Видеоурок «Виды химической связи. Ковалентная связь»
В разделе Химия 2 урока
Содержание:
§ 1  Введение

В зависимости от того, как общая электронная пара размещается по отношению к ядрам взаимодействующих атомов, различают разные виды химической связи: ковалентная, ионная, металлическая и водородная.

Тема этого урока – ковалентная связь. Один из существенных показателей, определяющих, какая связь образуется между атомами – ионная или ковалентная – это электроотрицательность.

§ 2  Электроотрицательность

При образовании химической связи атомы, для завершения внешнего энергетического уровня которых не хватает небольшого количества электронов, проявляют тенденцию оттягивать электронную плотность на себя.

Чтобы оценить способность атома оттягивать на себя электронную плотность другого атома, Лайнус Полинг ввел в 1932 году понятие электроотрицательности.

Электроотрицательностью называют способность атома при образовании химической связи оттягивать валентные электроны от атомов других элементов.

На качественном уровне принято считать, что чем легче атому притянуть к себе электроны, связывающие его с другими элементами, тем выше его электроотрицательность.

По электроотрицательности элементы располагают в ряд:

Из этого ряда видно, что фтор является самым электроотрицательным элементом, так как для завершения валентного уровня ему не хватает одного электрона при самом маленьком у галогенов атомном радиусе.

Для количественной оценки электроотрицательности чаще всего используют шкалу, предложенную Полингом.

В ней электроотрицательность фтора равна 4,0; электроотрицательность водорода и типичных неметаллов равна примерно 2, а типичных металлов - около 1.

Электроотрицательность элемента напрямую связана со строением его атома (размерами атома и числом электронов на внешней оболочке), т.е. чем прочнее связь валентных электронов с ядром, тем выше электроотрицательность атома.

Отсюда вытекает связь электроотрицательности элемента с его положением в периодической таблице.

В периодической системе химических элементов в периоде слева направо электроотрицательность усиливается, в группе сверху вниз – уменьшается.

Сказанное выше не относится к инертным газам. Их атомы имеют заполненный внешний уровень электронной оболочки, поэтому они не проявляют способности оттягивать на себя электроны.

§ 3  Виды ковалентной связи

Разберем образование ковалентной связи на примере молекулы водорода. При сближении атомов, имеющих на внешней электронной оболочке неспаренные электроны, между ними начинается взаимодействие. Их электронные облака перекрываются, образуется общая электронная пара.

При этом вероятность нахождения электронов в области между ядрами взаимодействующих атомов, то есть в зоне перекрывания электронных облаков, оказывается выше, чем в любой другой точке пространства вокруг ядер. Принято говорить, что в пространстве между ядрами возрастает электронная плотность. Это способствует их притяжению, уменьшающему расстояние между ядрами атомов, и между атомами возникает химическая связь, которую называют ковалентной.

Химическая связь, образованная между атомами за счет общих электронных пар, называется ковалентной.

Длина этой связи (межъядерное расстояние) в случае молекулы H2 составляет

0,074 нм.

Ковалентная связь – это связь между неметаллами.

Различают два вида ковалентной связи: полярную и неполярную.

Неполярная ковалентная связь образуется между атомами элементов, имеющих одинаковую электрооотрицательность. При этом общая электронная пара расположена симметрично относительно ядер атомов. Неполярная ковалентная связь возникает между атомами одного элемента, например, в простых веществах (H2, N2, O2, Cl2).

Рассмотрим последовательность составления электронных формул веществ с ковалентной неполярной связью (на примере молекулы азота N2).

В молекуле азота перекрываются p-электронные орбитали, и образуется прочная тройная связь.

Полярная ковалентная связь образуется между атомами разных элементов. При взаимодействии атомов, электроотрицательность которых отличается незначительно, происходит смещение общей связывающей электронной пары к более электроотрицательному атому, и образуется ковалентная полярная связь.

Рассмотрим типичный пример полярной связи между водородом и хлором в молекуле хлорида водорода HCl.

В молекуле HCl связующее электронное облако (одна общая пара электронов) оттянуто в сторону атома хлора, благодаря чему на атоме водорода с меньшей электроотрицательностью формируется частичный положительный заряд (δ+), а на атоме хлора с большей электоотрицательностью формируется частичный отрицательный заряд (δ-).

Hδ+ − Clδ-

Таким образом, молекулы многих веществ с полярной связью представляют собой диполи – системы, имеющие два равных по величине, но противоположных по знаку заряда, расположенных на расстоянии друг от друга.

§ 4  Механизмы образования ковалентной связи

Ковалентные связи различаются по механизму образования.

Образование ковалентной связи (общей электронной пары) может происходить по двум механизмам: обменному и донорно-акцепторному.

1. Обменный механизм: каждый атом предоставляет неспаренные электроны для создания общих электронных пар (одной или более).

Например, так образуются молекулы H2, HF, F2 и другие.

В молекуле H2 образование химической связи происходит за счет s-электронов; в молекуле HF – за счет одного s- и одного p-электрона; в молекуле F2 – за счет двух p-электронов

2. Донорно-акцепторный механизм:один атом (донор) предоставляет электронную пару, а второй (акцептор) – вакантную орбиталь.

Так возникает связь между ионом водорода и молекулой аммиака при образовании хлорида аммония: донором выступает аммиак с неподеленной электронной парой, а акцептором является положительно заряженный ион водорода с вакантной 1s-орбиталью.

§ 5  Кратность ковалентной связи

Также ковалентную связь различают по кратности. Кратность ковалентной связи характеризуется числом общих электронных пар между соединяемыми атомами. По кратности ковалентная связь может быть:

1.Одинарная (атомы связаны одной общей электронной парой), например, в молекулах водорода, хлора, хлороводорода:

2.Двойная (атомы связаны двумя общими электронными парами), например, в молекуле кислорода:

3.Тройная (атомы связаны тремя общими электронными связями), например, в молекуле азота:

С увеличением кратности длина связи уменьшается, а энергия связи возрастает.

Таким образом, на этом уроке мы разобрали понятие электроотрицательности и одну из видов химической связи – ковалентную связь.

Список использованной литературы:
  1. Химия:11 класс: базовый уровень: учебник для учащихся общеобразовательных учреждений / Н.Е. Кузнецова, А.Н. Лёвкин, М.А. Шаталов; под ред. Проф. Н.Е. Кузнецовой. - М.: Вента-Граф, 2012.-208 с: ил.
  2. Химия. Пособие для поступающих в вузы / О.О. Максименко. – М.: Филол. О-во СЛОВО: Изд-во Эксмо, 2003. – 638с.
  3. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012. -159 с.: ил.
Использованные изображения:

Подпишись и будь в курсе новых событий и новостей!