uabooks.top » Хімія » Ковалентний зв'язок
Інформація про новину
  • Переглядів: 955
  • Дата: 24-04-2019, 01:59
24-04-2019, 01:59

Ковалентний зв'язок

Категорія: Хімія




Пригадайте:

• як визначити будову електронної оболонки атомів у збудженому стані (за § 3);

• у формулах Льюїса (електронні графічні формули, або електронно-крапкові формули) крапкою позначають електрони тільки зовнішнього енергетичного рівня;

• що таке електронегативність та як порівняти електронегативності різних елементів.

Утворення ковалентного зв'язку

Ковалентний зв’язок виникає переважно між атомами неметаліч-них елементів. Для таких елементів характерне те, що вони прагнуть не віддати електрони із зовнішнього енергетичного рівня, а навпаки, доповнити його до октету. А якщо два атоми не віддають один одному електрони, а намагаються їх забрати, то вони обидва починають притягуватися до цих електронів та «усуспільнюють» їх, тобто утворюють спільну електронну пару.

Хімічний зв'язок, що виникає в результаті утворення спільних електронних пар, називають ковалентним.

Існує два способи утворення ковалентного зв’язку: рекомбінаційний (обмінний) та донорно-акцепторний.

Рекомбінаційний, або обмінний, механізм утворення ковалентного зв’язку ми вже розглянули у 8 класі. Він полягає в тому, що для утворення спільної електронної пари кожний з атомів надає у спільне користування по одному електрону. Наприклад, під час утворення молекули водню з атомів Гідрогену (мал. 6.1):

Електрони спільної електронної пари однаковою мірою належать обом атомам Гідрогену, завдяки чому кожен із них набуває електронної конфігурації інертного елемента (Гелію), що зумовлює стійкість молекули водню.

Аналогічно утворюється зв’язок між атомами інших неметалічних елементів, наприклад між атомами Флуору в молекулі фтору F2:

У цьому випадку спільна електронна пара утворюється перекриванням р-орбіталей (мал. 6.2). У результаті кожен з атомів на зовнішньому рівні має по вісім електронів (октет), із яких два перебувають у «спільному користуванні», а шість (три пари) не беруть участі в утворенні хімічного зв’язку і належать самому атому (неподілені електронні пари).

У молекулі гідроген флуориду зв’язок утворюється електроном на ls-орбіталі атома Гідрогену та р-електроном атома Флуору (мал. 6.3), завдяки чому кожен з атомів також здобуває повністю заповнену електронну оболонку:

Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку принципово інший. Для утворення зв’язку за цим механізмом один атом — донор — надає неподілену електронну пару, а інший — акцептор — надає в користування вільну орбіталь. У такий спосіб для обох атомів ця електронна пара стає спільною, а отже, утворюється ковалентний зв’язок.

Класичним прикладом утворення ковалентного зв’язку за донорно-акцепторним механізмом є утворення йона амонію NH+. У молекулі амоніаку NH3 атому Нітрогену належать чотири електронні пари: три з них є спільними з трьома атомами Гідрогену, а четверта — непо-ділена:

За участі неподіленої пари атом Нітрогену може утворити четвертий зв’язок за донорно-акцепторним механізмом із йоном Гідрогену Н+, на орбіталях якого взагалі відсутні електрони:

Позитивний заряд тепер належить усьому йону амонію, а всі утворені атомом Нітрогену чотири зв’язки однакові й не відрізняються один від одного. Тобто немає різниці, за яким механізмом утворюється ковалентний зв’язок, головне, що утворюється спільна електронна пара.

Донорно-акцепторний механізм є досить поширеним і реалізується під час утворення багатьох сполук та частинок. Одним із найвідоміших учених, хто досліджував такі сполуки, був А. Вернер.

Демонстраційний дослід: утворення амоній хлориду

На стрижневому штативі фіксуємо лапку, в якій горизонтально під кутом близько 15° закріплюємо широку скляну трубку. У дві склянки наливаємо концентровані розчини амоніаку та хлоридної кислоти і просочуємо ними ватні тампони. Ватний тампон з амоніаком поміщаємо в нижній отвір скляної трубки, а у верхній — тампон із хлоридною кислотою. Приблизно посередині скляної трубки спостерігаємо появу туману — продукту взаємодії амоніаку з гідроген хлоридом — кристалічного амоній хлориду:

Критерії утворення ковалентного та йонного зв'язку

Атоми різних хімічних елементів мають різну електронегативність, отже, по-різному притягують спільну електронну пару. Ґрунтуючись на цьому, можна визначити, є ковалентний зв’язок полярним чи неполярним, або передбачити можливість утворення йонного зв’язку.

За результатами досліджень різниці полярності хімічних зв’язків у різних речовинах Лайнус Полінг вивчав різну здатність атомів притягувати електрони. Він назвав цю здатність електронегативністю, розробив шкалу електронегативності (шкала Полінга) та встановив значення електронегативностей для багатьох хімічних елементів (див. Періодичну систему на форзаці). За значеннями електронегативностей елементів можна робити висновки щодо можливих зв’язків у їхніх сполуках, розв’язуючи зворотну задачу, ніж ту, що розв’язував Л. Полінг (мал. 6.4, с. 40).

За значної різниці електронегативностей хімічних елементів

один з атомів настільки сильніше притягує електрони, що перетворюється на йон. У такому випадку в речовині утворюється йон-ний зв’язок (мал. 6.4, в).

За умови незначної різниці електронегативностей (ΔΕΗ < 0,4) обидва атоми майже однаково притягуються до спільних електронних пар, і електрони розподіляються майже рівномірно, не виникає надлишку чи нестачі електронної густини (мал. 6.4, а). Такий зв’язок є ковалентним неполярним зв’язком.

Ковалентний неполярний зв’язок існує в усіх простих речовинах, утворених неметалічними елементами, а також у деяких складних сполуках.

Так, фактично неполярним є зв’язок у молекулі метану СН4 (ΔΕΗ = 0,35). У ній на атомі Гідрогену заряд лише +0,041, тобто спільна електронна пара між атомами Карбону й Гідрогену лише на 4,1 % зсунута в бік атома Карбону, чим можна знехтувати. Також, наприклад, неполярними є зв’язки у силані SiH4 (ΔΕΗ = 0,30), фосфіні РН3 (ΔΕΗ = 0,01) тощо.

У разі різниці електронегативностей (мал. 6.4, б) спільна електронна пара зсувається до атома більш електронегативного елемента, а на атомах з’являються полюси позитивного та негативного зарядів. Такий ковалентний зв’язок є полярним. Так, наприклад, у гідроген флуориді спільна електронна пара зміщена в бік атома Флуору, внаслідок чого на ньому більша електронна густина. Як результат — на атомі Флуору з’являється надлишковий негативний заряд — -0,44. Тобто спільна електронна пара на 44 % зсунута в його бік. На атомі Гідрогену, навпаки, електронна густина зменшена, і на ньому з’являється такий самий за величиною, але позитивний заряд — +0,44. У більшості випадків не має значення величина надлишкового заряду, тому його наявність просто позначають грецькою буквою δ:

Чим сильніше зміщення спільної електронної пари, тим більшою є полярність зв’язку. Так, у ряду галогеноводнів різниця електронегатив-ностей між Гідрогеном та Флуором значно більша, ніж між Гідрогеном та Йодом, тому в гідроген флуориді полярність зв’язку більша, ніж у гідроген йодиді:

Отже, за різницею електронегативностей можна передбачити тип зв’язку і порівнювати полярність ковалентних зв’язків. Також слід пам’ятати, що в одній речовині одночасно можуть існувати декілька типів зв’язків. Так, наприклад, у молекулі гідроген пероксиду наявні ковалентні полярний та неполярний зв’язки, а в солях оксигеновмісних кислот є йонний та ковалентні зв’язки:

Слід зауважити, що межі різниці електронегативностей, зазначені на малюнку 6.4 як критерій класифікації зв’язків, є досить умовними. Вони обрані з огляду на ступінь зміщення спільної електронної пари: так, за різниці електронегативностей ΔΕΗ < 0,4 спільна електронна пара зміщується не більш ніж на 5 %, а за різниці ΔΕΗ >2 — більш ніж на 70 %.

Сьогодні дуже важливою є задача теоретичного обчислення розподілу електронів (електронної густини) у великих молекулах. Це дозволить зробити багато висновків, зокрема, визначити геометрію молекул, реакційну здатність та багато інших властивостей молекул і речовин. Видатних результатів в обчисленні електронних структур молекул до-сяг англійський хімік Джон Попл. Також у цьому напрямку працюють багато українських учених у складі різних наукових груп.

Лінгвістична задача

Латиною co означає «спільний», а vales — «той, що має силу». Ґрунтуючись на цьому, поясніть зміст терміна «ковалентний». Латиною dono означає «дарую». Що, на вашу думку, є спільного в донора, описаного в цьому параграфі, та в донорів крові чи органів?

У латинського слова accipio є аналоги в інших мовах: accept (англ.), accepter (фр.), akzeptieren (нім.). Яке українське слово йому відповідає і чому його використовують для позначення одного з механізмів утворення ковалентного зв'язку?

Ключова ідея

Ковалентний зв'язок утворюється за рахунок притягання ядер двох атомів до

спільних електронів.

Контрольні запитання

74. Дайте визначення ковалентному зв'язку. Який ковалентний зв'язок називають полярним, а який — неполярним?

75. Яку електронну пару називають неподіленою?

76. Схарактеризуйте рекомбінаційний та донорно-акцепторний механізми утворення ковалентного зв'язку.

77. Від чого залежить полярність ковалентного зв'язку?

78. Як визначити, на якому з атомів, сполучених ковалентним зв'язком, з'являється негативний заряд, а на якому — позитивний?

79. Поясність, як за значеннями електронегативностей розрізнити ковалентний неполярний, ковалентний полярний та йонний зв'язки.

80. У яких сполуках існують: а) ковалентний неполярний зв'язок; б) ковалентний полярний зв'язок?

Завдання для засвоєння матеріалу

81. Чим принципово відрізняється ковалентний зв'язок від йонного? Сформулюйте дві відмінності йонного зв'язку від ковалентного.

82. зобразіть перекривання атомних орбіталей для утворення хімічного зв'язку в: молекулах гідроген хлориду, хлору, води, метану, амоніаку, йону амонію. Складіть для них електронно-крапкові графічні формули.

83. Наведіть по дві формули сполук, у яких Оксиген утворює зв'язок: а) йон-ний; б) ковалентний.

84. Випишіть із поданого переліку окремо формули сполук, у яких хімічний зв'язок: а) ковалентний неполярний; б) ковалентний полярний; в) йонний. H2, HBr, Na2O, CaO, CO2, CO, O2, NO2, K3N, NH3, N2, NF3, F2, OF2, MgF2, S8, ClF3, P4, NO.

85. Складіть формулу Льюїса для молекули сірки S2. Скільки електронних пар беруть участь в утворенні ковалентного зв'язку між атомами Сульфуру? Чи виконується правило октету?

86. Схарактеризуйте спільні та відмінні риси рекомбінаційного та донор-но-акцепторного механізмів утворення ковалентного зв'язку. Поясніть донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку на прикладі йона амонію.

87. запишіть формули наведених речовин за порядком збільшення полярності зв'язку в їхніх молекулах: H2O, CH4, HF, NH3.

88. за Періодичною системою на форзаці обчисліть різницю електронегативностей елементів у парах: Li-Cl, Be-Cl, B—Cl, C—Cl, N-Cl, O-Cl, F-Cl. Укажіть пару елементів із найбільш полярним і найменш полярним зв'язками.

89. Серед наведених речовин випишіть сполуки з найбільшою та найменшою полярністю зв'язку: HI, HCl, HBr, H2O, H2S, Cl2, CH4, PH3.

90. Поясніть, як знання значення електронегативності елементів сполучених атомів дозволяє зробити висновок щодо типу хімічного зв'язку між ними.

91. за Періодичною системою виберіть елементи з невеликою різницею електронегативностей. Складіть для них формули бінарних сполук із ковалентним неполярним зв'язком.

92. зобразіть структурні формули магній сульфату та калій карбонату. Позначте на них типи хімічних зв'язків.

Завдання з розвитку критичного мислення

93. Обчисліть відносну густину гідроген хлориду й амоніаку за повітрям та поясніть, чому в демонстраційному досліді на с. 39 тампон, просочений амоніаком, поміщають у нижній отвір трубки, а тампон з хлоридною кислотою — у верхній. Чи зміняться спостереження в цьому досліді, якщо тампони поміняти місцями?

94. У деяких посібниках стверджують, що способи утворення ковалентного зв'язку можна описати двома формулами: 1 + 1 = 2 та 2 + 0 = 2. Доведіть або спростуйте це твердження.

95. Відомо, що в природі всі процеси відбуваються задля підвищення стабільності. Не може бути вигідним, щоб в одному місці було чогось дуже багато, а в іншому — дуже мало. з огляду на це як можна пояснити енергетичну вигідність утворення зв'язку за донорно-акцепторним механізмом? Адже, за рекомбінаційним механізмом, зв'язок утворюють частинки з нестабільною електронною оболонкою, а в атома Нітрогену в молекулі амоніаку та в йона Гідрогену електронні оболонки цілком стабільні.

96. Поняття «валентність» некоректно застосовувати для елементів у складі йонних сполук. Як ви вважаєте, які принципові відмінності речовин із ковалентним та йонним зв'язком зумовлюють цю некоректність?

97. Чому межі різниці електронегативностей між різними типами зв'язку, наведеними на малюнку 6.4, є умовними?

 

Це матеріал з підручника Хімія 11 клас Григорович

 




^