Ковалентная полярная химическая связь
Из предыдущего урока вы узнали, что при взаимодействии двух атомов одного элемента-неметалла между ними образуется ковалентная химическая связь при помощи общих электронных пар.
Такую ковалентную связь называют неполярной, потому что общие электронные пары одинаково принадлежат обоим атомам и ни на одном из них нет избытка или недостатка отрицательного заряда, который несут электроны.
Ковалентная неполярная связь — это взаимодействие двух атомов элемента-неметалла, при котором их общая электронная пара равноудалена от атомных ядер и одинаково принадлежит обоим атомам.
Но что, если ковалентная связь образуется между атомами разных элементов-неметаллов? Тогда картина будет несколько иной, об этом вы узнаете на данном уроке.
Электроотрицательность
Для лучшего понимания новой темы, рассмотрим образование молекулы соляной кислоты $HCl$. Молекула хлороводорода образовывается из атомов водорода $H$ и хлора $Cl$.
I) Атом водорода $Н$ имеет на своем единственном электронном уровне один электрон, и до завершения электронного уровня ему не хватает еще одного электрона.
II) У атома хлора $Cl$ на внешнем электронном уровне — семь электронов. До завершения уровня ему также не хватает одного электрона.
III) Атомы водорода $Н$ и хлора $Cl$ объединяют свои непарные электроны и образуют одну общую электронную пару, то есть возникает ковалентная связь:
Структурная формула молекулы соляной кислоты $HCl$ выглядит следующим образом:
IV) Ковалентная связь образовывается между атомами разных элементов-неметаллов, поэтому общая электронная пара принадлежит взаимодействующим атомам в разной степени.
Чтобы точно определить, какому из атомов общая электронная пара принадлежит в большей степени, пользуются понятием «электроотрицательность».
Электроотрицательность (ЭО) — способность атомов химического элемента смещать к себе общие электронные пары, участвующие в образовании химической связи.
Электроотрицательность характеризуется как мера неметалличности химических элементов. В следующем ряду химические элементы располагаются в порядке уменьшения ЭО:
Самым электроотрицательным элементом в Периодической таблице химических элементов Д. И. Менделеева является фтор $F$. На втором месте, т. е. с меньшей электроотрицательностью, стоит кислород $O$, на третьем — хлор $Cl$.
Величина электроотрицательности элемента зависит от его положения в таблице химических элементов Д. И. Менделеева.
В каждом периоде ЭО возрастает с увеличением порядкового номера элемента, а в каждой подгруппе — уменьшается.
Полярная химическая связь
Используя ряд электроотрицательности, можно определить, куда смещаются общие электронные пары. Они всегда будут смещены к атомам элемента с большей ЭО.
К примеру, в молекуле хлороводорода $HCl$ общая электронная пара смещена к атому хлора $Cl$, так как его электроотрицательность больше, чем у водорода $H$.
В результате на атомах образуются частичные заряды $H^Cl^$, а в молекуле возникают два полюса — положительный и отрицательный. Такую ковалентную связь называют полярной.
Ковалентная полярная связь — это взаимодействие двух атомов в молекуле вещества, при котором их общая электронная пара смещена к более электроотрицательному атому.
Смещение общих электронных пар в случае ковалентной полярной связи иногда обозначают стрелками, а частичный заряд — греческой буквой $δ $ («дельта»):
В формулах соединений химический знак менее электроотрицательного элемента пишут первым.
У атомов водорода $Н$ и фосфора $Р$ почти одинаковые значения ЭО. Каков тип химической связи в молекуле фосфина $PH_3$?
По ряду электроотрицательности неметаллов видно, что значение ЭО атомов водорода $Н$ и фосфора $Р$ в молекуле фосфина $PH_3$ почти одинаковы. Поэтому в данной молекуле будет ковалентная неполярная химическая связь.
В следующих предложениях впишите пропущенные слова и выражения: «Ковалентная химическая связь образуется за счет … . По числу общих электронных пар она бывает … .По ЭО ковалентную связь делят на … и … «.
Ковалентная химическая связь образуется за счет общих электронных пар. По числу общих электронных пар она бывает одинарная и кратная (двойная, тройная). По ЭО ковалентную связь делят на полярную и неполярную.
Алгоритм записи схемы образования ковалентной полярной связи
Ковалентная полярная связь является разновидностью ковалентной связи, поэтому алгоритм рассуждений для ее схематического изображения такой же, как и для ковалентной неполярной связи.
Но добавляется еще один шаг — по ряду ЭО определить более электроотрицательный элемент и отразить полярность связи в структурной формуле стрелкой и обозначением частичных зарядов.
Рассмотрим алгоритм схематического изображения образования связи на примере фторида кислорода — $OF_2$.
I) Кислород — элемент VI группы главной подгруппы (VIA группы) Периодической системы Д. И. Менделеева. У его атомов по шесть электронов на внешнем электронном уровне. Число неспаренных электронов:
II) Фтор — элемент VII группы главной подгруппы (VIIA группы) Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. У его атомов по семь электронов на внешнем электронном уровне. Неспаренным является один электрон.
III) Нужно записать знаки химических элементов с обозначением внешних электронов:
IV) Далее необходимо записать электронную и структурную формулы образовавшихся молекул:
V) По ряду электроотрицательности (ЭО) определим, что общие электронные пары будут смещены от кислорода $O$ к фтору $F$, как к более электроотрицательному элементу.
$F^\leftarrow\ O^ \rightarrow\ F^$
Аналогично образуются молекулы воды $H_2O$ :
На самом деле молекула воды имеет не линейную, а угловую форму ($\angle\ HOH = 104^\circ\ 27’$). Строение молекулы воды можно изобразить различными способами:
Определите тип химической связи и запишите схему ее образования для веществ с формулами: а) $S_2$, $K_2O$ и $H_2S$; б) $N_2$, $LiF$ и $Cl_3N$.
а) У молекулы $S_2$ — ковалентная неполярная связь.
Сера имеет шесть электронов на внешнем энергетическом уровне. Связь двойная.
В молекуле $K_2O$ — ионная связь.
$H_2S$ — ковалентная полярная связь.
б) У молекулы $N_2$ — ковалентная неполярная связь.
Азот имеет пять электронов на внешнем энергетическом уровне. Связь тройная.
В молекуле $LiF$ — ионная связь.
$Cl_3N$ — ковалентная полярная связь.
В какой из молекул — хлороводорода $HCl$ или фтороводорода $HF$ — ковалентная химическая связь более полярна?
В молекуле фтороводорода $HF$ связь более полярна, так как в ряду электроотрицательности фтор $F$ и водород $Н$ больше отдалены друг от друга, чем хлор $Cl$ и водород $Н$. Также фтор является самым электроотрицательным элементом.
Источник
9. Неполярная и полярная ковалентные связи
При помощи химической связи атомы элементов в составе веществ удерживаются друг возле друга. Тип химической связи зависит от распределения в молекуле электронной плотности.
Химическая связь – взаимное сцепление атомов в молекуле и кристаллической решетке под воздействием электрических сил притяжения между атомами. Атом на внешнем энергетическом уровне способен содержать от одного до восьми электронов. Валентные электроны – электроны предвнешнего, внешнего электронных слоев, участвующие в химической связи. Валентность – свойство атомов элемента образовывать химическую связь.
Ковалентная связь образуется за счет общих электронных пар, возникающих на внешних и предвнешних подуровнях связываемых атомов.
Общая электронная пара осуществляется через обменный или донорно-акцепторный механизм. Обменный механизм образования ковалентной связи – спаривание двух неспа-ренных электронов, принадлежащих различным атомам. Донорно-акцепторный механизм образования ковалетной связи – образование связи за счет пары электронов одного атома (донора) и вакантной орбитали другого атома (акцептора).
Есть две основные разновидности ковалентной связи: неполярная и полярная.
Ковалентная неполярная связь возникает между атомами неметалла одного химического элемента (O2, N2, Cl2) – электронное облако связи, образованное общей парой электронов, распределяется в пространстве симметрично по отношению к ядрам обоих атомов.
Ковалентная полярная связь возникает между атомами различных неметаллов (HCl, CO2, N2O) – электронное облако связи смещается к атому с большей электроотрицательностью.
Чем сильнее перекрываются электронные облака, тем прочнее ковалентная связь.
Электроотрицательность – способность атомов химического элемента оттягивать к себе общие электронные пары, участвующие в образовании химической связи.
Свойства ковалентной связи: 1) энергия; 2) длина; 3) насыщаемость; 4) направленность.
Длина связи – расстояние между ядрами атомов, образующих связь.
Энергия связи – количество энергии, необходимое для разрыва связи.
Насыщаемость – способность атомов образовывать определенное число ковалентных связей.
Направленность ковалентной связи – параметр, определяющий пространственную структуру молекул, их геометрию, форму.
Гибридизация – выравнивание орбиталей по форме и энергии. Существует несколько форм перекрывания электронных облаков с образованием ?-связей и ?-связей (?-связь намного прочнее ?-связи, ?-связь может быть только с ?-связью).
10. Многоцентровые связи
В процессе развития метода валентных связей выяснилось, что настоящие свойства молекулы оказываются промежуточными между теми, которые описывает соответствующая формула. Такие молекулы описывают набором из нескольких валентных схем (метод наложения валентных схем). В качестве примера рассматривается молекула метана СН4. В ней отдельные молекулярные орбитали взаимодействуют друг с другом. Это явление называется локализованной многоцентровой ковалентной связью. Эти взаимодействия слабые, поскольку степень перекрывания орбиталей невелика. Но молекулы с многократно перекрывающимися атомными орбиталями, ответственными за образование связей путем обобществления электронов тремя и более атомами, существуют (дибо-ран В2Н6). В этом соединении центральные атомы водорода соединены трехцентровыми связями, образовавшимися в результате перекрывания sp3-гибридных орбиталей двух атомов бора с 1s-атомной орбиталью атома водорода.
С точки зрения метода молекулярных орбиталей считается, что каждый электрон находится в поле всех ядер, но связь не обязательно образована парой электронов (Н2+ – 2 протона и 1 электрон).
Метод молекулярных орбиталей использует представление о молекулярной орбитали, описывая распределение электронной плотности в молекуле.
Молекулярные орбитали – волновые функции электрона в молекуле или другой многоатомной химической частице. Молекулярная орбиталь (МО) занята одним или двумя электронами. В области связывания состояние электрона описывает связывающая молекулярная орбиталь, в области разрыхления – разрыхляющая молекулярная орбиталь. Распределение электронов по молекулярным орбиталям происходит так же как и распределение электронов по атомным орбиталям в изолированном атоме. Молекулярные орбитали формируются при комбинациях атомных орбиталей. Их число, энергия и форма выводятся исходя из числа, энергии и формы орбиталей атомов – элементов молекулы.
Волновые функции, отвечающие молекулярным орбиталям в двухатомной молекуле, представляют в виде суммы и разности волновых функций, атомных орбиталей, умноженных на постоянные коэффициенты: ?(АВ) = c1?(A)±c2?(B). Это метод вычисления одноэлектронной волновой функции (молекулярные орбитали в приближении линейной комбинации атомных орбиталей).
Энергии связывающих орбиталей ниже энергии атомных орбиталей. Электроны связывающих молекулярных орбиталей находятся в пространстве между связываемыми атомами.
Энергии разрыхляющих орбиталей выше энергии исходных атомных орбиталей. Заселение разрыхляющих молекулярных орбиталей электронами ослабляет связь.
Источник