Реферат ковалентний хімічний зв'язок

1 Освіта зв'язку
2 Види ковалентного зв'язку
3 σ-зв'язок і π-зв'язок
4 Приклади речовин з ковалентним зв'язком Література

Ковалентний зв'язок на прикладі молекули метану: закінчений зовнішній енергетичний рівень у водню (H) - 2 електрони, а у вуглецю (C) - 8 електронів.

Ковалентний зв'язок (атомна зв'язок, гомеополярной зв'язок) - хімічний зв'язок, утворена перекриттям (обобществлением) пари валентних електронних хмар. Забезпечують зв'язок електронні хмари (електрони) називаються загальної електронної парою.

Характерні властивості ковалентного зв'язку - спрямованість, насичуваність, полярність, поляризованість - визначають хімічні і фізичні властивості сполук.

Спрямованість зв'язку обумовлена молекулярною будовою речовини і геометричної форми їх молекули. Кути між двома зв'язками називають валентними.

Насичуваність - здатність атомів утворювати обмежене число ковалентних зв'язків. Кількість зв'язків, утворених атомом, обмежено числом його зовнішніх атомних орбіталей.

Полярність зв'язку обумовлена нерівномірним розподілом електронної щільності внаслідок відмінностей в електронний торгівельний атомів. За цією ознакою ковалентні зв'язки підрозділяються на неполярні і полярні.

Поляризуемость зв'язку виражається в зміщенні електронів зв'язку під впливом зовнішнього електричного поля, в тому числі і інший реагує частки. Поляризуемость визначається рухливістю електронів. Полярність і поляризованість ковалентних зв'язків визначає реакційну здатність молекул по відношенню до полярних реагентів.

Електрони тим більш рухливими, ніж далі вони знаходяться від ядер.

1. Освіта зв'язку

Проста ковалентний зв'язок утворюється з двох неспарених валентних електронів, по одному від кожного атома:

В результаті усуспільнення електрони утворюють заповнений енергетичний рівень. Зв'язок утворюється, якщо їх сумарна енергія на цьому рівні буде менше, ніж в початковому стані (а різниця в енергії буде не чим іншим, як енергією зв'язку).

Заповнення електронами атомних (по краях) і молекулярних (в центрі) орбіталей в молекулі H2. Вертикальна вісь відповідає енергетичному рівню, електрони позначені стрілками, що відбивають їхні спини.

Відповідно до теорії молекулярних орбіталей, перекривання двох атомних орбіталей призводить в найпростішому випадку до утворення двох молекулярних орбіталей (МО): зв'язує МО і антісвязивающей (розпушує) МО. Усуспільнені електрони розташовуються на більш низькою по енергії зв'язує МО.

2. Види ковалентного зв'язку

Існують три види ковалентного хімічного зв'язку, що відрізняються механізмом освіти:

1. Проста ковалентний зв'язок. Для її освіти кожен з атомів надає по одному неспарених електронів. При утворенні простий ковалентного зв'язку формальні заряди атомів залишаються незмінними.

Якщо атоми, що утворюють просту ковалентний зв'язок, однакові, то справжні заряди атомів в молекулі також однакові, оскільки атоми, що утворюють зв'язок, в рівній мірі володіють обобществлённой електронної парою. Такий зв'язок називається неполярной ковалентним зв'язком. Такий зв'язок мають прості речовини, наприклад: О2. N2. Cl2. Але не тільки неметали одного типу можуть утворювати ковалентний неполярну зв'язок. Ковалентну неполярну зв'язок можуть утворювати також елементи-неметали електронний торгівельний яких має рівне значення, наприклад в молекулі PH3 зв'язок є ковалентним неполярной, так як ЕО водню дорівнює ЕО фосфору.

Якщо атоми різні, то ступінь володіння усуспільненої парою електронів визначається різницею в електронегативності атомів. Атом з більшою електронегативність сильніше притягує до себе пару електронів зв'язку, і його істинний заряд стає негативним. Атом з меншою електронегативність набуває, відповідно, такий же за величиною позитивний заряд. Якщо з'єднання утворюється між двома різними неметалами, то таке з'єднання називається ковалентної полярною зв'язком.

2. Донорно-акцепторная зв'язок. Для утворення цього виду ковалентного зв'язку обидва електрона надає один з атомів - донор. Другий з атомів, що бере участь в утворенні зв'язку, називається акцептором. У створеному молекулі формальний заряд донора збільшується на одиницю, а формальний заряд акцептора зменшується на одиницю.

3. Семиполярний зв'язок .Её можна розглядати як полярну донорно-акцепторні зв'язок. Цей вид ковалентного зв'язку утворюється між атомом, що володіє неподіленої парою електронів (азот, фосфор, сірка, галогени і т. П.) І атомом з двома неспареними електронами (кисень, сірка). Освіта Семиполярний зв'язку протікає в два етапи:

1. Перенесення одного електрона від атома з неподіленої парою електронів до атома з двома неспареними електронами. В результаті атом з неподіленої парою електронів перетворюється в катіон-радикал (позитивно заряджена частинка з неспареним електроном), а атом з двома неспареними електронами - в аніон-радикал (негативно заряджена частинка з неспареним електроном). 2. Усуспільнення неспарених електронів (як у випадку простої ковалентного зв'язку).

При утворенні Семиполярний зв'язку атом з неподіленої парою електронів збільшує свій формальний заряд на одиницю, а атом з двома неспареними електронами знижує свій формальний заряд на одиницю.

3. σ-зв'язок і π-зв'язок

Сигма (σ) -, пі (π)-зв'язку - наближений опис видів ковалентних зв'язків в молекулах різних з'єднань, σ-зв'язок характеризується тим, що щільність електронної хмари максимальна вздовж осі, що з'єднує ядра атомів. При утворенні π-зв'язку здійснюється так зване бічне перекривання електронних хмар, і щільність електронної хмари максимальна «над» і «під» площиною σ-зв'язку. Для прикладу візьмемо етилен, ацетилен і бензол.

У молекулі етилену С2 Н4 є подвійний зв'язок СН2 = СН2. його електронна формула: Н: С :: З: Н. Ядра всіх атомів етилену розташовані в одній площині. Три електронних хмари кожного атома вуглецю утворюють три ковалентні зв'язки з іншими атомами в одній площині (з кутами між ними приблизно 120 °). Хмара четвертого валентного електрона атома вуглецю розташовується над і під площиною молекули. Такі електронні хмари обох атомів вуглецю, частково перекриваючи вище і нижче площини молекули, утворюють другу зв'язок між атомами вуглецю. Першу, більш міцну ковалентний зв'язок між атомами вуглецю називають σ-зв'язком; другу, менш міцну ковалентний зв'язок називають π -зв'язком.

У лінійної молекулі ацетилену

Н-С≡С-Н (Н: С. З: Н)

є σ-зв'язку між атомами вуглецю і водню, одна σ-зв'язок між двома атомами вуглецю і дві π-зв'язку між цими ж атомами вуглецю. Дві π-зв'язку розташовані над сферою дії σ-зв'язку в двох взаємно перпендикулярних площинах.

Всі шість атомів вуглецю циклічної молекули бензолу С6 H6 лежать в одній площині. Між атомами вуглецю в площині кільця діють σ-зв'язку; такі ж зв'язки є у кожного атома вуглецю з атомами водню. На здійснення цих зв'язків атоми вуглецю витрачають по три електрона. Хмари четверте валентних електронів атомів вуглецю, що мають форму вісімок, розташовані перпендикулярно до площини молекули бензолу. Кожне таке хмара перекривається однаково з електронними хмарами сусідніх атомів вуглецю. У молекулі бензолу утворюються не три окремі π-зв'язку, а єдина π -електронний система з шести електронів, загальна для всіх атомів вуглецю. Зв'язки між атомами вуглецю в молекулі бензолу абсолютно однакові.

4. Приклади речовин з ковалентним зв'язком

Простий ковалентним зв'язком з'єднані атоми в молекулах простих газів (Н2. Сl2 і ін.) І з'єднань (Н2 О, NH3. CH4. СО2. НСl і ін.). З'єднання з донорно-акцепторної зв'язком - катіон амонію NH4 +. тетрафторборат aніон BF4 - і ін. З'єднання з Семиполярний зв'язком - закис азоту N2 O, O - -PCl3 +.

Кристали з ковалентним зв'язком діелектрики або напівпровідники. Типовими прикладами атомних кристалів (атоми в яких з'єднані між собою ковалентними (атомними) зв'язками можуть служити алмаз, германій і кремній.

Єдиним відомим людині речовиною з прикладом ковалентного зв'язку між металом і вуглецем є ціанокобаламін, відомий як вітамін B12.

література