анион .

По-късно (1927) F. London и W. Heitler, използвайки примера на водородна молекула, дават първото описание на ковалентна връзка от гледна точка на квантовата механика .

Формиране на комуникация

Ковалентна връзка се образува от двойка електрони, разделени между два атома, и тези електрони трябва да заемат две стабилни орбитали, по една от всеки атом [6] .

A + B → A: B

В резултат на социализацията, електроните образуват запълнено енергийно ниво. Връзката се образува, ако тяхната обща енергия на това ниво е по-малка от тази в първоначалното състояние (и разликата в енергията няма да бъде нищо повече от енергията на връзката ).

Запълване на атомни електрони (по краищата) и молекулярни (централни) орбитали в молекулата H 2 . Вертикалната ос съответства на енергийното ниво, електроните са обозначени със стрелки, представящи техните завъртания .

Според теорията на молекулярните орбитали , припокриването на две атомни орбитали води в най-простия случай до образуването на две молекулярни орбитали (МО): свързваща МО и антисвързваща (антисвързваща) МО . Споделените електрони са разположени на свързващия MO, който е с по-ниска енергия.

Образуване на връзка при рекомбинация на атоми

Атомите и свободните радикали са склонни към рекомбинация - образуване на ковалентна връзка чрез споделяне на два несдвоени електрона, принадлежащи на различни частици.

Образуването на връзка по време на рекомбинация се придружава от освобождаване на енергия. И така, по време на взаимодействието на водородни атоми се отделя енергия в размер на 436 kJ / mol. Този ефект се използва в технологията на атомно водородно заваряване. Поток от водород се пропуска през електрическа дъга, където се генерира поток от водородни атоми. След това атомите се съединяват отново върху метална повърхност, поставена на кратко разстояние от дъгата. Металът може да се нагрява по този начин над 3500 ° C. Голямото предимство на "атомния водороден пламък" е равномерността на нагряване, което позволява заваряване на много тънки метални части [7] .

Механизмът на междуатомното взаимодействие обаче остава неизвестен дълго време. Едва през 1930 г. Ф. Лондон въвежда концепцията за дисперсионно привличане – взаимодействието между мигновени и индуцирани (индуцирани) диполи. Понастоящем силите на привличане, дължащи се на взаимодействието между флуктуиращите електрически диполи на атоми и молекули, се наричат ​​" лондонски сили ".

Енергията на такова взаимодействие е право пропорционална на квадрата на електронната поляризуемост α и е обратно пропорционална на разстоянието между два атома или молекули на шеста степен [8] .

Образуване на връзка чрез донорно-акцепторен механизъм

В допълнение към хомогенния механизъм за образуване на ковалентна връзка, съществува хетерогенен механизъм - взаимодействието на противоположно заредени йони - протон H + и отрицателен водороден йон H - , наречен хидриден йон :

Когато йоните се приближат един до друг, двуелектронният облак (електронна двойка) на хидридния йон се привлича към протона и в крайна сметка става общ и за двете водородни ядра, тоест се превръща в свързваща електронна двойка. Частица, която доставя електронна двойка, се нарича донор, а частица, която приема тази електронна двойка, се нарича акцептор. Този механизъм на образуване на ковалентна връзка се нарича донор-акцептор [9] .

Разпределението на електронната плътност между ядрата в молекулата на водорода е едно и също, независимо от механизма на образуване, поради което е неправилно да се нарича химична връзка, получена чрез донорно-акцепторен механизъм, донор-акцепторна връзка.

В допълнение към хидридния йон, съединенията на елементите от основните подгрупи V-VII от групите на периодичната таблица на елементите в най-ниската степен на окисление на елемента действат като донор на електронна двойка. И така, дори Йоханес Брьонстед установи, че протон не съществува в разтвор в свободна форма, във вода той образува оксониев катион:

Протонът атакува самотната електронна двойка на водната молекула и образува стабилен катион, който съществува във водни разтвори на киселини [10] .

Добавянето на протон към амонячна молекула става по подобен начин за образуване на сложен амониев катион:

По този начин (по донорно-акцепторния механизъм на образуване на ковалентна връзка) се получава голям клас ониеви съединения , който включва амониеви , оксониеви, фосфониеви, сулфониеви и други съединения [11] .

Водородната молекула може да действа като донор на електронни двойки, което при контакт с протон води до образуването на молекулен водороден йон H 3 + :

Свързващата електронна двойка на молекулярния водороден йон H 3 + принадлежи едновременно на три протона.

Видове ковалентни връзки

Има три вида ковалентни химични връзки, които се различават по механизма на образуване:

1. Проста ковалентна връзка . За образуването му всеки от атомите осигурява един несдвоен електрон. Когато се образува проста ковалентна връзка, формалните заряди на атомите остават непроменени.

  • Ако атомите, които образуват проста ковалентна връзка, са еднакви, тогава истинските заряди на атомите в молекулата също са еднакви, тъй като атомите, които образуват връзката, притежават еднакво споделената електронна двойка. Такава връзка се нарича неполярна ковалентна връзка . Много прости вещества имат такава връзка, например: O 2 , N 2 , Cl 2 .
  • Ако атомите са различни, тогава степента на собственост на споделената двойка електрони се определя от разликата в електроотрицателността на атомите. Атом с по-голяма електроотрицателност привлича по-силно двойка електрони на връзката и истинският му заряд става отрицателен. Атом с по-ниска електроотрицателност придобива съответно същия положителен заряд. Ако се образува връзка между два различни неметала , тогава такава връзка се нарича ковалентна полярна връзка .

2. Донор-акцепторна връзка . За образуването на този тип ковалентна връзка и двата електрона се осигуряват от един от атомите - донора . Вторият от атомите, участващи в образуването на връзка, се нарича акцептор . В получената молекула формалният заряд на донора се увеличава с единица, а формалният заряд на акцептора намалява с единица.

3. Полуполярна връзка . Може да се разглежда като полярна донорно-акцепторна връзка. Този тип ковалентна връзка се образува между атом с самотна двойка електрони ( азот , фосфор , сяра , халогени и др.) и атом с два несдвоени електрона ( кислород , сяра ). Образуването на полуполярна връзка протича на два етапа:

1. Прехвърляне на един електрон от атом с самотна двойка електрони към атом с два несдвоени електрона. В резултат на това атом със самотна двойка електрони се превръща в радикален катион (положително заредена частица с несдвоен електрон), а атом с два несдвоени електрона в радикален анион (отрицателно заредена частица с несдвоен електрон).
2. Обединяване на несдвоени електрони (както в случая на проста ковалентна връзка).

Когато се образува полуполярна връзка, атом с самотна двойка електрони увеличава формалния си заряд с един, а атом с два несдвоени електрона намалява формалния си заряд с един.

σ-връзка и π-връзка

Сигма (σ) - , pi (π) -връзки - приблизително описание на видовете ковалентни връзки в молекули на различни съединения, σ-връзката се характеризира с факта, че плътността на електронния облак е максимална по оста, свързваща ядра на атоми. В образованието -свързване, се осъществява така нареченото странично припокриване на електронни облаци, като плътността на електронния облак е максимална "над" и "под" равнината на σ-връзката. Да вземем за примери етилен , ацетилен и бензол .

В етиленовата молекула C 2 H 4 има двойна връзка CH 2 = CH 2 , нейната електронна формула: H: C :: C: H. Ядрата на всички етиленови атоми са разположени в една и съща равнина. Три електронни облака от всеки въглероден атом образуват три ковалентни връзки с други атоми в същата равнина (с ъгли между тях около 120 °). Облакът от четвъртия валентен електрон на въглеродния атом е разположен над и под равнината на молекулата. Такива електронни облаци от двата въглеродни атома, частично припокриващи се над и под равнината на молекулата, образуват втора връзка между въглеродните атоми. Първата, по-силна ковалентна връзка между въглеродните атоми се нарича σ-връзка; втората, по-малко силна ковалентна връзка се нарича - комуникация.

В линейна ацетиленова молекула

N — C≡C — N (N: S ::: S: N)

има σ-връзки между въглеродни и водородни атоми, една σ-връзка между два въглеродни атома и две -връзки между едни и същи въглеродни атоми. две -връзките са разположени над сферата на действие на σ-връзката в две взаимно перпендикулярни равнини.

Всичките шест въглеродни атома на C 6 H 6 цикличната бензолова молекула лежат в една и съща равнина. Σ-връзките действат между въглеродните атоми в равнината на пръстена; същите връзки съществуват за всеки въглероден атом с водородни атоми. Въглеродните атоми изразходват три електрона, за да направят тези връзки. Облаците от четвърти валентни електрони на въглеродните атоми, които имат формата на осмици, са разположени перпендикулярно на равнината на молекулата на бензола. Всеки такъв облак се припокрива еднакво с електронните облаци на съседните въглеродни атоми. В молекулата на бензола не са три отделни -връзка, но единична - електронна система от шест електрона, обща за всички въглеродни атоми. Връзките между въглеродните атоми в бензоловата молекула са абсолютно еднакви.

Примери за вещества с ковалентна връзка

Проста ковалентна връзка свързва атомите в молекули на прости газове (H 2 , Cl 2 и др.) и съединения (H 2 O, NH 3 , CH 4 , CO 2 , HCl и др.). Съединения с донорно-акцепторна връзка - амониев NH 4 + , тетрафлуороборат анион BF 4 - и др. Съединения с полуполярна връзка - азотен оксид N 2 O, O - -PCl 3 + .

Кристалите с ковалентна връзка са диелектрици или полупроводници . Типични примери за атомни кристали (атоми, в които са свързани чрез ковалентни (атомни) връзки) са диамант , германий и силиций .

Вижте също

Бележки (редактиране)

  1. Март, Джери. Разширена органична химия: реакции, механизми и структура ( англ.). - John Wiley & Sons , 1992. - ISBN 0-471-60180-2 .
  2. Гари Л. Мислер; Доналд Артър Тар. Неорганична химия (неуточнена) . - Prentice Hall , 2004 .-- ISBN 0-13-035471-6 .
  3. Гиллеспи Р. Геометрия молекул. — М. : "Мир", 1975. — С. 49. — 278 с.
  4. 1 2 Л.Паулинг. Природа химической связи. — М.Л. : Издательство химической литературы, 1947. — С. 16. — 440 с.
  5. I. Langmuir. Journal of the American Chemical Society. — 1919. — Т. 41. — 868 с.
  6. Полинг.Л., Полинг П. Химия. — «Мир», 1978. — С. 129. — 684 с.
  7. Некрасов Б. В. Курс общей химии. — 14. — М. : изд. химической литературы, 1962. — С. 110. — 976 с.
  8. Даниэльс Ф., Олберти Р. Физическая химия. — М. : «Мир», 1978. — С. 453. — 646 с.
  9. Ахметов Н. С. Неорганическая химия. — изд. 2-е перераб. и доп.. — М. : Высшая школа, 1975. — С. 60. — 672 с.
  10. Химический энциклопедический словарь / гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М. : Сов. энциклопедия, 1983. — С. 132 . — 792 с.
  11. Onium compounds IUPAC Gold Book

Литература

  • «Химический энциклопедический словарь», М., «Советская энциклопедия», 1983, с.264.