Определение

Ковалентной связью называется химическая связь, образующаяся за счёт обобществления атомами своих валентных электронов. Обязательным условием образования ковалентной связи является перекрывание атомных орбиталей (АО), на которых расположены валентные электроны. В простейшем случае перекрывание двух АО приводит к образованию двух молекулярных орбиталей (МО): связывающей МО и антисвязывающей (разрыхляющей) МО. Обобществленные электроны располагаются на более низкой по энергии связывающей МО:

Образование связи

Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) - связь между двумя атомами за счёт обобществления (electron sharing) двух электронов - по одному от каждого атома:

A. + В. -> А: В

По этой причине гомеополярная связь имеет направленный характер. Пара электронов, осуществляющая связь, принадлежит одновременно обоим связываемым атомам, например:

	..		..						..
:	Cl	:	Cl	:			H	:	O	:	H
	..		..						..

Виды ковалентной связи

Существуют три вида ковалентной химической связи, отличающихся механизмом ее образования:

1. Простая ковалентная связь . Для ее образования каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов остаются неизменными. Если атомы, образующие простую ковалентную связь одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующиеся связь в равной степени владеют обобществленной электронной парой, такая связь называется неполярной ковалентной связью. Если атомы различны, тогда степень владения обобществленной парой электронов определяется различием в электроотрицательностях атомов, атом с большей электроотрицательностью в большей степени обладает парой электронов связи, и поэтому его истинный заряд имеет отрицательный знак, атом с меньшей электроотрицательностью приобретает соответственно такой же по величине заряд, но с положительным знаком.

Сигма (σ)-, пи (π )-связи - приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах органических соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна вдоль оси, соединяющей ядра атомов. При образовании π -связи осуществляется так называемое боковое перекрывание электронных облаков, и плотность электронного облака максимальна «над» и «под» плоскостью σ-связи. Для примера возьмем этилен , ацетилен и бензол .

В молекуле этилена С 2 Н 4 имеется двойная связь СН 2 =СН 2 , его электронная формула: Н:С::С:Н. Ядра всех атомов этилена расположены в одной плоскости. Три электронных облака каждого атома углерода образуют три ковалентные связи с другими атомами в одной плоскости (с углами между ними примерно 120°). Облако четвертого валентного электрона атома углерода располагается над и под плоскостью молекулы. Такие электронные облака обоих атомов углерода, частично перекрываясь выше и ниже плоскости молекулы, образуют вторую связь между атомами углерода. Первую, более прочную ковалентную связь между атомами углерода называют σ-связью; вторую, менее прочную ковалентную связь называют π -связью.

В линейной молекуле ацетилена

Н-С≡С-Н (Н: С::: С: Н)

имеются σ-связи между атомами углерода и водорода, одна σ-связь между двумя атомами углерода и две π -связи между этими же атомами углерода. Две π -связи расположены над сферой действия σ-связи в двух взаимно перпендикулярных плоскостях.

Все шесть атомов углерода циклической молекулы бензола С 6 H 6 лежат в одной плоскости. Между атомами углерода в плоскости кольца действуют σ-связи; такие же связи имеются у каждого атома углерода с атомами водорода. На осуществление этих связей атомы углерода затрачивают по три электрона. Облака четвертых валентных электронов атомов углерода, имеющих форму восьмерок, расположены перпендикулярно к плоскости молекулы бензола. Каждое такое облако перекрывается одинаково с электронными облаками соседних атомов углерода. В молекуле бензола образуются не три отдельные π -связи, а единая π -электронная система из шести электронов, общая для всех атомов углерода. Связи между атомами углерода в молекуле бензола совершенно одинаковые.

Ковалентная связь образуется в результате обобществления электронов (с образованием общих электронных пар), которое происходит в ходе перекрывания электронных облаков. В образовании ковалентной связи участвуют электронные облака двух атомов. Различают две основные разновидности ковалентной связи:

• Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметалла одного и того же химического элемента. Такую связь имеют простые вещества , например О 2 ; N 2 ; C 12 .
• Ковалентная полярная связь образуется между атомами различных неметаллов.

См. также

Литература

• «Химический энциклопедический словарь», М., «Советская энциклопедия», 1983, с.264.

Органическая химия
Список органических соединений

Структурная химия
Химическая связь :	Ароматичность | Ковалентная связь | Ионная связь | Металлическая связь | Водородная связь | Донорно-акцепторная связь | Таутомерия
Отображение структуры:	Функциональная группа | Структурная формула | Химическая формула | Лиганд
Электронные свойства:	Электроотрицательность | Сродство к электрону | Энергия ионизации | Диполь | Правило октета
Стереохимия :	Асимметрический атом | Изомерия | Конфигурация | Хиральность | Конформация

Wikimedia Foundation . 2010 .

План лекции:

1. Понятие ковалентной связи.

2. Электроотрицательность.

3. Полярная и неполярная ковалентная связь.

Ковалентная связь образуется за счёт общих электронных пар, возникающих в оболочках связываемых атомов.

Она может быть образована атомами одного итого же элемента и тогда она неполярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах одноэлементных газов H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 и др.

Ковалентная связь может быть образована атомами разных элементов, сходных по химическому характеру, и тогда она полярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах H 2 O, NF 3 , CO 2 .

Неоходимо ввести понятие электроотрицательность.

Электроотрицательность – это способность атомов химического элемента оттягивать к себе общие электронные пары, участвующие в образовании химической связи.

ряд электроотрицательностей

Элементы с большей электроотрицательностью будут оттягивать общие электроны от элементов с меньшей электроотрицательностью.

Для наглядного изображения ковалентной связи в химических формулах используются точки (каждая точка отвечает валентному электрону, а также черта отвечает общей электронной паре).

Пример. Связи в молекуле Cl 2 можно изобразить так:

Такие записи формул равнозначны. Ковалентные связи обладают пространственной направленностью. В результате ковалентного связывания атомов образуются либо молекулы, либо атомные кристаллические решётки со строго определенным геометрическим расположением атомов. Каждому веществу соответствует своя структура.

С позиции теории Бора образование ковалентной связи объясняется тенденцией атомов преобразовывать свой внешний слой в октет (полное заполнение до 8 электронов).Оба атома представляют для образования ковалентной связи по одному неспаренному электрону, и оба электрона становятся общими.
Пример. Образование молекулы хлора.

Точками обозначены электроны. При расстановке следует соблюдать правило:электроны ставятся в определённой последовательности-слева, сверху, справа,снизу по одному, затем добавляют по одному, неспаренные электроны и принимают участие в образовании связи.

Новая электронная пара, возникшая из двух неспаренных электронов, становится общей для двух атомов хлора. Существует несколько способов образования ковалентных связей за счёт перекрывания электронных облаков.

σ – связь значительно прочнее π-связи, причём π-связь может быть только с σ-связью, За счёт этой связи образуются двойные и тройные кратные связи.

Полярные ковалентные связи образуются между атомами с разной электроотрицательностью.

За счёт смещения электронов от водорода к хлору атом хлора заряжается частично отрицательно, водорода-частично положительно.

Полярная и неполярная ковалентная связь

Если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента, то электронное облако распределяется в пространстве симметрично относительно ядер атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной. Если ковалентная связь образуется между атомами различных элементов, то общее электронное облако смещено в сторону одного из атомов. В этом случае ковалентная связь является полярной. Для оценки способности атома притягивать к себе общую электронную пару используют величину электроотрицательности.

В результате образования полярной ковалентной связи более электроотрицательный атом приобретает частичный отрицательный заряд, а атом с меньшей электроотри-цательностью – частичный положительный заряд. Эти заряды принято называть эффективными зарядами атомов в молекуле. Они могут иметь дробную величину. Например, в молекуле HСl эффективный заряд равен 0,17e (где е – заряд электронаЗаряд электрона равен 1,602 . 10 -19 Кл.):

Система из двух равных по величине, но противоположных по знаку зарядов, расположенных на определенном расстоянии друг от друга, называется электрическим диполем. Очевидно, что полярная молекула является микроскопическим диполем. Хотя суммарный заряд диполя равен нулю, в окружающем его пространстве существует электрическое поле, напряженность которого пропорциональна дипольному моменту m:

В системе СИ дипольный момент измеряется в Кл×м, но обычно для полярных молекул в качестве единицы измерения используется дебай (единица названа в честь П. Дебая):

1 D = 3,33×10 –30 Кл×м

Дипольный момент служит количественной мерой полярности молекулы. Для многоатомных молекул дипольный момент представляет собой векторную сумму дипольных моментов химических связей. Поэтому, если молекула симметрична, то она может быть неполярной, даже если каждая из ее связей обладает значительным дипольным моментом. Например, в плоской молекуле BF 3 или в линейной молекуле BeCl 2 сумма дипольных моментов связей равна нулю:

Аналогично, нулевой дипольный момент имеют тетраэдрические молекулы CH 4 и CBr 4 . Однако, нарушение симметрии, например в молекуле BF 2 Cl, обусловливает дипольный момент, отличный от нуля.

Предельным случаем ковалентной полярной связи является ионная связь. Она образуется атомами, электроотрицательности которых значительно различаются. При образовании ионной связи происходит почти полный переход связующей электронной пары к одному из атомов, и образуются положительный и отрицательный ионы, удерживаемые вблизи друг друга электростатическими силами. Поскольку электростатическое притяжение к данному иону действует на любые ионы противоположного знака независимо от направления, ионная связь, в отличие от ковалентной, характеризуется ненаправленностью и ненасыщаемостью . Молекулы с наиболее выраженной ионной связью образуются из атомов типичных металлов и типичных неметаллов (NaCl, CsF и т.п.), т.е. когда различие в электроотрицательности атомов велико.

Химическая связь - электростатическое взаимодействие между электронами и ядрами, приводящее к образованию молекул.

Химическую связь образуют валентные электроны. У s- и p-элементов валентными являются электроны внешнего слоя, у d-элементов - s-электроны внешнего слоя и d-электроны предвнешнего слоя. При образовании химической связи атомы достраивают свою внешнюю электронную оболочку до оболочки соответствующего благородного газа.

Длина связи - среднее расстояние между ядрами двух химически связанных между собой атомов.

Энергия химической связи - количество энергии, необходимое для того, чтобы разорвать связь и отбросить фрагменты молекулы на бесконечно большое расстояние.

Валентный угол - угол между линиями, соединяющими химически связанные атомы.

Известны следующие основные типы химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая и водородная .

Ковалентной называют химическую связь, образованную за счёт образования общей электронной пары.

Если связь образует пара общих электронов, в равной мере принадлежащая обоим соединяющимся атомам, то её называют ковалентной неполярной связью . Эта связь существует, например, в молекулах H 2 , N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 . Ковалентная неполярная связь возникает между одинаковыми атомами, а связующее их электронное облако равномерно распределено между ними.

В молекулах между двумя атомами может формироваться различное число ковалентных связей (например, одна в молекулах галогенов F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , три - в молекуле азота N 2).

Ковалентная полярная связь возникает между атомами с разной электроотрицательностью. Образующая её электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома, но остаётся связанной с обоими ядрами. Примеры соединений с ковалентной полярной связью: HBr, HI, H 2 S, N 2 O и т. д.

Ионной называют предельный случай полярной связи, при которой электронная пара полностью переходит от одного атома к другому и связанные частицы превращаются в ионы.

Строго говоря, к соединениям с ионной связью можно отнести лишь соединения, для которых разность в электроотрицательности больше 3, но таких соединений известно очень мало. К ним относят фториды щелочных и щёлочноземельных металлов. Условно считают, что ионная связь возникает между атомами элементов, разность электроотрицательности которых составляет величину больше 1,7 по шкале Полинга . Примеры соединений с ионной связью: NaCl, KBr, Na 2 O. Подробнее о шкале Полинга будет рассказано в следующем уроке.

Металлической называют химическую связь между положительными ионами в кристаллах металлов, которая осуществляется в результате притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу металла.

Атомы металлов превращаются в катионы, формируя металлическую кристаллическую решётку. В этой решётке их удерживают общие для всего металла электроны (электронный газ).

Тренировочные задания

1. Ковалентной неполярной связью образовано каждое из веществ, формулы которых

1) O 2 , H 2 , N 2
2) Al, O 3 , H 2 SO 4
3) Na, H 2 , NaBr
4) H 2 O, O 3 , Li 2 SO 4

2. Ковалентной полярной связью образовано каждое из веществ, формулы которых

1) O 2 , H 2 SO 4 , N 2
2) H 2 SO 4 , H 2 O, HNO 3
3) NaBr, H 3 PO 4 , HCl
4) H 2 O, O 3 , Li 2 SO 4

3. Только ионной связью образовано каждое из веществ, формулы которых

1) CaO, H 2 SO 4 , N 2
2) BaSO 4 , BaCl 2 , BaNO 3
3) NaBr, K 3 PO 4 , HCl
4) RbCl, Na 2 S, LiF

4. Металлическая связь характерна для элементов списка

1) Ba, Rb, Se
2) Cr, Ba, Si
3) Na, P, Mg
4) Rb, Na, Cs

5. Соединениями только с ионной и только с ковалентной полярной связью являются соответственно

1) HCl и Na 2 S
2) Cr и Al(OH) 3
3) NaBr и P 2 O 5
4) P 2 O 5 и CO 2

6. Ионная связь образуется между элементами

1) хлором и бромом
2) бромом и серой
3) цезием и бромом
4) фосфором и кислородом

7. Ковалентная полярная связь образуется между элементами

1) кислородом и калием
2) серой и фтором
3) бромом и кальцием
4) рубидием и хлором

8. В летучих водородных соединениях элементов VA группы 3-го периода химическая связь

1) ковалентная полярная
2) ковалентная неполярная
3) ионная
4) металлическая

9. В высших оксидах элементов 3-го периода вид химической связи с увеличением порядкового номера элемента изменяется

1) от ионной связи к ковалентной полярной связи
2) от металлической к ковалентной неполярной
3) от ковалентной полярной связи до ионной связи
4) от ковалентной полярной связи до металлической связи

10. Длина химической связи Э–Н увеличивается в ряду веществ

1) HI – PH 3 – HCl
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HI – HCl – H 2 S
4) HCl – H 2 S – PH 3

11. Длина химической связи Э–Н уменьшается в ряду веществ

1) NH 3 – H 2 O – HF
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HF – H 2 O – HCl
4) HCl – H 2 S – HBr

12. Число электронов, которые участвуют в образовании химических связей в молекуле хлороводорода, -

1) 4
2) 2
3) 6
4) 8

13. Число электронов, которые участвуют в образовании химических связей в молекуле P 2 O 5 , -

1) 4
2) 20
3) 6
4) 12

14. В хлориде фосфора (V) химическая связь

1) ионная
2) ковалентная полярная
3) ковалентная неполярная
4) металлическая

15. Наиболее полярная химическая связь в молекуле

1) фтороводорода
2) хлороводорода
3) воды
4) сероводорода

16. Наименее полярная химическая связь в молекуле

1) хлороводорода
2) бромоводорода
3) воды
4) сероводорода

17. За счёт общей электронной пары образована связь в веществе

1) Mg
2) H 2
3) NaCl
4) CaCl 2

18. Ковалентная связь образуется между элементами, порядковые номера которых

1) 3 и 9
2) 11 и 35
3) 16 и 17
4) 20 и 9

19. Ионная связь образуется между элементами, порядковые номера которых

1) 13 и 9
2) 18 и 8
3) 6 и 8
4) 7 и 17

20. В перечне веществ, формулы которых соединения только с ионной связью, это

1) NaF, CaF 2
2) NaNO 3 , N 2
3) O 2 , SO 3
4) Ca(NO 3) 2 , AlCl 3

Химической связью называют взаимодействие частиц (ионов или атомов), которое осуществляется в процессе обмена электронами, находящимися на последнем электронном уровне. Существует несколько видов такой связи: ковалентная (она делится на неполярную и полярную) и ионная. В этой статье мы подробнее остановимся именно на первом виде химических связей - ковалентных. А если быть точнее, то на полярном ее виде.

Ковалентная полярная связь - это химическая связь между валентными электронными облаками соседних атомов. Приставка «ко-» - означает в данном случае «совместно», а основа «валента» переводится как сила или способность. Те два электрона, которые связываются между собой, называют электронной парой.

История

Впервые этот термин употребил в научном контексте лауреат Нобелевской премии химик Ирвинг Леннгрюм. Произошло это в 1919 году. В своей работе ученый объяснял, что связь, в которой наблюдаются общие для двух атомов электроны, отличается от металлической или ионной. А значит, требует отдельного названия.

Позже, уже в 1927 году, Ф. Лондон и В. Гайтлер, взяв в качестве примера молекулу водорода как химически и физически наиболее простую модель, описали ковалентную связь. Они взялись за дело с другого конца, и свои наблюдения обосновывали, используя квантовую механику.

Суть реакции

Процесс преобразования атомарного водорода в молекулярный является типичной химической реакцией, качественным признаком которой служит большое выделение теплоты при объединении двух электронов. Выглядит это примерно так: два атома гелия приближаются друг к другу, имея по одному электрону на своей орбите. Затем эти два облака сближаются и образуют новое, похожее на оболочку гелия, в котором вращаются уже два электрона.

Завершенные электронные оболочки устойчивее, чем незавершенные, поэтому их энергия существенно ниже, чем у двух отдельных атомов. При образовании молекулы излишек тепла рассеивается в окружающей среде.

Классификация

В химии выделяют два вида ковалентной связи:

1. Ковалентная неполярная связь, образующаяся между двумя атомами одного неметаллического элемента, например кислород, водород, азот, углерод.
2. Ковалентная полярная связь, возникает между атомами разных неметаллов. Хорошим примером может служить молекула хлороводорода. Когда атомы двух элементов соединяются друг с другом, то неспаренный электрон от водорода частично переходит на последний электронный уровень атома хлора. Таким образом, на атоме водорода образуется положительный заряд, а на атоме хлора - отрицательный.

Донорно-акцепторная связь также является видом ковалентной связи. Она заключается в том, что один атом из пары предоставляет оба электрона, становясь донором, а принимающий их атом, соответственно, считается акцептором. При образовании связи между атомами, заряд донора увеличивает на единицу, а заряд акцептора снижается.

Семиполярная связь - е е можно считать подвидом донорно-акцепторной. Только в этом случае объединяются атомы, один из которых имеет законченную электронную орбиталь (галогены, фосфор, азот), а второй - два неспаренных электрона (кислород). Образование связи проходит в два этапа:

• сначала от неподеленной пары отрывает один электрон и присоединяется к неспаренным;
• объединение оставшихся неспаренных электродов, то есть формируется ковалентная полярная связь.

Свойства

Полярная ковалентная связь имеет свои физико-химические свойства, такие как направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость. Именно они определяют характеристики образующихся молекул.

Направленность связи зависит от будущего молекулярного строения образующегося вещества, а именно от геометрической формы, которую формируют два атома при присоединении.

Насыщаемость показывает, сколько ковалентных связей способен образовать один атом вещества. Это число ограничено количеством внешних атомных орбиталей.

Полярность молекулы возникает потому, что электронное облако, образующееся из двух разных электронов, неравномерно по всей своей окружности. Это возникает из-за разницы отрицательного заряда в каждом из них. Именно это свойство и определяет, полярная связь или неполярная. Когда объединяются два атома одного элемента, электронное облако симметрично, значит, связь ковалентная неполярная. А если объединяются атомы разных элементов, то формируется асимметричное электронное облако, так называемый дипольный момент молекулы.

Поляризуемость отражает то, насколько активно электроны в молекуле смещаются под действием внешних физических или химических агентов, например электрического или магнитного поля, других частиц.

Два последних свойства образующейся молекулы определяют ее способность реагировать с другими полярными реагентами.

Сигма-связь и пи-связь

Формирование этих связей зависит от плотности распределения электронов в электронном облаке в процессе формирования молекулы.

Для сигма-связи характерно наличие плотного скопления электронов вдоль оси, соединяющей ядра атомов, то есть в горизонтальной плоскости.

Пи-связь характеризуется уплотнение электронных облаков в месте их пересечения, то есть над и под ядром атома.

Визуализация связи в записи формулы

Для примера можем взять атом хлора. На ее внешнем электронном уровне содержится семь электронов. В формуле их располагают тремя парами и одним неспаренным электроном вокруг обозначения элемента в виде точек.

Если таким же образом записывать молекулу хлора, то будет видно, что два неспаренных электрона образовали пару, общую для двух атомов, она называется поделенной. При этом каждый из них получил по восемь электронов.

Правило октета-дублета

Химик Льюис, который предположил, как образуется ковалентная полярная связь, первым из своих коллег сформулировал правило, объясняющее устойчивость атомов при их объединении в молекулы. Суть его заключается в том, что химические связи между атомами образуются в том случае, когда обобществляется достаточное количество электронов, чтобы получилась электронная конфигурация, повторяющая подобная атомам благородных элементов.

То есть при образовании молекул для их стабилизации необходимо, чтобы все атомы имели законченный внешний электронный уровень. Например, атомы водорода, объединяясь в молекулу, повторяют электронную оболочку гелия, атомы хлора, приобретают схожесть на электронном уровне с атомом аргона.

Длина связи

Ковалентная полярная связь, кроме всего прочего, характеризуется определенным расстоянием между ядрами атомов, образующих молекулу. Они находятся на таком расстоянии друг от друга, при котором энергия молекулы минимальна. Для того чтобы этого достичь, необходимо, чтобы электронные облака атомов максимально перекрывали друг друга. Существует прямо пропорциональная закономерность между размером атомов и длинной связи. Чем больше атом, тем длиннее связь между ядрами.

Возможен вариант, когда атом образует не одну, а несколько ковалентных полярных связей. Тогда между ядрами формируются так называемые валентные углы. Они могут быть от девяноста до ста восьмидесяти градусов. Они и определяют геометрическую формулу молекулы.

Далеко не последнюю роль на химическом уровне организации мира играет способ связи структурных частиц, соединения между собой. Подавляющее число простых веществ, а именно неметаллов, имеют ковалентный неполярный тип связи, за исключением Металлы в чистом виде имею особый способ связи, который реализуется с помощью обобществления свободных электронов в кристаллической решетке.

Виды и примеры которых будут указаны ниже, а точнее, локализация или частичное смещение этих связей к одному из участников связывания, объясняется именно электроотрицательной характеристикой того или иного элемента. Смещение происходит к тому атому, у которого она сильнее.

Ковалентная неполярная связь

«Формула» ковалентной неполярной связи проста - два атома одинаковой природы объединяют в совместную пару электроны своих валентных оболочек. Такая пара называется поделённой потому, что в равной степени принадлежит обоим участникам связывания. Именно благодаря обобществлению электронной плотности в виде пары электронов, атомы переходят в более стабильное состояние, так как завершают свой внешний электронный уровень, а «октет» (или «дуплет» в случае простого вещества водорода Н 2 , у него единственная s-орбиталь, для завершения которой нужно два электрона) - это состояние внешнего уровня, к которому стремятся все атомы, так как его заполнение соответствует состоянию с минимальной энергией.

Пример неполярной ковалентной связи есть в неорганике и, как бы странно это ни звучало, но и в органической химии тоже. Такой тип связи присущ всем простым веществам - неметаллам, кроме благородных газов, так как валентный уровень атома инертного газа уже завершен и имеет октет электронов, а значит, связывание с подобным себе для него не имеет смысла и даже менее энергетически выгодно. В органике неполярность встречается в отдельных молекулах определённой структуры и носит условный характер.

Ковалентная полярная связь

Пример неполярной ковалентной связи ограничивается несколькими молекулами простого вещества, в то время как соединений диполей, в которых электронная плотность частично смещена в сторону более электроотрицательного элемента, - подавляющее большинство. Любое соединение атомов с разной величиной электроотрицательности даёт полярную связь. В частности, связи в органике - это ковалентные полярные связи. Иногда ионные, неорганические оксиды также являются полярными, а в солях и кислотах преобладает ионный тип связывания.

Как крайний случай полярного связывания иногда рассматривают и ионный тип соединений. В случае если электроотрицательность одного из элементов значительно выше, чем у другого, электронная пара полностью сдвигается от центра связи к нему. Так происходит разделение на ионы. Тот, кто забирает электронную пару, превращается в анион и получает отрицательный заряд, а теряющий электрон - превращается в катион и становиться положительным.

Примеры неорганических веществ с ковалентным неполярным типом связи

Вещества с ковалентной неполярной связью - это, например, все бинарные молекулы газов: водород (Н - Н), кислород (О = О), азот (в его молекуле 2 атома связаны тройной связью (N ≡ N)); жидкостей и твёрдых веществ: хлора (Cl - Cl), фтор (F - F), бром (Br - Br), йод (I - I). А также сложные вещества, состоящие из атомов различных элементов, но с фактическим одинаковым значением электроотрицательности, например, гидрид фосфора - РН 3 .

Органика и неполярное связывание

Предельно ясно, что все сложные. Встаёт вопрос, как же в сложном веществе может быть неполярная связь? Ответ довольно прост, если немного логически поразмыслить. Если значения электроотрицательности связанных элементов различаются незначительно и не создают в соединении, такую связь можно считать неполярной. Именно такая ситуация с углеродом и водородом: все С - Н связи в органике считаются неполярными.

Пример неполярной ковалентной связи - молекула метана, простейшего Она состоит из одного атома углерода, который, согласно своей валентности, связан одинарными связями с четырьмя атомами водорода. По сути, молекула не является диполем, так как в ней нет локализации зарядов, в чем-то и за счёт тетраэдрического строения. Электронная плотность распределена равномерно.

Пример неполярной ковалентной связи есть и в более сложных органических соединениях. Реализуется он за счёт мезомерных эффектов, то есть последовательного оттягивания электронной плотности, которое быстро угасает по углеродной цепи. Так, в молекуле гексахлорэтана связь С - С неполярная за счёт равномерного оттягивания электронной плотности шестью атомами хлора.

Прочие типы связей

Кроме ковалентной связи, которая, кстати, может осуществляться и по донорно-акцепторному механизму, имеют место ионная, металлическая и водородная связи. Краткие характеристики предпоследних двух представлены выше.

Водородная связь - это межмолекулярное электростатическое взаимодействие, которое наблюдается, если в молекуле есть атом гидрогена и любой другой, имеющий неподелённые электронные пары. Этот тип связывания гораздо слабее, чем остальные, но за счёт того, что в веществе этих связей может образоваться очень много, вносит значительный вклад в свойства соединения.