Экзаменационный билет № 7

1. Ковалентная связь, ее свойства и основные характеристики. Метод валентных связей. Полярность связи и полярность молекул в целом. S- и p-Связи. Кратность связи.

Ковалентная связь - химическая связь, возникающая в результате обобществления электронов с образованием общих электронных пар между двумя атомами.

Электронная формула: Н· + ·Н → Н:Н

Графическая формула: Н—Н.

Электронно-графическая схема

Перекрывание электронных облаков происходит вдоль линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов – линия связи. Ковалентная связь, образованная за счет перекрывания атомных орбиталей вдоль линии связи – сигма-связь. Пару электронов, образующих ковалентную связь, называется связывающей в отличие от электронных пар, которые не участвуют в образовании связи – несвязывающие. Атомов водорода нет несвязывающих пар, а в молекулах галогенов их по три.

Два атома могут быть связаны между собой несколькими ковал связями. В таком случае говорят о кратности связи – число электронных пар, участвующих в образовании ковал связи. У атомов азота до завершения внешнего энергетического уровня не хватает трех электронов – кратность связи равна трем. П-связь – ковал связь, возникающая при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов. При образовании п-связей могут участвовать только p и d-облака. Возникновение п-связей происходит тогда, когда они уже связаны сигма-связью. Например, в молекуле этена атомы углерода связаны двойной связью, одна из которых – п, а другая – сигма.

Неполярная ковал связь возникает между двумя атомами с одинаковой электроотрицательностью ( молекулы водорода, кислорода, азота ). Полярная ковал связь возникает при взаимодействии атомов разных элементов, общая электронная пара смещается к атому с большей электроотрицательностью ( HCl, H2S). В данном случае перекрываются s-электронное облако атома водорода и гантелеобразное p-облако атома хлора.

Механизмы образования ковал связи: обменный ( за счет обобществления неспаренных электронов двух атомов) и донорно-акцепторный ( за счет неподеленной пары электронов одного атома и свободной орбитали другого: ион аммония NH₄⁺, гидроксония H₃O⁺).

А: + В → А:В

Характеристики ковал связи: длина – расстояние между ядрами атомов и энергия, которая выделяется при образовании молекул. От HF к HI радиус и длина увеличиваются, а энергия связи уменьшается.

Свойства ковал связи: насыщаемость – образование связывающей два атома электронной пары исключает ее участие в других химических взаимодействиях ( элементы второго периода могут образовывать не более 4 ковалентных связей). направленность объясняется различным расположением электронных облаков в пространстве. полярность объясняется различием электроотрицательности атомов, участвующих в образовании связи. поляризуемость – способность ковал связи изменять свою полярность под влиянием внешнего электрического поля. Поляризуемость зависит от плотности перекрывания электронных облаков, а значит, от длины связи. Чем больше длина, тем легче она поляризуется.

Полярность связи и полярность молекулы совпадают для двухатомных молекул. Полярность оценивают значением μ – электрический момент диполя. Мю молекулы – векторная сумма мю связей и несвязывающих пар. В многоатомных молекулах полярность молекулы зависит от полярности связи.

Метод валентных связей (МВС) иначе называют теорией локализованных электронных пар, поскольку в основе метода лежит предположение, что химическая связь между двумя атомами осуществляется с помощью одной или нескольких электронных пар, которые локализованы преимущественно между ними.

Разновидность ковалентной связи, образованной одинаковыми атомами, называют неполярной (H-H, Cl-Cl, F-F), а образованной разными атомами — полярной (H-Cl, H-F). Полярность ковалентной связи определяется степенью смещения общей электронной пары к одному из атомов. Полярность зависит от разности электроотрицательности образующих ее атомов. Вследствие смещения общей электронной пары на атомах возникают частичные заряды. Атом, от которого смещается электронная пара, приобретает частичный или эффективный положительный заряд d+ (дельта плюс), а атом, к которому смещены электроны связи — частичный (эффективный) отрицательный заряд d— (дельта минус). Чем полярнее связь, тем больше абсолютные значения эффективных зарядов на атомах. Полярность двуатомных молекул совпадает с полярностью связи. Полярность более сложных по составу молекул является векторной суммой полярностей всех связей.

Сигма- и пи-связи (s- и p-связи), ковалентные химические связи, характеризующиеся определенней, но различной пространственной симметрией распределения электронной плотности. Как известно, ковалентная связь образуется в результате обобществления электронов взаимодействующих атомов. Результирующее электронное облако s-связи симметрично относительно линии связи, т. е. линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов. Электронное облако p-связи симметрично относительно плоскости, проходящей через линию связи, причём в этой плоскости (называемой узловой) электронная плотность равна нулю. Употребление греческих букв s и p связано с соответствием их латинским буквам s и р в обозначении электронов атома, при участии которых впервые появляется возможность для образования s- и p-связей соответственно.

КРАТНОСТЬ СВЯЗИ - число электронных пар, обобществлённых двумя соседними атомами молекулы в результате ковалентной химической связи. Так, в молекуле этана Н₃С-СН₃ связь С-С одинарная, К. с. равна единице (одна общая пара электронов); в молекуле этилена Н₂С = СН₂ связь С = С двойная, К. с. равна двум (две - пары обобществлённых электронов).