Ковалентний зв'язок

Матеріал з Вікіпедії – вільної енциклопедії
Перейти до навігації Перейти до пошуку
Ковалентний зв'язок, що формує молекулу водню H 2 (праворуч), де два атоми водню перекривають два електрони
Рис.1. Модель одинарного ковалентного зв'язку ( електронна щільність виділена червоним кольором)

Ковалентний зв'язок (від лат. co - "спільно" і vales - "має силу") - хімічний зв'язок , утворений перекриттям (узагальненням) пари валентних (що знаходяться на зовнішній оболонці атома ) електронних хмар . Електронні хмари (електрони), що забезпечують зв'язок, називаються загальною електронною парою .

Ковалентний зв'язок включає багато видів взаємодій, включаючи σ-зв'язок , π-зв'язок , металевий зв'язок , банановий зв'язок і двоелектронний трицентровий зв'язок [1] [2] .

З урахуванням статистичної інтерпретації хвильової функції М. Борна щільність ймовірності знаходження сполучних електронів концентрується у просторі між ядрами молекули (рис.1). Теоретично відштовхування електронних пар розглядаються геометричні розміри цих пар. Так, елементів кожного періоду існує деякий середній радіус електронної пари ( Å ): 0,6 для елементів аж до неону; 0,75 для елементів до аргону; 0,75 для елементів до криптону і 0,8 для елементів до ксенону [3] .

Характерні властивості ковалентного зв'язку

Характерні властивості ковалентного зв'язку — спрямованість, насичуваність, полярність, поляризацію — визначають хімічні та фізичні властивості сполук.

  • Спрямованість зв'язку зумовлена ​​молекулярною будовою речовини та геометричної форми їх молекули.

Кути між двома зв'язками називають валентними.

  • Насичуваність - здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних зв'язків. Кількість зв'язків, що утворюються атомом, обмежена кількістю його зовнішніх атомних орбіталей .
  • Полярність зв'язку зумовлена ​​нерівномірним розподілом електронної густини внаслідок відмінностей в електронегативності атомів.

За цією ознакою ковалентні зв'язки поділяються на неполярні та полярні (неполярні – двоатомна молекула складається з однакових атомів (H 2 , Cl 2 , N 2 ) та електронні хмари кожного атома розподіляються симетрично щодо цих атомів; полярні – двоатомна молекула складається з атомів різних хімічних елементів. , і загальне електронне хмара зміщується убік однієї з атомів, утворюючи цим асиметрію розподілу електричного заряду в молекулі, породжуючи дипольний момент молекули).

  • Поляризованість зв'язку виявляється у зміщенні електронів зв'язку під впливом зовнішнього електричного поля, у тому числі й іншої частинки, що реагує. Поляризуемість визначається рухливістю електронів . Полярність і поляризованість ковалентних зв'язків визначає реакційну здатність молекул по відношенню до полярних реагентів.

Електрони тим рухливіше, що далі вони перебувають від ядер.

Проте, двічі лауреат Нобелівської премії Л. Полінг вказував, що «у деяких молекулах є ковалентні зв'язки, зумовлені одним або трьома електронами замість загальної пари» [4] . Одноелектронний хімічний зв'язок реалізується в іоні молекулярного водню H 2 + .

Молекулярний іон водню H 2 + містить два протони та один електрон. Єдиний електрон молекулярної системи компенсує електростатичний відштовхування двох протонів і утримує їх на відстані 1,06 Å ( довжина хімічного зв'язку H 2 + ). Центр електронної щільності електронної хмари молекулярної системи рівновіддалений від обох протонів на борівський радіус 0 = 0,53 А і є центром симетрії молекулярного іона водню H 2 + .

Історія терміна

Термін «ковалентний зв'язок» був вперше введений лауреатом Нобелівської премії Ірвінгом Ленгмюром в 1919 [5] [4] . Цей термін ставився до хімічного зв'язку , зумовленого спільним володінням електронами , на відміну від металевого зв'язку , в якому електрони були вільними, або від іонного зв'язку , в якому один з атомів віддавав електрон і ставав катіоном , а інший атом приймав електрон і ставав аніоном .

Пізніше (1927) Ф. Лондон і В. Гайтлер на прикладі молекули водню дали перший опис ковалентного зв'язку з точки зору квантової механіки .

Утворення зв'язку

Ковалентний зв'язок утворюється парою електронів, поділеної між двома атомами, причому ці електрони повинні займати дві стійкі орбіталі, по одній від кожного атома [6] .

A· + ·В → А: В

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

Заповнення електронами атомних (по краях) та молекулярних (у центрі) орбіталей у молекулі H 2 . Вертикальна вісь відповідає енергетичному рівню, електрони позначені стрілками, що відбивають їх спини .

Відповідно до теорії молекулярних орбіталей , перекриття двох атомних орбіталей призводить в найпростішому випадку до утворення двох молекулярних орбіталей (МО): зв'язуючої МО і антизв'язуючої (розпушує) МО . Узагальнені електрони розташовуються на нижчій за енергією зв'язуючої МО.

Утворення зв'язку при рекомбінації атомів

Атоми та вільні радикали схильні до рекомбінації - утворення ковалентного зв'язку шляхом усуспільнення двох неспарених електронів, що належать різним частинкам.

Утворення зв'язку під час рекомбінації супроводжується виділенням енергії. Так, при взаємодії атомів водню виділяється енергія у кількості 436 кДж/моль. Цей ефект використовують у техніці при атомно-водневому зварюванні. Потік водню пропускають через електричну дугу, де потік атомів водню генерується. Атоми потім знову з'єднуються на металевій поверхні, що міститься на невелику відстань від дуги. Метал може бути таким шляхом нагрітий вище за 3500 °C. Великою перевагою «полум'я атомного водню» є рівномірність нагріву, що дозволяє зварювати дуже тонкі металеві деталі [7] .

Проте механізм міжатомної взаємодії тривалий час залишався невідомим. Лише 1930 р. Лондон ввів поняття дисперсійне тяжіння — взаємодія між миттєвим і наведеним (індукованими) диполями. Нині сили тяжіння, зумовлені взаємодією між флуктуюючими електричними диполями атомів і молекул звуться « Лондонівські сили ».

Енергія такої взаємодії прямо пропорційна квадрату електронної поляризуемості α і обернено пропорційна відстані між двома атомами або молекулами в шостому ступені [8] .

Утворення зв'язку з донорно-акцепторним механізмом

Крім гомогенного механізму утворення ковалентного зв'язку існує гетерогенний механізм - взаємодія різноіменно заряджених іонів - протона H + і негативного іона водню H - , званогогідрид-іоном :

При зближенні іонів двоелектронна хмара (електронна пара) гідрид-іона притягується до протону і в кінцевому рахунку стає загальною для обох ядер водню, тобто перетворюється на зв'язувальну електронну пару. Частка, що постачає електронну пару, називається донором, а частка, яка приймає цю електронну пару, називається акцептором. Такий механізм утворення ковалентного зв'язку називається донорно-акцепторним [9] .

Розподіл електронної щільності між ядрами в молекулі водню те саме, незалежно від механізму освіти, тому називати хімічний зв'язок, отриману по донорно-акцепторному механізму, донорно-акцепторним зв'язком некоректно.

Як донора електронної пари, крім гідрид-іону, виступають з'єднання елементів головних підгруп V-VII груп періодичної системи елементів у нижчому ступені окислення елемента. Так, ще Йоханнес Брёнстед встановив, що протон не існує в розчині у вільному вигляді, у воді він утворює катіон оксонію .

Протон атакує неподілену електронну пару молекули води та утворює стійкий катіон, що існує у водних розчинах кислот [10] .

Аналогічно відбувається приєднання протона до молекули аміаку з утворенням комплексного катіону амонію .

Таким шляхом (за донорно-акцепторним механізмом утворення ковалентного зв'язку) отримують великий клас онієвих сполук , до складу якого входять амонієві , оксонієві, фосфонієві, сульфонієві та інші сполуки [11] .

Донором електронної пари може виступати молекула водню, яка при контакті з протоном призводить до утворення молекулярного іона водню H 3 + :

Сполучна електронна пара молекулярного іона водню H 3 + належить одночасно трьом протонам.

Види ковалентного зв'язку

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

1. Простий ковалентний зв'язок . Для її утворення кожен із атомів надає по одному неспареному електрону. При утворенні простого ковалентного зв'язку формальні заряди атомів залишаються незмінними.

  • Якщо атоми, що утворюють простий ковалентний зв'язок, однакові, то справжні заряди атомів у молекулі також однакові, оскільки атоми, що утворюють зв'язок, однаково мають узагальнену електронну пару. Такий зв'язок називається неполярним ковалентним зв'язком . Такий зв'язок мають багато прості речовини , наприклад: Про 2 , N 2 , Cl 2 .
  • Якщо атоми різні, то ступінь володіння узагальненою парою електронів визначається різницею в електронегативності атомів. Атом з більшою електронегативністю сильніше притягує до себе пару електронів зв'язку, та його справжній заряд стає негативним. Атом з меншою електронегативністю набуває, відповідно, такий самий за величиною позитивний заряд. Якщо з'єднання утворюється між двома різними неметалами , то така сполука називається ковалентним полярним зв'язком .

2. Донорно-акцепторний зв'язок . Для утворення цього виду ковалентного зв'язку обидва електрони надає один з атомів - донор . Другий з атомів, що у освіті зв'язку, називається акцептором . У молекулі, що утворилася, формальний заряд донора збільшується на одиницю, а формальний заряд акцептора зменшується на одиницю.

3. Семиполярний зв'язок . Її можна як полярну донорно-акцепторную зв'язок. Цей вид ковалентного зв'язку утворюється між атомом, що володіє неподіленою парою електронів ( азот , фосфор , сірка , галогени тощо) і атомом з двома неспареними електронами ( кисень , сірка ). Освіта семиполярного зв'язку протікає у два етапи:

1. Перенесення одного електрона від атома з неподіленою парою електронів до атома із двома неспареними електронами. В результаті атом з неподіленою парою електронів перетворюється на катіон-радикал (позитивно заряджена частка з неспареним електроном), а атом з двома неспареними електронами - в аніон-радикал (негативно заряджена частка з неспареним електроном).
2. Узагальнення неспарених електронів (як у разі простого ковалентного зв'язку).

При утворенні семиполярного зв'язку атом із неподіленою парою електронів збільшує свій формальний заряд на одиницю, а атом із двома неспареними електронами знижує свій формальний заряд на одиницю.

σ-зв'язок та π-зв'язок

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

У молекулі етилену С 2 Н 4 є подвійний зв'язок СН 2 = СН 2 його електронна формула: Н:С::С:Н. Ядра всіх атомів етилену розташовані в одній площині. Три електронні 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 знаходиться над і під площиною молекули. Такі електронні хмари обох атомів вуглецю, частково перекриваючись вище і нижче за площину молекули, утворюють другий зв'язок між атомами вуглецю. Першу, міцнішу ковалентну зв'язок між атомами вуглецю називають σ-зв'язком; другий, менш міцний ковалентний зв'язок називають -зв'язком.

У лінійній молекулі ацетилену

Н—С≡С—Н (Н:С:::С:Н)

є σ-зв'язку між атомами вуглецю та водню, одна σ-зв'язок між двома атомами вуглецю та дві -зв'язку між тими самими атомами вуглецю. Дві -зв'язку розташовані над сферою дії σ-зв'язку у двох взаємно перпендикулярних площинах

Всі шість атомів вуглецю циклічної молекули бензолу 6 H 6 лежать в одній площині. Між атомами вуглецю у площині кільця діють σ-зв'язку; такі ж зв'язку є в кожного атома вуглецю з атомами водню. На здійснення цих зв'язків атоми вуглецю витрачають по три електрони. Хмари четвертих валентних електронів атомів вуглецю, що мають форму вісімок, розташовані перпендикулярно площині молекули бензолу. Кожна така хмара перекривається однаково з електронними хмарами сусідніх атомів вуглецю. У молекулі бензолу утворюються не три окремі -зв'язку, а єдина -електронна система із шести електронів, загальна для всіх атомів вуглецю. Зв'язки між атомами вуглецю у молекулі бензолу абсолютно однакові.

Приклади речовин із ковалентним зв'язком

Простим ковалентним зв'язком з'єднані атоми в молекулах простих газів (Н 2 , Cl 2 та ін.) та сполук (Н 2 О, NH 3 , CH 4 , СО 2 , HCl та ін.). Сполуки з донорно-акцепторним зв'язком — амонію NH 4 + , тетрафторборат аніон BF 4 та ін. Сполуки із семиполярним зв'язком — закис азоту N 2 O, O -PCl 3 + .

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

Див. також

Примітки

  1. March, Jerry. Advanced Organic Chemistry: Reactions, Mechanisms, and Structure (англ.) . - John Wiley & Sons , 1992. - ISBN 0-471-60180-2 .
  2. Gary L. Miessler; Donald Arthur Tarr. Inorganic Chemistry (неопр.) . - Prentice Hall , 2004. - ISBN 0-13-035471-6 .
  3. Гіллеспі Р. Геометрія молекул. - М .: "Світ", 1975. - С. 49. - 278 с.
  4. 1 2 Л.Паулінг. Природа хімічний зв'язок. - М. - Л .: Видавництво хімічної літератури, 1947. - С. 16. - 440 с.
  5. I. Langmuir. Journal of the American Chemical Society. - 1919. - Т. 41. - 868 с.
  6. Полінг.Л., Полінг П. Хімія. - "Світ", 1978. - С. 129. - 684 с.
  7. Некрасов Б. В. Курс загальної хімії. - 14. - М .: вид. хімічної літератури, 1962. - С. 110. - 976 с.
  8. Даніельс Ф., Олберті Р. Фізична хімія. - М .: "Світ", 1978. - С. 453. - 646 с.
  9. Ахметов Н. С. Неорганічна хімія. - Вид. 2-е перероб. і доп. - М .: Вища школа, 1975. - С. 60. - 672 с.
  10. Хімічний енциклопедичний словник /гол. ред. І. Л. Кнунянц. - М .: Рад. енциклопедія, 1983. - С. 132 . - 792 с.
  11. Onium compounds IUPAC Gold Book

Література

  • "Хімічний енциклопедичний словник", М., "Радянська енциклопедія", 1983, с.264.