8.Ковалентная связь, ее свойства и основные характеристики.

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

₁Н

1s

Н₂

₁Н

↑

↑╓╓

↓

╓↓

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.

10, 11 Межмолекулярные взаимодействия, их влияние на свойства веществ. Водородная связь. Внутримолекулярные и межмолекулярные водородные связи, как фактор, влияющий на агрегатное состояние, химические и биохимические свойства веществ.

Характерны для веществ с молекулярной структурой. Зависят от полярности и поляризуемости связи. Силы МВ (Ван-дер-Ваальсовы) слабее ковалентных, но проявляются на больших расстояниях. Основа – электростатическое взаимодействие диполей, но в различных веществах механизм взаимодействия различен.

Выделяют три типа МВ:

1. Ориентационное (Н₂О, HCl) – полярные молекулы ориентируются по отношению друг к другу противоположно заряженными полюсами. В силу чего возникает взаимное притяжение. Чем выше полярность, тем выше ориентационный эффект. С увеличением температуры ориентац. эф. ослабевает.

2. Индуцированное взаимодействие – влияние электрического поля атома на соседние атомы и на молекулу в целом. Следствием явл. возникновение индуцированных диполей.Молекулы поляризуют соединение. Хар-но для неполярных соединений (СО₂) и для полярных (но! Выражено слабее, чем ориентационное взаимодействие) Почти всегда малы.

3. Дисперсное взаимодействие – притяжение противоположного знака участков соседних молекул. Хар-но для всех веществ, находящихся в конденсированном состоянии (переход благородных газов в жидкое состояние). В ряду однотипных веществ увеличивается с увеличением радиуса атомов составляющих молекулы веществ.

Водородная связь. Внутримолекулярные и межмолекулярные водородные связи, как фактор, влияющий на агрегатное состояние, химические и биохимические свойства веществ.Водородная связь – способность атома водорода, соединенного с элементом сильно электроотрицательного элемента, к образованию еще одной химической связи с другим подобным атомом. Водород обладает ничтожно малыми размерами и в отличие от других катионов, не имея внутренних электронных слоев, которые отталкиваются отрицательно заряженными атомами, ион водорода способен проникать в электронные оболочки других атомов. (связь между молекулами HF). Обязательное условие образования связи: высокая э.о. атома, связанного в молекуле с атомом водорода. Характерна для соединений самых э.о. атомов элементов (самая сильная у фтора, кислорода, слабее у азота, хлора, серы) Энергия 40 кДж у связи со фтором, что зн. меньше, чем у ков. связи. Но этой энергии достаточно для объед. молекул в димеры и полимеры, которые существуют в жидком состоянии, либо переходят в пар, твердом. Это явл. причиной высоких температур плавления и кипения этих веществ (пример –вода, о биохим. свойствах. Лед: между молекулами воды обр. 2 водородные связи  молекулы образуют слои, причем каждая из них связана с тремя молекулами, принадлежащими к тому же слою, и с одной из соседнего слоя).Разрыв водородной связи требует значительных затрат энергии.