• Гідрологія і Гідрометрія
• Господарське право
• Економіка будівництва
• Економіка природокористування
• Економічна теорія
• Земельне право
• Історія України
• Кримінально виконавче право
• Медична радіологія
• Методи аналізу
• Міжнародне приватне право
• Міжнародний маркетинг
• Основи екології
• Предмет Політологія
• Соціальне страхування
• Технічні засоби організації дорожнього руху
• Товарознавство продовольчих товарів

Ковалентний зв’язок

Ковалентний зв'язок утворюється між атомами тоді, коли електронні орбіталі взаємодіючих атомів утворюють одну-єдину електронну орбіталь/

Хімічний зв'язок, що утворюється спільною електронною парою, називається ковалентним зв'язком.

П р и к л а д. При утворенні молекули фтору з двох ізольованих атомів спільна електронна пара утворюється з неспарених електронів кожного атома. Ці електрони мають протилежні спіни ↑ і ↓.

Спільна електронна пара утворює єдину електронну орбіталь і зв'язує два атоми в молекулу. У молекулі F₂ кожний атом Флуору має стійкий (завершений) електронний шар з 8 елек­тронів. Ковалентний зв'язок утворився за допомогою перекривання р-р-орбіталей.

Формулу молекули фтору можна також зобразити графічно: F—F. Риска між атомами позначає спільну електронну пару.

П р и к л а д. Утворення молекули НF з атомів Гідрогену і Флуору. У молекулі НF ковалентний зв'язок утворився за допомогою s-електрона атома Гідрогену і р-електрона атома Флуору. Взаємодію атомів можна зобразити як:

а взаємодію електронних орбіталей як:

Зона перекривання орбіталей заштрихована.

Якщо між атомами є один ковалентний зв'язок (одна спільна електронна пара), він називається одинарним. Якщо зв'язків більше, їх називають кратними: подвійним (дві спільні електронні пари), потрійним (три спільні електронні пари). Одинарний зв'язок зображується однією рискою, подвійний — двома, потрійний — трьома. За допомогою рисок зображуються графічні формули молекул.

Електронна густина між атомами в молекулі може бути розподілена нерівномірно. Залежно від розподілу спільної електронної пари відносно ядер обох атомів розрізняють два різновиди ковалентного зв'язку: неполярний (симетричний) і полярний (несиметричний). Ковалентний зв'язок має два механізми створення: обмінний і донорно-акцепторний.

Неполярний ковалентний зв'язок — це зв'язок, що утворюється спільною електронною парою, розподіленою симетрично між ядрами атомів. У разі неполярного зв'язку спільна електронна пара розподіляється в просторі симетрично відносно ядер обох атомів. Неполярний зв'язок утворюється між атома­ми одного хімічного елемента.

П р и к л а д. У двохатомних молекулах простих речовин Н₂, Сl₂, О₂, N₂ та ін.

ковалентні зв'язки неполярні. У молекулі водню область

перекривання атомних орбіталей s-типу розташована симетрично відносно ядер

взаємодіючих атомів. У молекулі кисню область перекривання

атомних орбіталей р-типу також розташована симетрично відносно ядер взаємодіючих атомів. Однак молекула кисню О₂ має подвійний зв'язок, на відміну від молекул водню Н₂ і фтору F₂, що мають тільки одинарні зв'язки. Тому другий зв'язок утворюється в площині, перпендикулярній тій, у якій розташовуються ядра

взаємодіючих атомів . При утворенні молекули азоту з атомів

утворюється потрійний зв'язок, тому що атом Нітрогену має три неспарених електрони:

За характером перекривання електронних орбіталей розрізняють σ- і π-зв'язки (сігма- і пі-зв'язки). Ковалентний зв'язок, при якому відбувається однократне перекривання електронних орбіталей уздовж прямої, що з'єднує ядра атомів, називається σ-зв'язком. Оскільки цей напрямок один, то в молекулах не може бути більш одного σ-зв'язку. Всі одинарні зв'язки є σ-зв'язками.

Ковалентний зв'язок, при якому відбувається двократне перекривання електронних хмар з обох боків від лінії, що з'єднує ядра атомів, називається π-зв'язком. π-Зв'язок може утворюватися між р-р-електронами, р-d-електронами, d-d-електронами:

Будь-який кратний хімічний зв'язок має один σ-зв'язок, а інші — π-зв'язки.

У молекулі НСl спільна електронна пара зміщена до атома Хлору, оскільки атом Хлору більшою мірою ви­являє властивості неметалу (сильніше притягає електрони), ніж атом Гідрогену. Експериментально встановлено, що на атомі Гідрогену з'являється ефективний позитивний заряд, рівний +0,18 (одиниці абсолютного заряду електрона), а на атомі Хлору – 0,18.

Під дією зовнішнього електричного поля полярний зв'язок стає більш полярним, а неполярний зв'язок може стати полярним. Ця властивість хімічного зв'язку називається поляризованістю зв'язку. При утворенні полярного ковалентного зв'язку спільна електронна пара зміщена до ядра атома, який більше виявляє неметалеві властивості.

Ковалентний зв'язок утворюється не тільки за допомогою перекривання одноелектронних орбіталей (взаємодія неспарених електронів). Такий механізм утворення ковалентного зв'язку називається обмінним. Можливий і інший механізм його утворення — донорно-акцепторний. У цьому разі ковалентний зв'язок утворюється за допомогою власної електрон­ної пари одного атома (донора) і вільної орбіталі іншого атома (акцептора).

П р и к л а д. Утворення катіона амонію NH₄⁺ з молекули амoніаку NH₃ і катіона Гідрогену Н⁺ відбувається шляхом розміщення власної електронної пари атома Нітрогену (у молекулі амoніаку) на вільній електронній 1s-орбіталі катіона Гідрогену:

Таким чином, ковалентний зв'язок утворюють неподілена пара електронів і вільна орбіталь катіона Гідрогену.

Атом Нітрогену — донор електронної пари, йон Гідрогену — акцептор електронної пари. Заряд іона Гідрогену стає спільним для всього йона амонію. В йоні [NH₄]⁺ усі зв'язки N—Н за влас­тивостями не відрізняються, є рівноцінними.

Ковалентний зв'язок, що утворюється за допомогою власної електронної пари одного атома (донор електронів) і вільної орбіталі іншого атома (акцептор електронів), називається донорно-акцепторним, або координаційним зв'язком.

Взагалі донор — це атом або йон, який має на зовнішньому електронному шарі неподілену електронну пару. Акцептор — це атом або йон, який на зовнішньому електронному шарі має вільну орбіталь. Донорно-акцепторний зв'язок — це певний ме­ханізм реалізації ковалентного зв'язку.

Характерні властивості ковалентного зв'язку — довжина, енергія, насичуваність і спрямованість.

Довжина зв'язку — це відстань між ядрами взаємодіючих атомів. Що менше довжина зв'язку, то міцніший хімічний зв'язок. Довжину зв'язку виражають у нанометрах (нм). Енергія зв'язку — це енергія, яку необхідно витратити для розриву одного моля зв'язків. Енергія зв'язку виражається в кілоджоулях на моль (кДж/моль). Енергія розриву зв'язку завжди позитивна величина. Енергія і довжина хімічного зв'язку є його важливими кількісними характеристиками. Зі збільшенням кратності хімічного зв'язку довжина зв'язку зменшується, а енергія зростає.

Процес утворення хімічного зв'язку завжди є екзотермічним, а процес розриву хімічного зв'язку — ендотермічним. σ-Зв'язок між атомами Карбону міцніше, ніж π-зв'язок. Через це при хімічних реакціях π-зв'язки руйнуються в першу чергу.

Атом може утворити певну кількість ковалентних зв'язків (насичуваність зв'язку). Вона дорівнює кількості неспарених електронів. Кількість неспарених електронів може збільшуватися в результаті збудження атома.

П р и к л а д. Атом Карбону в основному стані (С) має два неспарених електрони, а в збудженому стані (С*) — чотири.

Основний стан атома Збуджений стан атома

При збудженні електрони можуть переходити на вільні орбіталі того самого енергетичного рівня. d-Електрони передостан­нього рівня можуть переходити на вільні орбіталі останнього рівня.

П р и к л а д. Атом Нітрогену не може збільшити кількість неспарених електронів при збудженні (оскільки на зовнішньому рівні немає вільних орбіталей), а атом Фосфору — може.

Основний стан атома Збуджений стан атома

Таким чином, в атомі Фосфору виникають п'ять неспарених електронів.

Атоми мають різні можливості для утворення ковалентних зв'язків. Ці зв'язки можуть утворюватися за допомогою неспарених електронів у незбуджених і збуджених атомах, неподілених електронних пар і вільних орбіталей. Кількість ковалентних зв'язків, яку може утворити атом, називається ковалентністю елемента. Атоми елементів другого періоду мають на зовнішньому енергетичному електронному рівні чотири орбіталі (одну s-орбіталь і три р-орбіталі). Через це максимальна ковалентність елементів другого періоду дорівнює чотирьом. Атоми елементів третього і наступних періодів можуть використовувати для утворення ковалентних зв'язків s- і р-орбіталі зовнішнього електронного рівня і п'ять d-орбіталей передостаннього рівня. Тому максимальна ковалентність третього і наступних періодів дорівнює дев'яти. Насичуваність — це здатність атомів брати участь в утворенні обмеженої кількості ковалентних зв'язків. У результаті проявлення насичуваності зв'язку молекули мають певний склад.

Спрямованість ковалентного зв'язку. Ковалентний зв'язок утворюється в результаті перекривання валентних електронних орбіталей взаємодіючих атомів. Таке перекривання можливе за певної взаємної орієнтації електронних орбіталей. Область перекривання розташовується у певному напрямку відносно взаємодіючих атомів. Цим визначається спрямованість ковалентного зв'язку. Спрямованість визначає просторову будову молекул, тобто їхню геометрію (форму). Ця властивість пояснюється уявленням про гібридизацію атомних орбіталей. Поняття про гібридизацію електронних орбіталей запровадив американський учений Л. Полінг. Метод гібридизації атомних орбіталей виходить з положення, що при утворюванні молекули замість вихідних атомних s-, р- і d-електронних орбіталей утворюються нові, енергетично рівноцінні між собою «змішані», або гібридні електронні орбіталі, витягнуті в напрямку до сусідніх атомів. Кількість гібридних дорівнює кількості вихідних орбіталей.

Читайте також:

1. Алкени – вуглеводні, в молекулах яких є один подвійний зв’язок між атомами вуглецю . Алкені називають також олефінами або етиленовими вуглеводнями.
2. Антиінфляційна політика. Взаємозв’язок інфляції та безробіття.
3. Біосфера, її складові, взаємозв’язок між ними.
4. Будова атомів та хімічний зв’язок між атомами визначають будову сполук, а отже і їх фізичні та хімічні властивості.
5. Взаємозв’язок бюджету з іншими фінансовими планами
6. Взаємозв’язок витрат і доходу. «Хрест» Кейнса
7. Взаємозв’язок економічних і бухгалтерських витрат і прибутку
8. Взаємозв’язок елементів управління
9. Взаємозв’язок етики з іншими науками, що вивчають мораль
10. Взаємозв’язок з освітніми системами інших країн, відповідність вищої освіти України світовому рівню.
11. Взаємозв’язок інфляції та безробіття.
12. Взаємозв’язок корупції та організованій злочинності.

Переглядів: 2413