Что такое длина ковалентной связи

§ 4. Ковалентная связь

Оглавление

Ковалентная связь

Основным типом химических связей в органических соединениях является ковалентная связь. Рассмотрим механизм её образования и основные характеристики.

Простейший пример соединения с ковалентной связью — молекула водорода Н₂. Атом водорода состоит из положительно заряженного ядра и одного неспаренного электрона, занимающего 1s-орбиталь. При сближении двух атомов водорода происходит перекрывание их электронных облаков:

В результате в пространстве между ядрами происходит увеличение электронной плотности, то есть в этой области концентрируется отрицательный заряд. Этот отрицательный заряд притягивает положительно заряженные ядра, и между атомами формируется химическая связь. Образуется молекула водорода , или Н₂. Такая связь называется ковалентной. Чем больше перекрываются электронные облака атомов, тем прочнее будет ковалентная связь.

Схему образования ковалентной связи между атомами водорода можно представить следующим образом:

Из представленной схемы видно, что ковалентная связь осуществляется посредством общей электронной пары. В электронных формулах электронную пару обычно обозначают двумя точками, расположенными между атомами. Если вокруг таких атомов описать окружности, видно, что каждый атом водорода в молекуле имеет завершённую электронную оболочку, как у атома гелия:

В структурных формулах ковалентная связь обозначается чёрточкой:

Используя понятие общей электронной пары, можно дать краткое определение ковалентной связи.

В молекуле водорода общая электронная пара формируется за счёт неспаренных электронов двух атомов водорода. Следовательно, можно заключить, что число ковалентных связей, которое может образовать элемент, равно числу неспаренных электронов в его атоме.

Например, в атоме водорода один неспаренный электрон, поэтому водород может образовать только одну ковалентную связь. Число ковалентных связей, которое образует данный атом в химическом соединении, называется его валентностью. Например, поскольку валентность водорода равна единице, то в структурных формулах от символа H следует рисовать одну чёрточку:

Рассмотрим основные характеристики ковалентной связи.

Кратность ковалентной связи

На внешнем слое атома фтора имеется один неспаренный электрон, поэтому валентность фтора в соединениях равна единице.

От символа F в структурных формулах следует рисовать одну чёрточку:

На рисунке 4.2. показана схема образования ковалентной связи в молекуле фтора:

В молекуле фтора атомы связывает одна общая электронная пара. Такая связь называется одинарной.

На внешнем слое атома кислорода имеется два неспаренных электрона, поэтому валентность кислорода в соединениях равна двум.

От символа O в структурных формулах следует рисовать две чёрточки:

На рисунке 4.3 показана схема образования ковалентной связи в молекуле кислорода:

В молекуле кислорода атомы связывают две электронные пары. Такая связь называется двойной. Двойная связь прочнее одинарной.

На внешнем слое атома азота имеется три неспаренных электрона, поэтому валентность азота в соединениях равна трём.

От символа N в структурных формулах следует рисовать три чёрточки:

На рисунке 4.4. показана схема образования ковалентной связи в молекуле азота:

В молекуле азота атомы связывают три электронные пары. Такая связь называется тройной. Тройная связь прочнее одинарной и двойной.

Двойные и тройные связи имеют общее название кратные.

В основном состоянии на внешнем слое атома углерода имеется два неспаренных электрона. Однако, атом углерода легко переходит в возбуждённое состояние, в котором имеется четыре неспаренных электрона:

В связи с этим валентность углерода может быть равна четырём. В большинстве соединений углерод четырёхвалентен. Поэтому в структурных формулах от символа C следует рисовать четыре чёрточки:

Атомы углерода могут связываться между собой как одинарными, так и кратными связями. Например, в молекуле этана, имеющего состав С₂Н₆, атомы углерода образуют только одинарные связи:

Двойной ковалентной связью атомы углерода соединены между собой в молекуле этилена (С₂Н₄):

Тройная связь между атомами углерода имеется в молекуле ацетилена (С₂Н₂):

Энергия и длина ковалентной связи

Важнейшими характеристиками ковалентной связи являются её энергия и длина.

Энергия, которую необходимо затратить для разрыва химической связи, называется энергией связи. Энергия связи измеряется в кДж/моль. Чем прочнее связь, тем больше энергии необходимо затратить на её разрыв, следовательно, тем больше энергия связи.

Энергия кратных связей больше, чем одинарных (табл. 4.1). Это вполне понятно, так как для разрушения двух или трёх связей требуется затратить больше энергии, чем для разрыва одной связи.

Атомы, соединённые химической связью, находятся на определённом расстоянии друг от друга. Расстояние между ядрами атомов, образующих связь, называется длиной связи.

Из данных таблицы 1.4 видно, что в ряду этан — этилен — ацетилен с ростом кратности длина связи углерод-углерод уменьшается. То есть при образовании кратных связей атомы сильнее притягиваются друг к другу.

Таблица 4.1. Энергия и длина связи углерод-углерод в некоторых молекулах

Энергия связи углерод-углерод, кДж/моль

Длина связи углерод-углерод, нм

Полярность ковалентной связи

В молекуле водорода H₂ ковалентная связь образуется между атомами одного элемента, поэтому общая электронная пара располагается симметрично (посередине) между ядрами атомов. Такая связь называется ковалентной неполярной.

Пример 1. Ковалентной неполярной связью соединяются между собой атомы неметаллов в простых веществах

Кроме того, ковалентная неполярная связь образуется между атомами углерода в этане , этилене и ацетилене .

При образовании ковалентной связи между атомами разных химических элементов общая электронная пара смещается к более электроотрицательному атому. Такая связь называется ковалентной полярной.

Напомним, что электроотрицательность — это способность атома в химическом соединении притягивать к себе электроны других атомов. Самый электроотрицательный элемент — фтор (ЭО — 4,1).

Пример 2. Ковалентная полярная связь в молекуле фтороводорода HF. Молекула образована атомами водорода и фтора. Электроотрицательность фтора выше, чем водорода, поэтому общая электронная пара будет смещена к более электроотрицательному атому фтора (рис. 4.5).

В результате на атоме фтора возникает частичный отрицательный заряд, на атоме водорода — частичный положительный. Частичные, а не полные заряды возникают вследствие того, что общая электронная пара смещается к атому фтора, но полного перехода электрона от одного атома к другому не происходит. Частичный заряд обозначается греческой буквой δ (дельта):

Связь между атомами водорода и фтора является ковалентной полярной.

Ковалентная полярная связь возникает между атомами неметаллов с различной электроотрицательностью, например в молекулах хлороводорода, воды, аммиака:

Чем сильнее различаются между собой электроотрицательности атомов, образующих ковалентную связь, тем больше будут частичные заряды на атомах и тем более полярной будет связь.

Пример 3. Ковалентные полярные связи в молекулах фтороводорода HF и хлороводорода HCl.

Таблица 4.2. Электроотрицательности и частичные заряды на атомах в молекулах HF и HCl

Частичные заряды на атомах

Из таблицы 4.2 видно, что частичные заряды на атомах в молекуле HF значительно больше, чем в молекуле HCl. Следовательно, связь в молекуле HF более полярна, чем в HCl.

Ковалентная связь осуществляется посредством общих электронных пар. В электронных формулах общую электронную пару обозначают двумя точками, расположенными между атомами. В структурных формулах ковалентную связь обозначают чёрточкой.

Ковалентная связь образуется между атомами неметаллов. Между атомами одного и того же неметалла возникает ковалентная неполярная связь. Между атомами разных неметаллов — ковалентная полярная.

Ковалентная связь бывает одинарной, двойной и тройной. Двойная и тройная связи называются кратными.

Чем прочнее связь, тем больше энергия связи. Энергия кратных связей выше энергии одинарных связей. Кратные связи короче одинарных связей.

Вопросы и задания

1. При помощи электронных формул изобразите образование ковалентных связей в молекулах HCl, H₂O, NH₃, CH₄. Укажите валентности элементов в этих веществах.

2. Учитывая, что валентность водорода и хлора равна единице, углерода — четырём, а кислорода — двум, напишите структурные формулы молекул: CCl₄, CO₂, CH₃Cl, C₂H₆, C₂H₄, C₂H₂, C₂H₅Cl.

3. В какой молекуле, H₂O или NH₃, ковалентные связи более полярные? Составьте структурные формулы этих молекул и укажите знаки частичных зарядов на атомах.

4. Напишите структурную формулу пероксида водорода H₂O₂. Укажите полярные и неполярные связи.

5. В какой молекуле, O₂ или H₂O₂, энергия связи кислород-кислород больше?

6. При сильном нагревании может происходить разрыв связей в молекулах. При этом молекулы распадаются на атомы. Какое вещество, Cl₂ или N₂, будет более устойчиво к нагреванию (термически устойчиво)?

Источник

Характеристики ковалентной связи

1. Длина ковалентной связи

В симметричных молекулах (H₂, F₂, Cl₂. ) половину длины связи называют ковалентным радиусом. Зная ковалентный радиус, очень легко вычислять длину ковалентной связи в молекуле. Например, длина ковалентной связи молекулы HF = 30 + 58 = 88 пм.

2. Энергия ковалентной связи

Энергии связи некоторых молекул (кДж/моль):

3. Полярность ковалентной связи

Данная характеристика отображает расположение электронной пары двух атомов, образующих связь. Степень полярности связи зависит от величины электроотрицательности атомов, образующих связь (чем она больше, тем больше полярность связи). У более полярной ковалентной связи общая пара электронов больше смещена к более электроотрицательному атому (см. понятие электроотрицательности).

Полярность ковалентной связи оценивается количественно при помощи дипольного момента (µ), при этом система из двух равнозначных, но противоположных по знаку, зарядов, называется диполем.

Очень важно различать дипольный момент ковалентной связи (ее полярность) и дипольный момент молекулы в целом. В простых двухатомных молекулах эти два параметра равны между собой. Совсем другая картина наблюдается в сложных молекулах, в которых дипольный момент молекулы складывается из суммы векторов дипольных моментов отдельных связей.

4. Поляризуемость ковалентной связи

Поляризуемость отображает степень способности электронов смещаться под воздействием внешнего электрического поля, формируемого ионами или другими полярными молекулами.

Поляризуемость и полярность связи являются обратнозависимыми величинами: менее полярная связь больше поляризуется, и наоборот.

5. Насыщаемость ковалентной связи

6. Направленность ковалентной связи

Направленность характеризует пространственную ориентацию ковалентной связи относительно других связей молекулы. В молекулах электроны ковалентных связей и свободные пары электронов постоянно испытывают взаимное отталкивание в результате чего ковалентные связи располагаются так, что валентный угол между ними отвечает принципу наименьшего отталкивания между электронами (например, в молекуле воды валентный угол составляет 104,5°).

7. Кратность ковалентной связи

В некоторых случаях между атомами могут возникать не одна, а две (двойная связь) или три (тройная связь) общих электронных пар (так называемые кратные связи).

Как видно из таблицы, приведенной ниже, молекула азота примерно в 7 раз «крепче» молекулы фтора.

Таблица зависимости длины и прочности ковалентной связи от ее кратности:

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

Источник

Параметры ковалентных связей

Параметры, характеризующие ковалентные связи, весьма многообразны. Важнейшими из них являются энергия связи, длина связи, полярность, поляризуемость. Длина связи – это расстояние между центрами связанных атомов (r). Поскольку атомы в молекулах колеблются вдоль линий связей, измеряемые расстояния представляют собой средние значения. Длина связи выражается через сумму ковалентных радиусов атомов. Ковалентный радиус – это половина длины ковалентной связи в молекуле, образованной одинаковыми атомами (рис. 28).

Рис. 28. Определение длины связи через сумму ковалентных радиусов С увеличением порядкового номера элемента ковалентный радиус его атома возрастает, следовательно, увеличиваются и длины связей (табл. 1). Таблица 1.Зависимость длин связей от ковалентных радиусов атомов Атом Ковалентный радиус,нм Связь Длина, нм H 0,030 — 0,037 C sp3—H 0,110 Сsp3 0,077 С—С 0,154 Cl 0,099 С—Cl 0,176 Br 0,114 С—Br 0,194 Длины связей с участием атома углерода зависят от способа гибридизации его атомных орбиталей. Для одинарных связей, образованных гибридными орбиталями, длины связей уменьшаются с увеличением доли s-орбитали в гибридной. При увеличении кратности связей между атомами их длина всегда уменьшается (табл.2). Таблица 2.Основные характеристики ковалентных связей (средние значения) Тип связи Гибридизация атома углерода Длина,нм Дипольный момент С—С sp3 0,154 С = С sp2 0,134 С ≡ С sp 0,120 С—Н sp3 0,110 0,30 С—Н sp2 0,107 0,40 С—O sp3 0,143 0,86 С = O sp2 0,121 2,40 С—N sp3 0,147 0,45 С = N sp2 0,128 1,40 С ≡ N sp 0,116 3,60 С—Сl sp3 0,176 1,47 С—Br sp3 0,194 1,42 Энергия связи – это та часть энергии, которую необходимо затратить для разрыва связи между двумя атомами, или же та часть энергии, которая выделяется при образовании связи. Энергия разрыва связи противоположна по знаку энергии образования. Экспериментально энергию связи определяют по теплоте сгорания веществ. Между длинной связи и её энергией существует следующая зависимость: чем короче связь, тем больше её энергия, тем связь прочнее, и наоборот. Энергия связи конкретной пары атомов, зависит от валентного состояния атомов.Повышение кратности увеличивает энергию связи. Однако прочность увеличивается не в кратное количество раз, следовательно π-связи менее прочные, чем σ-связи. Структурные особенности молекулы также заметно влияют на величину энергии связи. Например, энергия связи С–Н уменьшается в ряду первичный – вторичный – третичный атом углерода (табл. 3). Таблица 3.Величины энергии важнейших связей Связь Энергия, кДж/моль Связь Энергия, кДж/моль С—С 348 N—N 163 С = С 620 N ≡ N 941 С ≡ С 814 С—N 293 С sp3—Н 414 C ≡ N 854 С sp2—Н 435 N—H 390 Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности. Склонность атомов притягивать электроны связи характеризуется их электроотрицательностью (ЭО). Она связана, с одной стороны, со способностью атома удерживать валентные электроны (энергия ионизации атома), а с другой стороны, его способностью притягивать дополнительные электроны (сродство атома к электрону). Поэтому она часто рассматривается как функция двух видов энергии. ЭО элементов увеличивается в периоде слева направо, а в группе – снизу вверх. Наиболее известной шкалой элоктоотрицательности является шкала Л.Полинга. Источник Что такое длина ковалентной связи Основы строения вещества Глава 9. Ковалентная связь Первая теория ковалентной связи принадлежит американскому физикохимику Г.-Н. Льюису. В 1916 г. он предположил, что связи между двумя атомами осуществляется парой электронов, при этом вокруг каждого атома обычно формируется восьмиэлектронная оболочка (правило октета). Для описания ковалентной связи используют преимущественно два метода, основанных на разных приближениях при решении уравнения Шредингера: метод молекулярных орбиталей и метод валентных связей. В настоящее время в теоретической химии используется почти исключительно метод молекулярных орбиталей. Однако метод валентных связей, несмотря на большую сложность вычислений, дает более наглядное представление об образовании и строении химических частиц. Параметры ковалентной связи Совокупность атомов, образующих химическую частицу, существенно отличается от совокупности свободных атомов. Образование химической связи приводит, в частности, к изменению радиусов атомов и их энергии. Происходит также перераспределение электронной плотности: повышается вероятность нахождения электронов в пространстве между связываемыми атомами. Длина химической связи r(A−B) Связь Длина (пм) Связь Длина (пм) С−С 154 С−О 143 С=С 133 С=О 123 С≡С 131 С≡O 113 Валентные углы Энергия ковалентной связи Химическое соединение образуется из отдельных атомов только в том случае, если это энергетически выгодно. Если силы притяжения преобладают над силами отталкивания, потенциальная энергия взаимодействующих атомов понижается, в противном случае − повышается. На некотором расстоянии (равном длине связи r0) эта энергия минимальна. Таким образом, при образовании химической связи энергия выделяется, при ее разрыве − поглощается. Энергия E0, необходимая для того, чтобы разъединить атомы и удалить их друг от друга на расстояние, на котором они не взаимодействуют, называется энергией связи. Для двухатомных молекул энергия связи определяется как энергия диссоциации молекулы на атомы. Она может быть измерена экспериментально. В молекуле водорода энергия связи численно равна энергии, которая выделяется при образовании молекулы Н2 из атомов Н: Эту же энергию нужно затратить, чтобы разорвать связь Н-Н: Для многоатомных молекул эта величина является условной и отвечает энергии такого процесса, при котором данная химическая связь исчезает, а все остальные остаются без изменения. При наличии нескольких одинаковых связей (например, для молекулы воды, содержащей две связи кислород−водород) их энергию можно рассчитать, используя закон Гесса. Величины энергии распада воды на простые вещества, а также энергии диссоциации водорода и кислорода на атомы известны: Н2 = 2Н; 432 кДж/моль О2 = 2О; 494 кДж/моль Учитывая, что в двух молекулах воды содержится 4 связи, энергия связи кислород-водород равна: В молекулах состава ABn последовательный отрыв атомов В сопровождается определенными (не всегда одинаковыми) затратами энергии. Например, значения энергии (кДж/моль) последовательного отщепления атомов водорода от молекулы метана существенно различаются: 427 368 519 335 СН4 → СН3 → СН2 → СН → С При этом энергия связи А−В определяется как средняя величина затраченной энергии на всех стадиях: СН4 = С + 4Н; 1649 кДж/моль Е(С−Н) = 1649 / 4 = 412 кДж/моль Энергии некоторых простых и кратных связей Связь Энергия (кДж/моль) Связь Энергия (кДж/моль) С-С 343 С-О 351 С=С 615 С=О 711 С≡С 812 С≡O 1096 Полярность ковалентной связи Полярность химической связи зависит от разности электроотрицательностей связываемых атомов. Электроотрицательность − условная величина, характеризующая способность атома в молекуле притягивать электроны. Если в двухатомной молекуле А−В образующие связь электроны притягиваются к атому В сильнее, чем к атому А, то атом В считается более электроотрицательным. Шкала электроотрицательности была использована Л. Полингом для количественной характеристики способности атомов к поляризации ковалентных связей. Для количественного описания электроотрицательности, помимо термохимических данных, используют также данные о геометрии молекул (метод Сандерсона) или спектральные характеристики (метод Горди). Широко используют также шкалу Олреда и Рохова, в которой при расчете используют эффективный заряд ядра и атомный ковалентный радиус. Наиболее ясный физический смысл имеет метод, предложенный американским физикохимиком Р. Малликеном (1896-1986). Он определил электроотрицательность атома как полусумму его сродства к электрону и потенциала ионизации. Значения электроотрицательности, базирующиеся на методе Малликена и распространенные на широкий круг разнообразных объектов, называют абсолютными. Количественной оценкой полярности («ионности») связи могут служить эффективные заряды атомов. Эффективный заряд атома характеризует разность между числом электронов, принадлежащих данному атому в химическом соединении, и числом электронов свободного атома. Атом более электроотрицательного элемента притягивает электроны сильнее. Поэтому электроны оказываются ближе к нему, и он получает некоторый отрицательный заряд, который называют и эффективным, а у его партнера появляется такой же положительный заряд. Если электроны, образующие связь между атомами, принадлежат им в равной степени, эффективные заряды равны нулю. В ионных соединениях эффективные заряды должны совпадать с зарядами ионов. А для всех других частиц они имеют промежуточные значения. где q − заряд полюса диполя, равный для двухатомной молекулы эффективному заряду, r − межъядерное расстояние. Дипольный момент связи является векторной величиной. Он направлен от положительно заряженной части молекулы к ее отрицательной части. На основании измерения дипольного момента было установлено, что в молекуле хлороводорода HCl на атоме водорода имеется положительный заряд +0,2 доли заряда электрона, а на атоме хлора отрицательный заряд −0,2. Значит, связь H−Cl на 20% имеет ионный характер. А связь Na−Cl является ионной на 90%. Источник ← Что такое длина клинового ремня Что такое длина когерентности → Вам также понравится Что такое scss sass 17.04.202222.04.2022 admin 0 Для чего используется коллаген 16.04.202216.04.2022 admin 0 Для чего нужен актовегин 16.04.202217.04.2022 admin 0 Добавить комментарий Отменить ответ Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены * Комментарий * Имя * Email * Сохранить моё имя, email и адрес сайта в этом браузере для последующих моих комментариев.