Таблица по химии 11 класс виды химической связи: 11 класс. Химия. Типы химической связи. Ковалентная. Ионная. Металлическая. Водородная. — Ковалентная и ионная связь.

Виды химической связи

Тест предназначен для проверки знаний по теме «Химическая связь» у учащихся 11 класса

Химия 11 класс | ID: 406 | Дата: 19.11.2013

Получение сертификата
о прохождении теста

Урок 2. валентность и валентные возможности атомов — Химия — 11 класс

Химия, 11 класс

Урок № 2. Валентность и валентные возможности атомов

Перечень вопросов, рассматриваемых в теме: всё в нашем мире состоит из атомов. Каждый атом — это очень упорядоченная система, имеющая определенную электронную конфигурацию, свои значения валентностей и степеней окисления. Валентность определяется числом химических связей, которые образует атом химического элемента в соединении. Степень окисления, в отличие от валентности, может быть нулевой и характеризуется знаком. Валентные возможности зависят от количества неспаренных электронов, неподелённых электронных пар и вакантных орбиталей внешнего электронного уровня. Благодаря такому понятию как «электроотрицательность» можно определять тип химической связи в соединениях, которая может быть ионной, а также ковалентной полярной и неполярной.

Ключевые слова: валентность; валентные возможности; электроотрицательность; степень окисления; графическая электронная формула; периодическая таблица.

Глоссарий

Валентность – это способность атома химического элемента образовывать определенное число химических связей с другими атомами.

Ионная связь — сильная химическая связь, возникающая в результате электростатического притяжения катионов и анионов.

Ковалентная связь — химическая связь, в которой у двух атомов имеется общая пара электронов.

Орбиталь – область наиболее вероятного местонахождения электрона в атоме (атомная орбиталь) или в молекуле (молекулярная орбиталь).

Периодический закон: Свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.

Степень окисления – это условный заряд атома химического элемента в соединении, рассчитанный исходя из предположения, что все связи в его молекуле ионные, то есть все связывающие электронные пары смещены к атомам с большей электроотрицательностью.

Электрон — стабильная отрицательно заряженная элементарная частица.

Электронно-графическая формула для отдельных атомов химических элементов – это расположение всех его электронов на орбиталях. 

Электроотрицательность – это суммарная характеристика способности атома данного элемента отдавать или присоединять электроны атомов других элементов.

Основная литература: Рудзитис, Г. Е., Фельдман, Ф. Г. Химия. 10 класс. Базовый уровень; учебник/ Г. Е. Рудзитис, Ф. Г, Фельдман – М.: Просвещение, 2018. – 224 с.

Дополнительная литература:

1. Рябов, М.А. Сборник задач, упражнений и тестов по химии. К учебникам Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман «Химия. 10 класс» и «Химия. 11 класс»: учебное пособие / М.А. Рябов. – М.: Экзамен. – 2013. – 256 с.

2. Рудзитис, Г.Е. Химия. 10 класс : учебное пособие для общеобразовательных организаций. Углублённый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М. : Просвещение. – 2018. – 352 с.

Открытые электронные ресурсы:

• Единое окно доступа к информационным ресурсам [Электронный ресурс]. М. 2005 – 2018. URL: http://window.edu.ru/ (дата обращения: 01.06.2018).

Теоретический материал для самостоятельного изучения

Формулировка периодического закона: «свойства химических элементов (т.е. свойства и форма образуемых ими соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов химических элементов».

Четыре основные периодические закономерности:

1. Правило октета: все элементы стремятся потерять, либо приобрести электрон, для того, чтобы иметь конфигурацию ближайшего по периодической таблице благородного газа, то есть восьмиэлектронную конфигурацию. Благородные газы являются самыми стабильными элементами, в следствие заполненности их внешних s- и p-орбиталей.
2. Энергия ионизации – количество энергии, которое необходимо затратить для отрыва электрона атома. Элементы с левой стороны таблицы стремятся потерять электрон, а с правой стороны – его приобрести. По правилу октета чем правее элемент расположен в таблице Менделеева, тем больше нужно затратить энергии на отрыв его электрона, это же справедливо и для энергии ионизации: она увеличивается слева направо. Энергия ионизации уменьшается в группе при движении вниз, потому что на низких энергетических уровнях электроны способны отталкивать электроны высоких энергетических уровней. Это явление названо эффектом экранирования.
3. Сродство к электрону – если вещество находится в газообразном состоянии, то при приобретении его атомом дополнительного электрона, его энергия изменяется. При движении по группе вниз сродство к электрону становится менее отрицательным.
4. Электроотрицательность — мера того, как сильно атом притягивает к себе электроны другого атома, который связан с ним. Электроотрицательность увеличивается при движении в таблице снизу вверх и слева направо. Благородные газы не имеют электроотрицательности.

Водородная связь – специфическая химическая связь между электроотрицательным атомом (например, кислородом, азотом или фтором) и атомом водорода. Данный вид связи может быть как межмолекулярным, так и внутримолекулярным. Возникновение водородной связи связано с тем, что у атома водорода очень маленький радиус. Благодаря этому при смещении или отдаче единственного электрона водород приобретает положительный заряд, который в свою очередь, действует на те атомы в молекуле, которые обладают высокой электроотрицательностью.

Особенностью данного вида связи является ее высокая прочность, а также широкая распространённость, главным образом в органических соединениях, например в спиртах, фенолах, альдегидах и карбоновых кислотах. Именно за счет нее образуется вторичная структура белков. В качестве неорганических веществ, молекулы которых образуют водородную связь, можно отметить следующие: вода, фтороводород, синильная кислота. В настоящее время водородную связь рассматривают как частный случай ковалентной.

Металлическая связь — связь между положительными ионами металлов в металлической решетке, осуществляемая за счет притяжения электронов, которые расположены относительно свободно в кристалле металла. Атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов, что объясняется их положением в таблице Менделеева. Из-за слабой связи электронов с ядрами, они могут легко отрываться от них. В результате в кристаллической решетке металла появляются свободные электроны и положительно заряженные ионы, поэтому электроны обладают большой свободой перемещения внутри кристалла металла. Энергия металлической связи в 3-4 раза меньше, чем энергия ковалентной связи. Данным видом связи обладают все твердые вещества, кроме ртути, например: натрий, железо, медь и различные сплавы.

Ван-дер-Ваальсова связь — силы межмолекулярного и межатомного взаимодействий, энергия которых составляет 10—20 кДж/моль. Такие связи названы в честь голландского физика Яна Дидерика Ван-дер-Ваальса. Экспериментально было определено, что молекулы, в которых внешние оболочки всех атомов заполнены (молекулы азота N₂, хлора Cl₂, аммиака NH₃ , атомы инертных газов — He, Ne и т.д) также связываются друг с другом и образуют слабые межмолекулярные связи. Вандерваальсово взаимодействие состоит из трёх слабых электромагнитных взаимодействий:

1. Ориентационные силы, диполь-дипольное притяжение – связь между молекулами, которые являются постоянными диполями.
2. Дисперсионное притяжение, обусловлено взаимодействием между мгновенным и наведённым диполем.
3. Индукционное притяжение (поляризационное притяжение). Взаимодействие между постоянным диполем и наведённым (индуцированным).

В основе данного типа связи также лежат кулоновские силы, которые заключаются во взаимодействии между электронами и ядрами двух молекул: на определенном расстоянии между молекулами силы отталкивания/притяжения уравновешивают друг друга, в результате чего образуется устойчивая система.

Возбужденное состояние атома — энергетически нестабильное состояние, в которое атом переходит при получении энергии. Возбужденные состояния атомов образуются при переходе электронов (одного или нескольких) с занятых орбиталей на свободные. Меньше энергии затрачивается при переходе электрона между внешними оболочками, а больше – при переходе с внутренней оболочки на внешнюю.

Возбужденным атом пребывает недолго: при отдаче полученной энергии атом возвращается в основное состояние. Переходы между различными состояниями атомов и молекул могут происходить с испусканием электромагнитного излучения, либо с обменом энергией между молекулами и атомами. Вероятности переходов атомов между возбужденным/основным состоянием и расчет энергии при этом изучает спектроскопия.

Эффективный заряд атома, характеризуется разностью между числом электронов свободного атома и числом электронов принадлежащих данному атому в химическом соединении. Для оценки эффективного заряда атома применяют модель, где величины представляют как функции точечных неполяризуемых зарядов, которые локализованы на атомах. У двухатомной молекулы рассматривают дипольный момент как произведение эффективного заряда атома на межатомное расстояние.

Диполь — совокупность двух равных по величине разноименных точечных зарядов q, расположенных на некотором расстоянии друг от друга, которое мало по сравнению с расстоянием до рассматриваемой точки поля.

Постоянный диполь – совокупность периодически быстро меняющихся по направлению и величине мгновенных микродиполей.

Наведенный диполь – диполь, который возникает под действием внешнего электрического поля.

Примеры и разбор решения задач тренировочного модуля

1. Пример задачи. Определите валентность S в соединении H₂SO₄; определите валентность N в соединении HNO₂; определите валентность F в соединении C₂H₂F₂.

Решение. Валентность кислорода всегда равна 2. Валентность водорода равна 1. Для нахождения валентности серы, необходимо валентность кислорода умножить на ее индекс: 2*4=8, затем валентность водорода умножить на его индекс: 1*2 = 2. Теперь нужно вычесть полученные значения: 8-2 = 6 и разделить его на индекс серы: 6/1 = 6. Валентность серы в соединении 6.

Аналогично в варианте: валентность N в соединении HNO₂ : (2*2-1*1)/1=3.

Валентность F в C₂H₂F₂: валентность фтора всегда = 1, поэтому ответ 1.

1. Пример задачи. Используя шкалу ЭО, соотнесите соединение и тип его химической связи.

Соединения: BeF₂, O₂, PCl₅.

Типы химической связи: ионная, ковалентная неполярная, ковалентная полярная.

Решение. С помощью шкалы электроотрицательности найдем разность значений (∆х) для элементов:

BeF₂ : 4,0 – 1,5 = 2,5

O₂ : 3,5 – 3,5 = 0

PCl₅ : 3,0 – 2,1 = 0,9

По правилам если ∆х < 2,0, то связь ковалентная полярная, если ∆х > 2,0, то связь ионная, если

∆х = 0, то связь ковалентная неполярная, таким образом, верный ответ:

BeF₂ – ионная связь, O₂ – ковалентная неполярная связь, PCl₅ – ковалентная полярная связь.

Виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), ионная

Билет № 6

1. Виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), ионная; их сходство и различие. Типы кристаллических решеток. Примеры веществ с различными типами решеток

Ковалентной связью называется химическая связь между двумя атомами за счет образования общей электронной пары. Ковалентная связь может быть неполярной — между двумя атомами с одинаковой электроотрицательностью, т. е. в простых веществах, и полярной — между атомами, электроотрицательность которых различается, т. е. в сложных веществах.

Рассмотреть образование ковалентной неполярной связи удобно на примере молекулы водорода, образующейся при соединении двух атомов водорода, каждый из которых имеет по одному неспаренному электрону:

H• + •H → H : H

При этом внешняя электронная оболочка получает недостающий электрон, становится завершенной.

Такое состояние характеризуется меньшей энергией, более устойчиво. Вот почему для разрыва ковалентной связи требуется затратить энергию (такое же количество энергии выделяется при ее образовании).

В структурных формулах ковалентная связь изображается черточкой, тогда молекула водорода будет выглядеть так:    H–H

Еще раз обращаем Ваше внимание, что ковалентной называется двухэлектронная двухцентровая связь, когда два электрона находятся на общей орбитали двух атомов. Поэтому к ней, строго говоря, не относятся случаи, когда электроны находятся на орбиталях трех или более атомов или когда общая связь образована более чем двумя электронами (в 10–11 классах будет изучаться бензол, в молекуле которого 6 электронов образуют одну общую связь).

Ковалентная полярная связь образуется в молекуле хлороводорода:
          ..             ..
H· + ·Cl: → H  :Cl:
          ··            ··

Хлор как более электроотрицательный элемент смещает к себе общую электронную пару, в результате на нем образуется частичный отрицательный заряд, а на водороде — частичный положительный:

H^δ+—Cl^δ−

Ковалентная связь может возникать не только при объединении двух орбиталей, содержащих по одному неспаренному электрону. Один атом может предоставить электронную пару, а второй — свободную орбиталь. Такая ковалентная связь называется донорно-акцепторной.

Например, в ионе аммония протон присоединяется к молекуле аммиака за счет образования донорно-акцепторной связи. Азот выступает донором, а протон (водород) — акцептором электронной пары:

H⁺ + :NH₃ → NH₄⁺

Хотя по способу образования донорно-акцепторная связь отличается от остальных, но по свойствам, в том числе по длине связи, все четыре связи одинаковы.

Чтобы подчеркнуть способ образования, донорно-акцепторную связь могут обозначать в структурных формулах стрелкой:
         H
         |
[H — N → H ]⁺
         |
         H
Стрелку используют и чтобы изобразить смещение общей электронной пары в полярной связи (H→Cl), поэтому эти два случая не следует путать.

Ионную связь можно рассматривать как крайний случай ковалентной полярной связи, когда электроны практически полностью переходят от одних атомов к другим с образованием ионов.

Таким образом, ионная связь образуется за счет сил электростатического притяжения между ионами (притягиваются противоположные заряды).

Примером ионной связи будет хлорид натрия:
          ..
Na⁺ [:Cl:]⁻
          ··

Ионная связь характерна для соединений элементов, электроотрицательности которых различаются очень сильно, например щелочных металлов с галогенами.

Сходство с ковалентной связью заключается в том, что сложно провести резкую грань между ковалентной полярной и ионной связью, мнения разных авторов на этот счет могут различаться.

Различие ионной и ковалентной связи в том, что ионная сильнее поляризована, вплоть до полного перехода электронной пары к более электроотрицательному элементу.

Типы кристаллических решеток

1. Ионная — в узлах кристаллической решетки расположены положительные и отрицательные ионы. Характерна для веществ с ионной связью: соединений галогенов с щелочными металлами (NaCl), щелочей (NaOH) и солей кислородсодержащих кислот (Na₂SO₄).
2. Атомная — в узлах кристаллической решетки атомы, связанные ковалентными связями: алмаз, кремний.

   Вещества с ионными и атомными кристаллическими решетками обладают высокими твердостью и температурой плавления.

3. Молекулярная кристаллическая решетка образована молекулами, связанными слабыми межмолекулярными взаимодействиями, поэтому такие вещества непрочные, легкоплавкие (лёд, сера), зачастую возгоняются, т. е. при нагревании испаряются, минуя жидкую фазу, как сухой лёд CO₂, йод I₂
4. Металлическая кристаллическая решетка характерна для металлов, например, Fe

2. Опыт. Получение и собирание аммиака

Для получения и собирания аммиака в лаборатории насыпаем в пробирку хлорид или сульфат аммония, смешанный с известью Ca(OH)₂, затыкаем пробкой с газоотводной трубкой. Трубку вставляем в колбу, перевернутую вверх дном, — аммиак легче воздуха. Отверстие колбы закрываем куском ваты.

Осторожно нагреваем пробирку на спиртовке. Уравнение реакции:

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ = CaCl₂ + 2H₂O + 2NH₃↑

Аммиак обнаруживаем по характерному резкому запаху (нюхать осторожно!) или поднеся к трубке бумажку, смоченную раствором фенолфталеина (ф-ф). Бумажка розовеет вследствие образования гидроксид-ионов:

NH₃ + HOH NH₄⁺ + OH⁻

автор: Владимир Соколов

Химические связи: определение, типы и примеры

Определение: Что такое химическая связь?

Химические связи — это силы, удерживающие атомы вместе в молекуле. Они являются результатом сильных внутримолекулярных взаимодействий между атомами молекулы. Валансные (крайние) электроны атомов участвуют в химических связях. Когда два атома приближаются друг к другу, эти внешние электроны начинают взаимодействовать. Хотя электроны отталкиваются друг от друга, они притягиваются к протонам внутри атомов.Взаимодействие сил приводит к образованию связей между атомами. Основными типами химических связей являются ионная связь, ковалентная связь, водородная связь и металлическая связь ^[1,2] .

Связь между двумя атомами зависит от разницы электроотрицательностей между атомами. Если разница электроотрицательностей значительно велика, атомы переносят электроны с образованием ионов и, таким образом, образуют ионную связь. Если разница электроотрицательностей равна нулю или мала, тогда атомы объединяются, образуя ковалентные связи.

Различные типы химических связей с примерами

1. Ионная связь

Как следует из названия, ионные связи являются результатом притяжения между ионами. Ионы образуются, когда атом теряет или получает электрон. Эти типы связей обычно образуются между металлом и неметаллом ^[1-5] .

Примеры

• Натрий (Na) и хлор (Cl) объединяются с образованием стабильных кристаллов хлорида натрия (NaCl), также известного как поваренная соль.
• Магний (Mg) и кислород (O) объединяются с образованием оксида магния (MgO).
• Калий (K) и хлор (Cl) объединяются с образованием хлорида калия (KCl)
• Кальций (Ca) и фтор (F) объединяются с образованием фторида кальция (CaF ₂ )

2. Ковалентная связь

В случае ковалентной связи атом разделяет одну или несколько пар электронов с другим атомом и образует связь. Это разделение электронов происходит потому, что атомы должны удовлетворять правилу октета (конфигурация благородного газа) при соединении.Такой вид склейки обычен между двумя неметаллами. Ковалентная связь — самая прочная и наиболее распространенная форма химической связи в живых организмах. Вместе с ионной связью они образуют две наиболее важные химические связи ^[1-7] .

Ковалентную связь можно разделить на неполярную ковалентную связь и полярную ковалентную связь. В случае неполярной ковалентной связи электроны поровну распределяются между двумя атомами. Напротив, в полярных ковалентных связях электроны неравномерно распределяются между атомами.

Примеры

• Два атома йода (I) соединяются с образованием газообразного йода (I ₂ ).
• Один атом углерода (C) соединяется с двумя атомами кислорода (O) с образованием двойной ковалентной связи в диоксиде углерода (CO ₂ ).
• Два атома водорода (H) соединяются с одним атомом кислорода (O), образуя полярную молекулу воды (H ₂ O).
• Бор (B) и три атома водорода (H) объединяются с образованием полярного борана (BH ₃ ).

3. Водородная связь

Водородная связь — это химическая связь между атомом водорода и электроотрицательным атомом. Однако это не ионная или ковалентная связь, а особый тип диполь-дипольного притяжения между молекулами. Во-первых, атом водорода ковалентно связан с очень электроотрицательным атомом, что приводит к положительному заряду, который затем притягивается к электроотрицательному атому, образуя водородную связь ^[1,4-6] .

Примеры

• Атом водорода одной молекулы воды связывается с атомом кислорода другой молекулы.Эта связь весьма значительна во льду.
• В хлороформе (CH ₃ Cl) и аммиаке (NH ₃ ) водородная связь возникает между водородом одной молекулы и углеродом / азотом другой.
• Азотные основания, присутствующие в ДНК, удерживаются вместе водородной связью.

4. Металлические облигации

Металлическая связь — это сила, удерживающая атомы вместе в металлическом веществе. Такое твердое тело состоит из плотно упакованных атомов, причем внешняя электронная оболочка каждого атома металла перекрывается с большим количеством соседних атомов.Как следствие, валентные электроны свободно перемещаются от одного атома к другому. Они не связаны с какой-либо конкретной парой атомов. Такое поведение называется нелокализацией ^[1,2,4] .

Примеры

Прочие виды химических облигаций

Бонд Ван дер Ваальса

Нейтральные молекулы удерживаются вместе слабыми электрическими силами, известными как силы Ван-дер-Ваальса. Сила Ван-дер-Ваальса — это общий термин, используемый для определения притяжения межмолекулярных сил между молекулами.Этот тип химической связи является самой слабой из всех связей ^[4,5] .

Примеры включают водородную связь, дисперсионные силы и диполь-дипольные силы.

Пептидная связь

В белке несколько аминокислот связаны друг с другом пептидными связями, образуя длинную цепь. Пептидные связи образуются в результате биохимической реакции, которая извлекает молекулу воды, поскольку она соединяет аминогруппу одной аминокислоты с карбоксильной группой соседних аминокислот.Помимо пептидных связей, водородные связи, ионные связи и дисульфидные связи также распространены в белках ^[8] .

Примеры включают полипептиды, такие как инсулин и гормон роста.

Часто задаваемые вопросы

Отв. Во время химических реакций связи, удерживающие молекулы вместе, разрываются и образуют новые связи, превращая атомы в разные вещества.

Отв. Атомы образуют химические связи, чтобы сделать их внешние электронные оболочки более стабильными.

Отв. Среди субатомных частиц только электроны активно участвуют в химической связи.

Анс . Наше тело использует энергию, хранящуюся в химических связях, для выполнения работы и поддержания ее активности и функциональности.

Отв. Потенциальная энергия хранится в ковалентных связях, удерживающих атомы вместе в молекуле.

Отв. Каждая связь требует дискретного количества энергии для разрыва или образования. Без этой энергии реакция невозможна. Эта энергия известна как энергия связи.

Отв. Электронная конфигурация благородных газов такова, что их внешние оболочки являются законченными. Полные валентные электронные оболочки этих атомов делают благородные газы необычайно стабильными и маловероятными для образования химических связей, поскольку они не имеют тенденции набирать или терять электроны.

Отв. No. Вещества, входящие в состав смеси, можно разделить физическими средствами, поскольку они имеют разные физические свойства и не связаны химически.

Список литературы

1. Hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
2. Chem.libretexts.org
3. Opentextbc.ca
4. Insula.com.au
5. Chem.ucla.edu
6. Manoa.hawaii.edu
7. Users.stlcc. edu
8. Teaching.ncl.ac.uk

3.1 Химические связи | Комбинации атомов

Почему атомы связаны? (ESBM5)

В начале этого раздела важно помнить, что мы продолжим обсуждать модель связывания, которая основана на конкретной модели атома .Ты вспомним из обсуждения атомов (в Grade \ (\ text {10} \)), что модель — это представление того, что происходит на самом деле. В модели атома, что вы учились в Уровне \ (\ text {10} \), атом состоит из центрального ядра, окружены электронами, которые расположены на фиксированных энергетических уровнях (иногда называемых снарядов ).В пределах каждого энергетического уровня электроны движутся по орбиталям разные формы. Электроны на внешнем энергетическом уровне атома называются валентные электроны . Эта модель атома полезна при попытке понять, как между атомами происходят разные типы связи.

Модель берет то, что мы видим в окружающем мире, и использует это, чтобы предсказания о том, чего мы не видим.

В ходе предыдущих обсуждений электронов и уровней энергии были отмечены следующие моменты:

• Электроны всегда стараются занять как можно более низкий энергетический уровень.{6} \). Второй энергетический уровень является внешней (валентной) оболочкой и заполнен.
• Атомы образуют связи, чтобы попытаться достичь той же электронной конфигурации, что и благородные газы.
• Атомы с полной валентной электронной орбиталью менее реактивны.

Энергия и связь (ESBM6)

Нам нужно рассмотреть два случая, когда два атома сближаются.Первое случай, когда два атома сближаются и образуют связь. Второй случай где два атома сближаются, но не образуют связи. Мы будем использовать водород в качестве пример первого случая и гелий как пример второго случая.

Случай 1: Облигация образует

Давайте начнем с представления, что два атома водорода приближаются друг к другу.По мере того, как они сближаются, на атомы действуют три силы. в то же время. Эти силы описаны ниже:

1. сила отталкивания между электронами атомов, поскольку подобные заряды отталкивают

   Рисунок 3.2: Отталкивание между электроны

2. сила притяжения между ядром одного атома и электроны еще

   Рисунок 3.3: Привлечение между электроны и протоны.

3. сила отталкивания между двумя положительно заряженными ядра

   Рисунок 3.4: Отталкивание между протоны

Эти три силы работают вместе, когда два атома сближаются.Как общая сила, испытываемая атомами, изменяется, количество энергии в системе также изменения.

Теперь посмотрим на Рисунок 3.5, чтобы понять изменения энергии, которые происходят, когда два атома движутся к друг с другом.

Представим, что мы зафиксировали один атом, а другой придвинем ближе. к первому атому. По мере того, как мы приближаем второй атом водорода к первому (от от точки A до точки X) энергия системы уменьшается. Притягивающие силы доминируют в этой части взаимодействия. Когда второй атом приближается к первому один и приближается к точке X, требуется больше энергии, чтобы разлучить атомы.Это дает отрицательную потенциальную энергию.

В точке X силы притяжения и отталкивания, действующие на два атома водорода, равны сбалансированный. Энергия системы минимальная.

Левее точки X силы отталкивания сильнее притяжения. силы и энергия системы увеличивается.

Для водорода энергия в точке X достаточно мала, чтобы два атома оставались вместе и не разваливайся снова. Вот почему, когда мы рисуем диаграмму Льюиса для молекула водорода рисуем два атома водорода рядом друг с другом с электроном пара между ними.

Отметим также, что такое расположение дает обоим атомам водорода полную внешнюю энергию. уровень (за счет обмена электронами или ковалентной связи).

Случай 2: Облигация не образует

Теперь, если мы посмотрим на гелий, мы увидим, что каждый атом гелия имеет заполненную внешнюю энергию. уровень. Глядя на рисунок 3.6 мы находим, что минимум энергии для двух атомов гелия очень близко к нулю. Это означает, что два атома могут объединиться и разойтись. очень легко и никогда не слипаются.

Для гелия минимум энергии в точке X недостаточно низок, чтобы два атома оставались вместе, и поэтому они снова расходятся. Вот почему, когда мы рисуем Льюиса диаграмму для гелия мы рисуем отдельно от одного атома гелия.Связи нет.

Мы также видим, что гелий уже имеет полный внешний энергетический уровень и поэтому никаких соединений формы.

Валентные электроны и диаграммы Льюиса (ESBM7)

Теперь, когда мы немного больше понимаем связь, нам нужно обновить концепцию Льюиса. диаграммы, о которых вы узнали в Оценке \ (\ text {10} \).Зная, почему атомы связи и знания того, как рисовать диаграммы Льюиса, у нас будут все инструменты, которые мы нужно попытаться предсказать, какие атомы будут связаны и какой формы будет молекула.

В классе \ (\ text {10} \) мы научились писать электронную структуру любого элемента. Для рисуя диаграммы Льюиса, вы должны быть знакомы с спектроскопическими обозначение.{5} \). Краткие спектральные обозначения быстро показывает валентные электроны элемента.

Используя количество валентных электронов, мы можем легко нарисовать диаграммы Льюиса для любого элемента. В Оценка \ (\ text {10} \) вы научились рисовать диаграммы Льюиса. Обновим концепции здесь, поскольку они помогут нам в нашем обсуждении связи.

Диаграмма Льюиса использует точки или кресты для обозначения валентных электронов на разных атомах.Химический символ элемент используется для представления ядра и основных электронов атома. {6} \)

Ковалентные связи и образование связей (ESBM8)

Ковалентная связь включает обмен электронами с образованием химической связи.Самый дальний орбитали атомов перекрываются, так что неспаренные электроны в каждом из связанных атомов можно поделиться. Перекрывая орбитали, внешние энергетические оболочки всех связывающих атомов заполнены. Общие электроны движутся по орбиталям вокруг и атомов. В качестве они движутся, между отрицательно заряженными электронами и положительно заряженные ядра.Эта сила притяжения удерживает атомы вместе в ковалентной форме. связь.

Ковалентная связь

Форма химической связи, при которой пары электронов разделяются между атомами.

Ковалентные связи являются примерами межатомных сил.

Мы рассмотрим несколько простых случаев, чтобы вывести некоторые правила, касающиеся ковалентных связей.

Помните, что только валентных электронов участвуют в связывании, и поэтому, когда рисуются диаграммы, чтобы показать, что происходит во время склеивания, это только те электроны, которые показаны. Точки или крестики обозначают электроны в разные атомы.

Случай 1. Два атома, каждый из которых имеет неспаренный электрон

В этом случае мы рассмотрим хлористый водород и метан.

Рабочий пример 1: Диаграммы Льюиса: Простые молекулы

Изобразите хлористый водород (\ (\ text {HCl} \)), используя диаграмму Льюиса.

Для каждого атома определите число валентностей. электронов в атоме, и изобразите их точками и кресты.{5} \). Атом водорода имеет \ (\ text {1} \) валентный электрон и атом хлора имеет \ (\ text {7} \) валентные электроны.

Диаграммы Льюиса для водорода и хлора:

Обратите внимание на одиночный неспаренный электрон (выделен синим) на каждом атом.Это не значит, что этот электрон другой, мы используем выделение здесь, чтобы помочь вам увидеть неспаренный электрон.

Расположите электроны так, чтобы крайняя энергия уровень каждого атома заполнен.

Хлористый водород представлен ниже.

Обратите внимание, как два неспаренных электрона (по одному от каждого атома) образуют Ковалентная связь.

Точка и крестик между двумя атомами обозначают пару электронов, которые разделены ковалентной связью. Мы также можем показать эту облигацию одной строкой:

Обратите внимание, как мы все еще показываем другие пары электронов вокруг хлора.

Из этого можно сделать вывод, что любой электрон сам по себе попытается спариться с другой электрон. Итак, на практике атомы, у которых есть хотя бы один неспаренный электрон может образовывать связи с любым другим атомом, который также имеет неспаренный электрон. Это не ограничивается только двумя атомами.

Рабочий пример 2: Диаграммы Льюиса: Простые молекулы

Представьте метан (\ (\ text {CH} _ {4} \)), используя диаграмму Льюиса

Для каждого атома определите число валентностей. электронов в атоме, и изобразите их точками и кресты.{2} \). Каждый атом водорода имеет \ (\ text {1} \) валентный электрон и атом углерода имеет \ (\ text {4} \) валентные электроны.

Помните, мы говорили, что можем разместить неспаренные электроны в любом месте. (сверху, снизу, слева, справа) вокруг символа элементов.

Расположите электроны так, чтобы крайняя энергия уровень каждого атома заполнен.

Молекула метана представлена ​​ниже.

или:

хлор (\ (\ text {Cl} _ {2} \))

трифторид бора (\ (\ text {BF} _ {3} \))

Случай 2: Атомы с неподеленными парами

В качестве примера возьмем воду.Вода состоит из одного кислорода и двух водородов. атомы. Водород имеет один неспаренный электрон. Кислород имеет два неспаренных электрона и две электронные пары. Из того, что мы узнали в первых примерах, мы видим, что неспаренные электроны могут образовывать пары. Но что происходит с двумя парами? Могут ли эти формировать облигации?

Рабочий пример 3: Диаграммы Льюиса: Простые молекулы

Изобразите воду (\ (\ text {H} _ {2} \ text {O} \)), используя диаграмму Льюиса

Для каждого атома определите число валентностей. электронов в атоме, и изобразите их точками и кресты.{4} \). Каждый атом водорода имеет \ (\ text {1} \) валентный электрон и Атом кислорода имеет \ (\ text {6} \) валентные электроны.

Расположите электроны так, чтобы крайняя энергия уровень каждого атома заполнен.

Молекула воды представлена ​​ниже.

или

Обратите внимание, как в этом примере мы написали \ (\ text {2} \) перед водородом? Вместо того, чтобы писать диаграмму Льюиса для водорода дважды, мы просто пишем один раз и используйте \ (\ text {2} \) перед ним, чтобы указать, что два атомы водорода необходимы для каждого кислорода.

А теперь мы можем ответить на вопросы, которые мы задавали перед отработанным примером. Мы видим что кислород образует две связи, по одной с каждым атомом водорода. Кислород, однако, сохраняет свои электронные пары и не разделяет их. Мы можем обобщить это на любой атом. Если у атома есть электронная пара, он обычно не разделяет эту электронную пару.

Неподеленная пара — неподеленная электронная пара. Одинокая пара остается на атом, которому он принадлежит.

Неподеленная пара может использоваться для образования дательной ковалентной связи.

В приведенном выше примере неподеленные пары по кислороду выделены красным.Когда мы рисуем При соединении пар с помощью линий намного легче увидеть неподеленные пары по кислороду.

аммиак (\ (\ text {NH} _ {3} \))

дифторид кислорода (\ (\ text {OF} _ {2} \))

Случай 3: Атомы с кратными связями

Мы будем использовать кислород и цианистый водород в качестве примеров.

Рабочий пример 4: Диаграммы Льюиса: Молекулы с множественными облигации

Представьте кислород (\ (\ text {O} _ {2} \)), используя диаграмму Льюиса

Для каждого атома определите число валентностей. электроны, которые атом имеет из своей электронной конфигурации.{4} \). Кислород имеет \ (\ text {6} \) валентные электроны.

Расположите электроны в молекуле \ (\ text {O} _ {2} \) так что самый внешний энергетический уровень в каждом атоме заполнен.

Молекула \ (\ text {O} _ {2} \) представлена ​​ниже.Обратите внимание на два электронные пары между двумя атомами кислорода (выделены синий). Поскольку эти две ковалентные связи находятся между двумя одинаковыми атомов, это двойная связь .

или

Каждый атом кислорода использует два неспаренных электрона для образования двух связей.Это формирует двойная ковалентная связь (которая показана двойной линией между двумя кислородными атомов).

Рабочий пример 5: Диаграммы Льюиса: Молекулы с множественными облигации

Изобразите цианистый водород (\ (\ text {HCN} \)), используя диаграмму Льюиса

Для каждого атома определите число валентностей. электроны, которые атом имеет из своей электронной конфигурации.{2} \). Водород имеет \ (\ text {1} \) валентный электрон, углерод имеет \ (\ text {4} \) валентность электроны и азот имеют \ (\ text {5} \) валентные электроны.

Расположите электроны в молекуле \ (\ text {HCN} \) так что самый внешний энергетический уровень в каждом атоме заполнен.

Молекула \ (\ text {HCN} \) представлена ​​ниже. Обратите внимание на три электронные пары (выделены красным) между азотом и атом углерода. Поскольку эти три ковалентные связи находятся между Те же два атома, это тройная связь .

или

Как мы только что видели, углерод делит один электрон с водородом и три электрона с водородом. азот.Азот сохраняет свою электронную пару и разделяет три непарных электроны с углеродом.

ацетилен (\ (\ text {C} _ {2} \ text {H} _ {2} \))

формальдегид (\ (\ text {CH} _ {2} \ text {O} \))

Случай 4: Координатные или дативные ковалентные связи

Дативная ковалентная связь

Этот тип связи представляет собой описание ковалентной связи, которая возникает между два атома, в которых оба электрона, общие для связи, происходят из одного и того же атом. {+} \)), показанный на рисунке ниже.{+} \) не содержит электронов, поэтому электроны которые находятся в связи, которая образуется между этим ионом и атомом азота, приходят только из азота.

Обратите внимание, что ион водорода заряжен, и этот заряд показан на аммиаке. ion в квадратных скобках и со знаком плюс вне квадратных скобок.

Мы также можем показать это как:

Обратите внимание, что мы не используем линию для дательной ковалентной связи.{+} \)).

Подведем итог тому, что мы узнали:

• Любой электрон сам по себе попытается образовать пару с другим электроном. Так что в Теоретические атомы, у которых есть хотя бы один неспаренный электрон, могут образовывать связи с любым другим атомом, у которого также есть неспаренный электрон.Это не ограничено всего двумя атомами.

• Если у атома есть электронная пара, он обычно не разделяет эту пару для образования связь. Эта электронная пара известна как неподеленная пара.

• Если у атома более одного неспаренного электрона, он может образовывать множественные связи с другой атом.Таким образом образуются двойные и тройные связи.

• Дативная ковалентная связь может образовываться между атомом без электронов и атомом атом с неподеленной парой.

Атомная связь и диаграммы Льюиса

Учебное упражнение 3.5

бром (\ (\ text {Br} _ {2} \))

двуокись углерода (\ (\ text {CO} _ {2} \))

азот (\ (\ text {N} _ {2} \))

ион гидроксония (\ (\ text {H} _ {3} \ text {O} ^ {+} \))

диоксид серы (\ (\ text {SO} _ {2} \))

количество валентных электронов для каждого из атомов участвует в реакции

Азот: \ (\ text {5} \), водород: \ (\ text {1} \) Углерод: \ (\ text {4} \), водород: \ (\ text {1} \)

Диаграмма Льюиса продукта, который образуется

\ (\ text {NH} _ {3} \)

\ (\ text {CH} _ {4} \)

\ (\ text {NH} _ {3} \): аммиак

\ (\ text {CH} _ {4} \): метан

Сколько валентных электронов у элемента Y?

\ (\ text {6} \).Вокруг есть \ (\ text {6} \) точки элемент Y и из наших знаний Льюиса диаграммы, которые мы знаем, что они представляют валентные электроны.

Сколько валентных электронов у элемента X?

\ (\ text {1} \).X вносит один электрон (представленный крестиком) к облигации, и у X нет другого электроны.

Сколько ковалентных связей в молекуле?

\ (\ text {2} \) одинарные облигации.Из наших знаний о На диаграммах Льюиса мы смотрим, сколько крестиков и точек пары есть в молекуле, и это дает нам количество ковалентных связей.

Это одинарные облигации, так как здесь только одна точка и перекрестная пара между соседними атомами.

Предложите имя для элементов X и Y.

Наиболее вероятные атомы: Y: кислород и X: водород.

Обратите внимание, что Y также может быть серой и X водородом и тогда молекула будет сероводородом (дигидрид серы).

Заполните следующую таблицу:

Соединение	\ (\ text {CO} _ {2} \)	\ (\ text {CF} _ {4} \)	\ (\ text {HI} \)	\ (\ text {C} _ {2} \ text {H} _ {2} \)
Диаграмма Льюиса
Общее количество склейок пар
Общее количество несвязанных пар
Одинарный, двойной или тройной облигации

Соединение	\ (\ text {CO} _ {2} \)	\ (\ text {CF} _ {4} \)	\ (\ text {HI} \)	\ (\ text {C} _ {2} \ text {H} _ {2} \)
Диаграмма Льюиса
Общее количество склейок пар	\ (\ text {4} \)	\ (\ text {4} \)	\ (\ text {1} \)	\ (\ text {5} \)
Общее количество несвязанных пар	\ (\ text {4} \)	\ (\ text {12} \)	\ (\ text {3} \)	\ (\ text {0} \)
Одинарный, двойной или тройной облигации	Две двойные облигации	Четыре одинарные облигации	Одна одинарная облигация	Одна тройная облигация и две одинарные облигации

4 типа химических связей в биологии (биологии)

Существует четыре типа химических связей, необходимых для существования жизни: ионные связи, ковалентные связи, водородные связи и ван-дер-ваальсовы взаимодействия.Нам нужны все эти разные виды связей, чтобы играть разные роли в биохимических взаимодействиях. Эти связи различаются по своей силе. В химии мы думаем, что ионные связи и ковалентные связи имеют перекрывающийся диапазон сильных сторон. Но помните, что в биохимии все происходит в контексте воды. Это означает, что ионные связи имеют тенденцию к диссоциации в воде. Таким образом, мы будем рассматривать эти связи в следующем порядке (от самого сильного до самого слабого): ковалентные, ионные, водородные и ван-дер-ваальсовые. Также обратите внимание, что в химии самые слабые связи чаще называют «дисперсионными силами».

Существует четыре типа химических связей, необходимых для существования жизни

Ионных связей: связей, образованных между ионами с противоположными зарядами
Ковалентные связи: атомов, связанных за счет обмена электронами
Водородные связи: водород притягивает и связывает соседним отрицательным зарядам.
ван-дер-ваальсовы взаимодействия: межмолекулярных взаимодействий, которые не связаны с ковалентными связями или ионами

Нам нужны все эти разные виды связей, чтобы играть различные роли в биохимических взаимодействиях.Эти облигации различаются по силе на
штук. В химии мы думаем, что ионные связи и ковалентные связи имеют перекрывающийся диапазон в
сил. Но помните, что в биохимии все происходит в контексте воды. Это означает, что ионные связи
имеют тенденцию к диссоциации в воде. Таким образом, мы будем рассматривать эти связи в следующем порядке (от самой сильной к самой слабой):

Ковалентная> Ионная> Водородная> Ван-дер-Ваальс

Также обратите внимание, что в химии самые слабые связи чаще называют «дисперсионными силами.”

Подробные сведения о четырех типах химических связей см. В нашем обучающем видео ниже:

6.1: Электроотрицательность и полярность — Chemistry LibreTexts

Электроотрицательность и тип связи

Абсолютное значение разницы в электроотрицательности (ΔEN) двух связанных атомов дает приблизительную меру ожидаемой полярности в связи и, следовательно, типа связи. Когда разница очень мала или равна нулю, связь ковалентная и неполярная. Когда он большой, связь полярная ковалентная или ионная.Абсолютные значения разности электроотрицательностей между атомами в связях H – H, H – Cl и Na – Cl равны 0 (неполярный), 0.9 (полярный ковалентный) и 2.1 (ионный) соответственно. Степень, в которой электроны распределяются между атомами, варьируется от полностью равной (чистая ковалентная связь) до нулевой (ионная связь). На рисунке \ (\ PageIndex {2} \) показана взаимосвязь между разностью электроотрицательностей и типом связи.

Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): По мере увеличения разницы электроотрицательностей между двумя атомами связь становится более ионной.

Грубое приближение различий электроотрицательности, связанных с ковалентными, полярными ковалентными и ионными связями, показано на рисунке \ (\ PageIndex {4} \). Однако эта таблица является лишь общим руководством, за множеством исключений. Например, атомы H и F в HF имеют разность электроотрицательностей 1,9, а атомы N и H в NH ₃ разность 0,9, однако оба этих соединения образуют связи, которые считаются полярными ковалентными. Аналогично, атомы Na и Cl в NaCl имеют разность электроотрицательностей 2.1, а атомы Mn и I в MnI ₂ имеют разность 1,0, но оба эти вещества образуют ионные соединения.

Лучшим руководством к ковалентному или ионному характеру связи является рассмотрение типов задействованных атомов и их относительного положения в периодической таблице. Связи между двумя неметаллами обычно ковалентны; связь между металлом и неметаллом часто является ионной.

Некоторые соединения содержат как ковалентные, так и ионные связи. Атомы в многоатомных ионах, таких как OH ^— , \ (\ ce {NO3 -} \) и \ (\ ce {Nh5 +} \), удерживаются вместе полярными ковалентными связями.Однако эти многоатомные ионы образуют ионные соединения, соединяясь с ионами противоположного заряда. Например, нитрат калия, KNO ₃ , содержит катион K ⁺ и многоатомный анион \ (\ ce {NO3 -} \). Таким образом, связь в нитрате калия является ионной, что является результатом электростатического притяжения между ионами K ⁺ и \ (\ ce {NO3 -} \), а также ковалентности между атомами азота и кислорода в \ (\ ce {NO3 -} \).

Пример \ (\ PageIndex {1} \): электроотрицательность и полярность связи

Полярность связей играет важную роль в определении структуры белков.Используя значения электроотрицательности на рис. \ (\ PageIndex {1} \) , расположите следующие ковалентные связи — все обычно присутствующие в аминокислотах — в порядке возрастания полярности. Затем обозначьте положительный и отрицательный атомы символами δ + и δ–:

C – H, C – N, C – O, N – H, O – H, S – H

Решение

Полярность этих связей увеличивается с увеличением абсолютного значения разности электроотрицательностей. Атом с обозначением δ– является более электроотрицательным из двух.Таблица \ (\ PageIndex {1} \) показывает эти связи в порядке возрастания полярности.

Таблица \ (\ PageIndex {1} \): Полярность связи и разница электроотрицательностей

Облигация	ΔEN	Полярность
C – H	0,4	\ (\ overset {δ -} {\ ce C} — \ overset {δ +} {\ ce H} \)
S – H	0.4	\ (\ overset {δ -} {\ ce S} — \ overset {δ +} {\ ce H} \)
C – N	0,5	\ (\ overset {δ +} {\ ce C} — \ overset {δ -} {\ ce N} \)
N – H	0,9	\ (\ overset {δ -} {\ ce N} — \ overset {δ +} {\ ce H} \)
C – O	1,0	\ (\ overset {δ +} {\ ce C} — \ overset {δ -} {\ ce O} \)
O – H	1.4	\ (\ overset {δ -} {\ ce O} — \ overset {δ +} {\ ce H} \)

Упражнение \ (\ PageIndex {1} \)

Силиконы — это полимерные соединения, содержащие, среди прочего, следующие типы ковалентных связей: Si – O, Si – C, C – H и C – C. Используя значения электроотрицательности на рисунке \ (\ PageIndex {3} \), расположите связи в порядке возрастания полярности и обозначьте положительные и отрицательные атомы, используя символы δ + и δ–.

Ответ

Облигация	Разница электроотрицательностей	Полярность
C – C	0.0	неполярный
C – H	0,4	\ (\ overset {δ -} {\ ce C} — \ overset {δ +} {\ ce H} \)
Si – C	0,7	\ (\ overset {δ +} {\ ce {Si}} — \ overset {δ -} {\ ce C} \)
Si – O	1,7	\ (\ overset {δ +} {\ ce {Si}} — \ overset {δ -} {\ ce O} \)

1.2: Природа химических связей — теория валентных связей

Ковалентные связи и структуры Льюиса

Структуры Льюиса, также известные как диаграммы Льюиса, показывают взаимосвязь между атомами молекулы и неподеленными парами электронов в молекуле. Структуры Льюиса также могут быть полезны для предсказания геометрии молекул в сочетании с гибридными орбиталями. Соединение может иметь несколько резонансных форм, которые также являются правильными структурами Льюиса. В этом разделе будут обсуждаться правила правильного написания структур Льюиса.

Прежде чем мы начнем, нужно знать несколько вещей. Электрон представлен точкой. Связь, состоящая из 2 общих электронов, представлена ​​двумя точками между связанными атомами или линией. Двойные связи и тройные связи представлены двумя и тремя линиями (парами электронов) соответственно. Одинокие пары на внешних краях атома представлены двумя точками. Электроны, представленные в структуре Льюиса, являются электронами внешней оболочки, которые называются валентными электронами. Это потому, что они участвуют в химических реакциях.

В то время как щелочные металлы (такие как натрий и калий), щелочноземельные металлы (такие как магний и кальций) и галогены (такие как фтор и хлор) часто образуют ионы для достижения полного октета, основные элементы органической химии: углерод, водород, азот и кислород — вместо этого, как правило, заполняют свои вторые оболочечные орбитали на , разделяя электронов с другими атомами, образуя то, что мы называем ковалентными связями. Рассмотрим простейший случай газообразного водорода. Изолированный атом водорода имеет только один электрон, расположенный на орбитали 1 s .Если два атома водорода подходят достаточно близко, так что их соответствующие орбитали 1 s перекрываются, два электрона могут быть разделены между двумя ядрами, и образуется ковалентно связанная молекула H ₂ . В «методе Льюиса» каждая пара электронов, разделяемая двумя атомами, изображается одной линией, обозначающей одну ковалентную связь.

Водород представляет собой, конечно, особый случай — атом водорода не может выполнять правило октетов; ему нужно всего два электрона, чтобы иметь полную оболочку (это можно представить как «правило дублета» для водорода).

Одной из простейших органических молекул является метан с молекулярной формулой CH ₄ . Метан — это «природный газ», сжигаемый в домашних печах и водонагревателях, а также на электростанциях. Чтобы проиллюстрировать ковалентную связь в метане с помощью метода Льюиса, мы сначала должны признать, что, хотя атом углерода имеет всего шесть электронов, два электрона на внутренней орбитали 1 s не участвуют в связывающих взаимодействиях. Остальные четыре — те, что находятся на орбиталях 2 s и 2 p , — образуют ковалентные связи с другими атомами.Только частично занятая, самая высокая энергетическая оболочка орбиталей — в данном случае 2 s и 2 p орбиталей — могут перекрываться с орбиталями на других атомах, образуя ковалентные связи. Электроны на этих орбиталях называются «валентными электронами».

Таким образом, атом углерода имеет четыре валентных электрона, с которыми образуются ковалентные связи. Чтобы выполнить правило октета и увеличить заполненность своей второй оболочки до восьми электронов, он должен участвовать в четырех взаимодействиях с разделением электронов — другими словами, он должен образовать четыре ковалентные связи.В молекуле метана центральный атом углерода делит свои четыре валентных электрона с четырьмя атомами водорода, таким образом образуя четыре связи и выполняя правило октетов (для углерода) и «правило дублета» (для каждого из атомов водорода).

Следующей относительно простой органической молекулой, которую следует рассмотреть, является этан, который имеет молекулярную формулу C ₂ H ₆ . Если мы нарисуем каждый атом с его валентным электроном (электронами) отдельно, мы увидим, что правило октета / дублета может быть выполнено для всех из них, образуя одну углерод-углеродную связь и шесть углерод-водородных связей.

Такой же подход можно использовать для молекул, в которых нет атома углерода. В молекуле воды два из шести валентных электронов на атоме кислорода используются для образования связей с атомами водорода, в то время как остальные четыре не связывают «неподеленные пары».

Упражнение 1.5.1

Изобразите структуру Льюиса для аммиака, NH ₃ .

Ответ:

А как насчет множественных облигаций? Молекулярная формула этена (также известного как этилен, соединение, содержащееся в фруктах, таких как яблоки, сигнализирующее о созревании): C ₂ H ₄ .Расположив атомы и окружив их валентными электронами, вы можете увидеть, что правило октета / дублета может выполняться для всех атомов, только если два атома углерода разделяют между собой две пары электронов — другими словами, только если двойная связь сформирован.

Так как атом водорода имеет только 1 s орбиталь для работы, он не может образовывать более одной одинарной связи, иначе он превысит свое правило дублета.

Следуя этой схеме, тройная связь в молекулярной формуле этина C ₂ H ₂ (также известная как ацетилен, топливо, используемое в сварочных горелках) образуется, когда два атома углерода разделяют три пар электронов между их.

А как насчет ионов? Ион гидроксида, OH ^— , нарисован простым отображением атома кислорода с его шестью валентными электронами, а затем добавлением еще одного электрона для учета отрицательного заряда. Кислород имеет три неподеленные пары, не связывающиеся друг с другом, и может образовывать только одну связь с водородом. (Имейте в виду, что это просто описание мыслительного процесса , входящего в составление структуры Льюиса, и не предназначено для описания какого-либо реального химического процесса).

Чтобы нарисовать структуру Льюиса иона гидроксония, H ₃ O ⁺ , вы снова начинаете с атома кислорода с его шестью валентными электронами, затем убираете один, чтобы учесть положительный заряд (теперь есть еще один протон чем есть электроны).Кислород теперь может образовывать связи с тремя атомами водорода.

Упражнение 1.5.2

Изобразите структуру Льюиса для иона аммония, NH ₄ ⁺ .

Ответ:

Упражнение 1.5.3

Изобразите структуры Льюиса для нейтральных молекул со связностью, показанной ниже. Показать все одиночные пары. Правило октетов должно выполняться для всех атомов.

Ответ:

Формальные сборы

Рассмотрим структуру метанола по Льюису, CH ₃ OH (метанол — это так называемый «древесный спирт», который недобросовестные бутлегеры иногда продавали в дни Сухого закона, часто заставляя людей, которые его пили, ослепнуть).Как и в молекуле воды, атом кислорода в молекуле метанола имеет две неподеленные пары электронов. И точно так же, как молекула воды может быть протонирована с образованием катиона H ₃ O ⁺ , молекула метанола может быть протонирована с образованием катиона CH ₃ OH ₂ ⁺ .

Этот многоатомный катион, как вы можете видеть, имеет общий заряд +1. Но мы можем быть более конкретными — мы также можем заявить, что положительный заряд расположен именно на атоме кислорода, а не на углероде или каком-либо из атомов водорода.Когда заряд может быть расположен на конкретном атоме в многоатомном ионе, говорят, что этот атом имеет «формальный заряд». Выяснение формального заряда различных атомов многоатомного иона — простой процесс — это просто сложение валентных электронов. Помните, что атому кислорода необходимо шесть валентных электронов (в дополнение к двум электронам на невалентной орбитали 1 s ), чтобы полностью сбалансировать заряд восьми протонов в его ядре. Давайте выясним, сколько электронов «владеет» атом кислорода в нашем ионе CH ₃ OH ₂ ⁺ .

Во-первых, мы видим, что есть одна неподеленная пара электронов, которую кислород не делит ни с одним другим атомом — таким образом, он «владеет» обоими этими электронами. Кроме того, атом кислорода делит одну пару электронов каждый с тремя другими атомами — поскольку эти электроны являются общими, мы решаем, что кислород «владеет» одним электроном от каждой пары, что означает, что он владеет тремя связующими электронами. Таким образом, всего у кислорода пять валентных электронов: два несвязывающих и три связывающих.Это один из шести валентных электронов, необходимых для достижения нейтральности — таким образом, атом кислорода имеет формальный заряд +1.

Каков формальный заряд, если он есть, на других атомах? Углерод должен «владеть» четырьмя валентными электронами (опять же, в дополнение к двум электронам на его орбитали 1 s ), чтобы уравновесить шесть протонов в его ядре. Поскольку атом углерода имеет четыре одинарные связи в этой структуре и не имеет неподеленных пар, он действительно владеет четырьмя электронами (помните, что он владеет одним из каждой пары электронов, которые он разделяет в ковалентной связи).Итак, формальный заряд углерода равен нулю.

Каждому водороду нужен только один электрон, чтобы уравновесить заряд своего единственного протона. Действительно, в структуре CH ₃ OH ₂ ⁺ каждый атом водорода имеет одну одинарную связь, что означает, что каждый из них владеет одним электроном. Таким образом, все атомы водорода имеют нулевой формальный заряд. Обратите внимание, что, как и следовало ожидать, сумма формальных зарядов всех атомов в ионе равна общему заряду на ионе — это всегда будет верно для каждого примера, с которым вы столкнетесь, и это хороший способ проверить, чтобы убедиться, что вы правильно рассчитываете индивидуальные формальные расходы.

Сокращенная формула для определения официальных сборов может быть выражена следующим образом:

формальный заряд = (# валентных электронов) — (# несвязывающих электронов) — (½ # связывающих электронов)

При рисовании структур очень важно показать все ненулевые формальные сборы, четко указав, где они расположены. Когда в структуре показаны все ненулевые формальные заряды, нет необходимости указывать общий заряд иона — эта информация очевидна из суммы формальных зарядов.

Здесь, вспоминая то, что вы узнали в общей химии, вы, вероятно, спрашиваете: «А как насчет диполей? Разве атом кислорода в связи ОН не« владеет »большей электронной плотностью, чем водород, из-за его большей электроотрицательность? » Вы абсолютно правы, и мы рассмотрим концепцию диполей позже. Однако для целей расчета формальных зарядов диполи не имеют значения — мы всегда считаем, что два электрона в связи разделены поровну, даже если это не является точным отражением химической реальности.Формальные обвинения — это всего лишь формальность, метод электронного учета, связанный с системой Льюиса для построения структур органических соединений и ионов. Позже, однако, мы увидим, как эта концепция может помочь нам визуализировать реакцию органических молекул.

Упражнение 1.5.4

Обозначьте все ненулевые формальные заряды на молекулах / ионах ниже. Все атомы имеют полный октет электронов (неподеленные пары не показаны).

Ответ:

7.2 Ковалентное связывание — химия 2e

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

• Описывать образование ковалентных связей
• Определить электроотрицательность и оценить полярность ковалентных связей

Ионная связь возникает в результате электростатического притяжения противоположно заряженных ионов, которое обычно возникает при переносе электронов между металлическими и неметаллическими атомами. Другой тип связи является результатом взаимного притяжения атомов для «общей» пары электронов.Такие связи называются ковалентными связями. Ковалентные связи образуются между двумя атомами, когда оба имеют схожие тенденции притягивать электроны к себе (то есть, когда оба атома имеют одинаковые или довольно близкие энергии ионизации и сродство к электрону). Например, два атома водорода ковалентно связываются с образованием молекулы H ₂ ; каждый атом водорода в молекуле H ₂ имеет два стабилизирующих его электрона, давая каждому атому такое же количество валентных электронов, что и благородный газ He.

Соединения, содержащие ковалентные связи, обладают физическими свойствами, отличными от ионных соединений.Поскольку притяжение между молекулами, которые являются электрически нейтральными, слабее, чем притяжение между электрически заряженными ионами, ковалентные соединения обычно имеют гораздо более низкие температуры плавления и кипения, чем ионные соединения. Фактически, многие ковалентные соединения представляют собой жидкости или газы при комнатной температуре, и в твердом состоянии они обычно намного мягче, чем ионные твердые вещества. Кроме того, в то время как ионные соединения являются хорошими проводниками электричества при растворении в воде, большинство ковалентных соединений нерастворимы в воде; поскольку они электрически нейтральны, они плохо проводят электричество в любом состоянии.

Образование ковалентных облигаций

Атомы неметаллов часто образуют ковалентные связи с другими атомами неметаллов. Например, молекула водорода H ₂ содержит ковалентную связь между двумя атомами водорода. На рисунке 7.4 показано, почему образуется эта связь. Начиная с крайнего правого угла, у нас есть два отдельных атома водорода с определенной потенциальной энергией, обозначенные красной линией. По оси x — расстояние между двумя атомами. Когда два атома приближаются друг к другу (движутся влево по оси x ), их валентные орбитали (1 с ) начинают перекрываться.Отдельные электроны на каждом атоме водорода затем взаимодействуют с обоими атомными ядрами, занимая пространство вокруг обоих атомов. Сильное притяжение каждого общего электрона к обоим ядрам стабилизирует систему, и потенциальная энергия уменьшается по мере уменьшения расстояния связи. Если атомы продолжают приближаться друг к другу, положительные заряды в двух ядрах начинают отталкиваться друг от друга, и потенциальная энергия увеличивается. Длина связи определяется расстоянием, на котором достигается самая низкая потенциальная энергия.

Фигура 7,4 Потенциальная энергия двух отдельных атомов водорода (справа) уменьшается по мере их приближения друг к другу, и отдельные электроны на каждом атоме разделяются, образуя ковалентную связь. Длина связи — это межъядерное расстояние, при котором достигается самая низкая потенциальная энергия.

Важно помнить, что для разрыва химических связей необходимо добавлять энергию (эндотермический процесс), тогда как при образовании химических связей выделяется энергия (экзотермический процесс).В случае H ₂ ковалентная связь очень прочная; необходимо добавить большое количество энергии, 436 кДж, чтобы разорвать связи в одном моль молекул водорода и вызвать разделение атомов:

h3 (г) ⟶2H (г) ΔH = 436 кДж h3 (г) ⟶2H (г) ΔH = 436 кДж

И наоборот, такое же количество энергии выделяется, когда один моль молекул H ₂ образуется из двух молей атомов H:

2H (г) ⟶h3 (г) ΔH = −436кДж2H (г) ⟶h3 (г) ΔH = −436кДж

Чистые и полярные ковалентные связи

Если атомы, образующие ковалентную связь, идентичны, как в H ₂ , Cl ₂ , и других двухатомных молекулах, то электроны в связи должны быть разделены поровну.Мы называем это чистой ковалентной связью. Электроны, связанные чистыми ковалентными связями, имеют равную вероятность нахождения рядом с каждым ядром.

В случае Cl ₂ каждый атом начинается с семи валентных электронов, и каждый Cl разделяет один электрон с другим, образуя одну ковалентную связь:

Общее количество электронов вокруг каждого отдельного атома состоит из шести несвязывающих электронов и двух общих (т. Е. Связывающих) электронов для восьми полных электронов, что соответствует количеству валентных электронов в благородном газе аргоне.Поскольку связывающие атомы идентичны, Cl ₂ также имеет чистую ковалентную связь.

Когда атомы, связанные ковалентной связью, различны, связывающие электроны разделяются, но уже не поровну. Вместо этого связывающие электроны больше притягиваются к одному атому, чем к другому, что приводит к смещению электронной плотности в сторону этого атома. Это неравномерное распределение электронов известно как полярная ковалентная связь, характеризующаяся частичным положительным зарядом на одном атоме и частичным отрицательным зарядом на другом.Атом, который сильнее притягивает электроны, приобретает частичный отрицательный заряд и наоборот. Например, электроны в связи H – Cl в молекуле хлористого водорода проводят больше времени около атома хлора, чем около атома водорода. Таким образом, в молекуле HCl атом хлора несет частичный отрицательный заряд, а атом водорода имеет частичный положительный заряд. На рис. 7.5 показано распределение электронов в связи H – Cl. Обратите внимание, что заштрихованная область вокруг Cl намного больше, чем вокруг H.Сравните это с рисунком 7.4, на котором показано равномерное распределение электронов в неполярной связи H ₂ .

Иногда мы обозначаем положительные и отрицательные атомы в полярной ковалентной связи, используя строчную греческую букву «дельта», δ, со знаком плюс или минус, чтобы указать, имеет ли атом частичный положительный заряд (δ +) или частично отрицательный. заряд (δ–). Этот символизм показан для молекулы H – Cl на рис. 7.5.

Фигура 7,5 (а) Распределение электронной плотности в молекуле HCl неравномерно.Электронная плотность больше вокруг ядра хлора. Маленькие черные точки указывают расположение ядер водорода и хлора в молекуле. (б) Символы δ + и δ– указывают полярность связи H – Cl.

Электроотрицательность

Является ли связь неполярной или полярной ковалентной, определяется свойством связывающих атомов, называемым электроотрицательностью. Электроотрицательность — это мера тенденции атома притягивать электроны (или электронную плотность) к себе.Он определяет, как общие электроны распределяются между двумя атомами в связи. Чем сильнее атом притягивает электроны в своих связях, тем больше его электроотрицательность. Электроны в полярной ковалентной связи смещаются в сторону более электроотрицательного атома; таким образом, более электроотрицательный атом имеет частичный отрицательный заряд. Чем больше разница в электроотрицательности, тем более поляризовано распределение электронов и больше парциальные заряды атомов.

Рисунок 7.6 показаны значения электроотрицательности элементов, предложенные одним из самых известных химиков двадцатого века: Линусом Полингом (рис. 7.7). В общем, электроотрицательность увеличивается слева направо за период в периодической таблице и уменьшается вниз по группе. Таким образом, неметаллы, которые расположены в правом верхнем углу, имеют тенденцию иметь самые высокие электроотрицательность, а фтор — самый электроотрицательный элемент из всех (EN = 4,0). Металлы имеют тенденцию быть менее электроотрицательными элементами, а металлы группы 1 имеют самые низкие электроотрицательность.Обратите внимание, что благородные газы исключены из этого рисунка, потому что эти атомы обычно не разделяют электроны с другими атомами, поскольку они имеют полную валентную оболочку. (Хотя соединения благородных газов, такие как XeO ₂ , действительно существуют, они могут образовываться только в экстремальных условиях, и поэтому они не полностью вписываются в общую модель электроотрицательности.)

Фигура 7,6 Значения электроотрицательности, полученные Полингом, следуют предсказуемым периодическим тенденциям с более высокими значениями электроотрицательности в верхнем правом углу таблицы Менделеева.

Электроотрицательность в зависимости от сродства к электрону

Мы должны быть осторожны, чтобы не путать электроотрицательность и сродство к электрону. Сродство элемента к электрону — это измеримая физическая величина, а именно энергия, выделяемая или поглощаемая, когда изолированный атом газовой фазы приобретает электрон, измеряется в кДж / моль. Электроотрицательность, с другой стороны, описывает, насколько сильно атом притягивает электроны в связи. Это безразмерная величина, которая рассчитывается, а не измеряется. Полинг получил первые значения электроотрицательности, сравнив количество энергии, необходимое для разрыва различных типов связей.Он выбрал произвольную относительную шкалу от 0 до 4.

Портрет химика

Линус Полинг

Линус Полинг, показанный на рис. 7.7, — единственный человек, получивший две неразделенные (индивидуальные) Нобелевские премии: одну по химии в 1954 году за работу о природе химических связей и одну за мир в 1962 году за его противодействие оружию химического оружия. массовое уничтожение. Он разработал многие теории и концепции, лежащие в основе нашего нынешнего понимания химии, включая электроотрицательность и резонансные структуры.

Фигура 7,7 Линус Полинг (1901–1994) внес важный вклад в область химии. Он также был известным активистом, освещающим вопросы, связанные со здоровьем и ядерным оружием.

Полинг также внес вклад во многие другие области помимо химии. Его исследование серповидно-клеточной анемии выявило причину заболевания — наличие генетически унаследованного аномального белка в крови — и проложило путь для области молекулярной генетики.Его работа также сыграла решающую роль в сдерживании испытаний ядерного оружия; он доказал, что радиоактивные осадки в результате ядерных испытаний представляют опасность для здоровья населения.

Электроотрицательность и тип связи

Абсолютное значение разницы в электроотрицательности (ΔEN) двух связанных атомов дает приблизительную меру ожидаемой полярности в связи и, следовательно, типа связи. Когда разница очень мала или равна нулю, связь ковалентная и неполярная. Когда он большой, связь полярная ковалентная или ионная.Абсолютные значения разности электроотрицательностей между атомами в связях H – H, H – Cl и Na – Cl равны 0 (неполярный), 0.9 (полярный ковалентный) и 2.1 (ионный) соответственно. Степень, в которой электроны распределяются между атомами, варьируется от полностью равной (чистая ковалентная связь) до нулевой (ионная связь). На рисунке 7.8 показана взаимосвязь между разностью электроотрицательностей и типом связи.

Фигура 7,8 По мере увеличения разницы электроотрицательностей между двумя атомами связь становится более ионной.

Грубое приближение различий электроотрицательности, связанных с ковалентными, полярными ковалентными и ионными связями, показано на рисунке 7.8. Однако эта таблица является лишь общим руководством, за множеством исключений. Например, атомы H и F в HF имеют разность электроотрицательностей 1,9, а атомы N и H в NH ₃ разность 0,9, однако оба этих соединения образуют связи, которые считаются полярными ковалентными. Аналогично, атомы Na и Cl в NaCl имеют разность электроотрицательностей 2.1, а атомы Mn и I в MnI ₂ имеют разность 1,0, но оба эти вещества образуют ионные соединения.

Лучшим руководством к ковалентному или ионному характеру связи является рассмотрение типов задействованных атомов и их относительного положения в периодической таблице. Связи между двумя неметаллами обычно ковалентны; связь между металлом и неметаллом часто является ионной.

Некоторые соединения содержат как ковалентные, так и ионные связи. Атомы в многоатомных ионах, таких как OH ^—, NO3-, NO3- и Nh5 +, Nh5 +, удерживаются вместе полярными ковалентными связями.Однако эти многоатомные ионы образуют ионные соединения, соединяясь с ионами противоположного заряда. Например, нитрат калия, KNO ₃ , содержит катион K ⁺ и многоатомный анион NO3-NO3-. Таким образом, связь в нитрате калия является ионной, возникающей в результате электростатического притяжения между ионами K ⁺ и NO3-, NO3-, а также ковалентного между атомами азота и кислорода в NO3-.NO3-.

Пример 7.3

Электроотрицательность и полярность связи

Полярность связей играет важную роль в определении структуры белков.Используя значения электроотрицательности на рис. 7.6, расположите следующие ковалентные связи — все они обычно встречаются в аминокислотах — в порядке возрастания полярности. Затем обозначьте положительный и отрицательный атомы символами δ + и δ–:

C – H, C – N, C – O, N – H, O – H, S – H

Решение

Полярность этих связей увеличивается с увеличением абсолютного значения разности электроотрицательностей. Атом с обозначением δ– является более электроотрицательным из двух. В таблице 7.1 эти связи показаны в порядке возрастания полярности.

Полярность связи и разница электроотрицательностей

Облигация	ΔEN	Полярность
C – H	0,4	Cδ −− Hδ + Cδ −− Hδ +
S – H	0,4	Sδ −− Hδ + Sδ −− Hδ +
C – N	0,5	Cδ + −Nδ − Cδ + −Nδ−
N – H	0,9	Nδ −− Hδ + Nδ −− Hδ +
C – O	1.0	Cδ + −Oδ − Cδ + −Oδ−
O – H	1,4	Oδ −− Hδ + Oδ −− Hδ +

Стол 7.1

Проверьте свои знания

Силиконы — это полимерные соединения, содержащие, среди прочего, следующие типы ковалентных связей: Si – O, Si – C, C – H и C – C. Используя значения электроотрицательности на рисунке 7.6, расположите связи в порядке возрастания полярности и обозначьте положительные и отрицательные атомы, используя символы δ + и δ–.

Отвечать:

Облигация	Разница электроотрицательностей	Полярность
C – C	0,0	неполярный
C – H	0,4	Cδ −− Hδ + Cδ −− Hδ +
Si – C	0,7	Siδ + −Cδ − Siδ + −Cδ−
Si – O	1,7	Siδ + −Oδ − Siδ + −Oδ−

Химическая связь — определение, типы, свойства, примеры

Что такое химическая связь?

Химическая связь или химическая связь — это различные типы сил, которые связываются вместе двумя общими атомами или группами атомов, образующими совокупность ионов или молекул за счет снижения энергии.Определение и образование ионных, ковалентных, металлических и водородных связей или связей объясняют различные типы свойств, такие как полярность, дипольный момент, электрическая поляризация, степень или состояние окисления и т. Д.

Типы химической связи

Ионная, ковалентная, металлическая и водородная связь — распространенные типы связи в химии и науке. Но будет много примеров химической связи, свойства и структура которой указывают на связи промежуточных типов, которые называются координационной ковалентной связью.

Образование химической связи

Основные вопросы в изучении химии, с самого начала, о силах, ответственных за образование связей в химическом соединении. После почти столетней неразберихи Кекуле, Вант-Хофф, Ле Бел, Льюис и Лондон в девятнадцатом веке дали определение химической связи. Было легко понять, что количество атомов или групп атомов объединяется, образуя ионы или молекулы.

Каждое химическое соединение обладает способностью насыщать электрон вокруг ядра для образования химической связи.Валентность обычно используется для определения насыщающей способности элементов таблицы Менделеева для химической связи.

Что такое ионная связь?

Электростатические силы связывают вместе противоположно заряженные ионы в химических соединениях, ответственных за образование ионных связей. Следовательно, ионная связь в молекуле образуется за счет переноса электрона или электронов от электроположительного металла к электроотрицательному атому неметалла. Электроположительные химические элементы имеют тенденцию терять один или несколько электронов.Но электроотрицательные элементы имеют тенденцию получать эти электроны. В результате взаимного электростатического притяжения между положительными и отрицательными ионами устанавливается ионная связь в химических соединениях.

Примеры ионного связывания

Хлорид натрия (NaCl), хлорид калия (KCl), сульфид магния (MgS), хлорид кальция (CaCl ₂ ), оксид кальция (CaO) являются примерами обычных соединений, образованных ионной связью. Образование хлорида натрия и оксида кальция показано ниже на рисунке

.

Образование ионной связи

Каждый атом галогена имеет семь электронов на внешней орбитали.Следовательно, атом галогена получает один электрон за счет химической связи, чтобы достичь стабильной электронной конфигурации следующей молекулы благородного газа. С другой стороны, щелочной металл с очень низкой энергией ионизации имеет один электрон на крайних орбиталях. Следовательно, щелочной металл пытается потерять этот электрон для образования химической связи, чтобы сформировать стабильную электронную конфигурацию благородного газа.

Ионная связь в хлориде натрия

При образовании NaCl атом натрия теряет один электрон, образуя положительно заряженный ион Na ⁺ .Но атом хлора получает один электрон, чтобы сформировать отрицательно заряженный ион Cl ^— .

Na → Na ⁺ + e
Cl + e → Cl ^—
Na ⁺ + Cl ^— → NaCl

Эти два противоположно заряженных иона связаны или связываются вместе за счет электростатического притяжения с образованием кристаллического твердого вещества хлорида натрия. Кристаллографические исследования хлорида натрия показывают, что в природе нет дискретной молекулы хлорида натрия. Следовательно, в кристаллической решетке хлорида натрия каждый ион калия окружен шестью атомами хлора или наоборот.

Свойства ионных соединений

• Катионы и анионы в ионных соединениях удерживаются вместе за счет электростатических сил притяжения.
• Эти соединения полярны и растворимы в полярных растворителях, таких как вода, аммиак и т. Д.
• Ионные соединения ионизируются в растворе или в конденсированном состоянии.
• Раствор ионных соединений — хороший проводник электричества.
• Они обладают высокими температурами плавления и кипения.
• Полярные связи, присутствующие в ионных соединениях, не являются направленными.

Что такое ковалентная связь?

г. Льюис в 1916 году впервые предложил образование химических связей в молекулах атомами без какого-либо переноса электронов от одного к другому. Льюис предположил, что объединение атомов путем связывания в молекулы, такие как водород, азот, кислород, хлор и т.д., и большинство органических соединений, таких как углеводороды, спирты, органические кислоты и т.д. между атомами. Таким образом, участвующие атомы завершают свой октет или образуют стабильную электронную конфигурацию благородного газа.

Образование ковалентной связи

Например, атом углерода имеет четыре электрона во внешней оболочке. Следовательно, для завершения октета атому углерода необходимо четыре электрона. Если эти четыре образуются из четырех атомов хлора в результате общего обмена, четыреххлористый углерод был образован ковалентной химической связью. В каждой связи химический атом достигает своей стабильной конфигурации инертного газа. В случае атома водорода и атома углерода в молекуле метана, где атом водорода связывается с углеродом путем разделения электронов.

Структура Льюиса для ковалентных соединений

Структура Льюиса четко объясняет образование ковалентных связей за счет совместного использования электронов, а также наиболее химическое поведение, такое как полярность, дипольный момент или поляризация ковалентных соединений. Но теория не обеспечивает механизма разделения, полученного в результате изучения волновой механики.

Свойства ковалентных соединений

• Ковалентные кристаллические решетки образованы слабыми силами притяжения Ван-дер-Ваальса.
• Обычно они растворимы в органических растворителях.
• Точки плавления и кипения ковалентных соединений низкие.
• Ковалентные соединения обычно мягкие, легко плавящиеся и летучие по природе.
• Ковалентная связь обладает направленными свойствами.

Что такое координационная ковалентная связь?

Обмен электронами, равными партнеру, иногда не является общим для определения ковалентных химических связей. Для образования связи между трихлоридом бора и аммиаком оба электрона происходят от аммиака.Следовательно, такие типы химической связи являются примером координационной ковалентной связи. Здесь аммиак действует как кислота Льюиса, а трифторид бора действует как основание Льюиса, NH ₃ + BF ₃ → F ₃ B ←: NH ₃ .

Что такое металлическое соединение?

Металлы — хорошие проводники электричества. Образование металлических связей дает кристаллическое твердое тело с высокими координационными числами 12 или 14. Когда атомы в металле идентичны, они не могут проявлять ионные свойства, потому что ионные соединения образуются между двумя разными атомами.Ковалентные связи также невозможны для металла. В ковалентных соединениях очень слабая сила Ван-дер-Ваальса, действующая между двумя связывающими химическими атомами. Это не может объяснить жесткость атома металла.

Металлическая химическая связь может быть совокупностью положительных ядер атомов и подвижных электронов в модели электронного моря. Химическая сила, связывающая металл и подвижные электроны, называется металлической связью. Модель электронного моря в металлических связях может легко объяснить проводимость и теплопроводность металлических соединений.

Свойства металлической связки

• Под действием электрического поля электроны металла движутся по решетке. Таким образом, металлы являются проводниками электричества.
• Теплопроводность возникает из-за движения электронов. Более высокая химическая энергия передает некоторую энергию подвижным электронам для образования металлической связи. Но эти электроны перемещают одно атомное ядро ​​к другому. Поэтому металл — хороший проводник тепла.
• Хотя большинство химических свойств металла можно объяснить металлическими связями, теплоемкость металлов трудно объяснить с помощью определения модели электронного моря.

Почему атомы образуют связи?

Мы легко узнаем, что ионы образуют ионную связь за счет электростатического притяжения. Но не ясно, что именно заставляет два атома удерживать ковалентные связи. После развития квантовой механики теория валентных связей и молекулярных орбиталей лучше объясняет химическую природу ковалентных связей. Другой тип связи, такой как водородная связь, используется для объяснения некоторых общих физических свойств соединения.