Механизм образования ковалентной связи. Ковалентная (неполярная, полярная) связь. Закрепление изученного материала

Ковалентная связь – это связь, связывающая чаще всего атомы неметаллов молекулах и кристаллах. О том, какую химическую связь называют ковалентной говорим в этой статье.

Что такое ковалентная химическая связь?

Ковалентная химическая связь – это связь, осуществляемая за счет образования общих (связывающих) электронных пар.

Если между двумя атомами имеется одна общая электронная пара, то такая связь называется одинарной (ординарной), если две – двойной, если три – тройной.

Связь принято обозначать горизонтальной черточкой между атомами. Например, в молекуле водорода одинарная связь: H-H; в молекуле кислорода двойная связь: O=O; в молекуле азота тройная связь:

Рис. 1. Тройная связь в молекуле азота.

Чем выше кратность связи, тем прочнее молекула: наличие тройной связи объясняет высокую химическую устойчивость молекул азота.

Образование и виды ковалентной связи

Существуют два механизма образования ковалентной связи: обменный механизм и донорно-акцепторный механизм:

• обменный механизм . При обменном механизме для образования общей электронной пары два связывающихся атома предоставляют по одному неспаренному электрону. Именно так происходит, например, при образовании молекулы водорода.

Рис. 2. Образование молекула водорода.

Общая электронная пара принадлежит каждому из связанных атомов, то есть электронная оболочка у них завершена.

• донорно-акцепторный механизм . При донорно-акцепторном механизме общую электронную пару представляет один из связывающихся атомов, тот, который является более электроотрицательным. Второй атом представляет свободную орбиталь для общей электронной пары.

Рис. 3. Образование иона аммония.

Так образуется ион аммония NH 4 +. Этот положительно заряженный ион (катион) образуется при взаимодействии газа аммиака с любой кислотой. В растворе кислоты существуют катионы водорода (протоны), в водородной среде образующие катион гидроксония H 3 O+. Формула аммиака NH 3: молекула состоит из одного атома азота и трех атомов водорода, связанных одинарными ковалентными связями по обменному механизму. У атома азота остается при этом одна неподеленная электронная пара. Ее он предоставляет в качестве общей, как донор, иону водорода H+, имеющему свободную орбиталь.

Ковалентная химическая связь в химических веществах может быть полярной и неполярной. Связь не имеет дипольного момента, то есть полярности, если связаны два атома одного и того же элемента, имеющие одно и то же значение электроотрицательности. Так, в молекуле водорода связь неполярная.

В молекуле хлороводорода HCl ковалентной одинарной связью соединены атомы с разной электроотрицательностью. Общая электронная пара оказывается сдвинутой в сторону хлора, у которого выше сродство к электрону и электроотрицательность. Возникает дипольный момент, связь становится полярной. При этом происходит частичное разделение заряда: атом водорода становится положительным концом диполя, а атом хлора – отрицательным.

Любая ковалентная связь обладает следующими характеристиками: энергия, длина, кратность, полярность, поляризуемость, насыщаемость, направленность в пространстве

Что мы узнали?

Ковалентная химическая связь образуется перекрытием пары валентных электронных облаков. Этот вид связи может образовываться по донорно-акцепторному механизму, а также по обменному механизму. Ковалентная связь бывает полярной и неполярной и характеризуется наличием длины, кратности, полярности, направленности в пространстве.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.2 . Всего получено оценок: 164.

Ковалентная связь (от латинского «со» совместно и «vales» имеющий силу) осуществляется за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам. Образуется между атомами неметаллов.

Электроотрицательность неметаллов довольно велика, так что при химическом взаимодействии двух атомов неметаллов полный перенос электронов от одного к другому (как в случае ) невозможен. В этом случае для выполнения необходимо объединение электронов.

В качестве примера обсудим взаимодействие атомов водорода и хлора:

H 1s 1 — один электрон

Cl 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 — семь электронов на внешнем уровне

Каждому из двух атомов недостает по одному электрону для того, чтобы иметь завершенную внешнюю электронную оболочку. И каждый из атомов выделяет „в общее пользование” по одному электрону. Тем самым правило октета оказывается выполненным. Лучше всего изобра­жать это с помощью формул Льюиса:

Образование ковалентной связи

Обобществленные электроны принадлежат теперь обоим атомам. Атом водорода имеет два электрона (свой собственный и обобществленный электрон атома хлора), а атом хлора - восемь электронов (свои плюс обобществленный электрон атома водорода). Эти два обобществленных электрона образуют ковалентную связь между атомами водорода и хло­ра. Образовавшаяся при связывании двух атомов частица называется молекулой.

Неполярная ковалентная связь

Ковалентная связь может образоваться и между двумя одинаковы­ми атомами. Например:

Эта схема объясняет, почему водород и хлор существуют в виде двухатомных молекул. Благодаря спариванию и обобществлению двух элек­тронов удается выполнить правило октета для обоих атомов.

Помимо одинарных связей может образовываться двойная или тройная ковалентная связь, как, например, в молекулах кислорода О 2 или азота N 2 . Атомы азота имеют по пять валентных электронов, следовательно, для завершения оболочки требуется еще по три электро­на. Это достигается обобществлением трех пар электронов, как показано ниже:

Ковалентные соединения — обычно газы, жидкости или сравнитель­но низкоплавкие твердые вещества. Одним из редких исключений явля­ется алмаз, который плавится выше 3 500 °С. Это объясняется строением алмаза, который представляет собой сплошную решетку ковалентно связанных атомов углерода, а не совокупность отдельных молекул. Фак­тически любой кристалл алмаза, независимо от его размера, представля­ет собой одну огромную молекулу.

Ковалентная связь возникает при объединении электронов двух атомов неметаллов. Возникшая при этом структура называется молекулой.

Полярная ковалентная связь

В большинстве случаев два ковалентно связанных атома имеют раз­ную электроотрицательность и обобществленные электроны не принад­лежат двум атомам в равной степени. Большую часть времени они нахо­дятся ближе к одному атому, чем к другому. В молекуле хлороводорода, например, электроны, образующие ковалентную связь, располагаются ближе к атому хлора, поскольку его электроотрицательность выше, чем у водорода. Однако разница в способности притягивать электроны не столь велика, чтобы произошел полный перенос электрона с атома водо­рода на атом хлора. Поэтому связь между атомами водорода и хлора можно рассматривать как нечто среднее между ионной связью (полный перенос электрона) и неполярной ковалентной связью (симмет­ричное расположение пары электронов между двумя атомами). Частич­ный заряд на атомах обозначается греческой буквой δ. Такая связь называется полярной ковалентной связью, а о молеку­ле хлороводорода говорят, что она полярна, т. е. имеет положительно заряженный конец (атом водорода) и отрицательно заряженный конец (атом хлора).

В таблице ниже перечислены основные типы связей и примеры веществ:

Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

1) Обменный механизм. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару.

2) Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь.

Как уже говорилось, общая электронная пара, осуществляющая ковалентную связь, может образоваться за счет неспаренных электронов, имеющихся в невозбужденных взаимодействующих атомах. Это происходит, например, при образовании таких молекул, как H2, НС1, Cl2. Здесь каждый из атомов обладает одним неспаренным электроном; при взаимодействии двух таких атомов создается общая электронная пара - возникает ковалентная связь.

В невозбужденном атоме азота имеются три неспаренных электрона:

Следовательно, за счет неспаренных электронов атом азота может участвовать в образовании трех ковалентных связей. Это и происходит, например, в молекулах N 2 или NH 3 , в которых ковалентность азота равна 3.

Однако число ковалентных связей может быть и больше числа имеющихся у невозбужденного атома неспаренных электронов. Так, в нормальном состоянии внешний электронный слой атома углерода имеет структуру, которая изображается схемой:

За счет имеющихся неспаренных электронов атом углерода может образовать две ковалентные связи. Между тем для углерода характерны соединения, в которых каждый его атом связан с соседними атомами четырьмя ковалентными связями (например, CO 2 , CH 4 и т.д.). Это оказывается возможным благодаря тому, что при затрате некоторой энергии можно один из имеющихся в атоме 2х-электронов перевести на подуровень 2р в результате атом переходит в возбужденное состояние, а число неспаренных электронов возрастает. Такой процесс возбуждения, сопровождающийся «распариванием» электронов, может быть представлен следующей схемой, в которой возбужденное состояние отмечено звездочкой у символа элемента:

Теперь во внешнем электронном слое атома углерода находятся четыре неспаренных электрона; следовательно, возбужденный атом углерода может участвовать в образовании четырех ковалентных связей. При этом увеличение числа создаваемых ковалентных связей сопровождается выделением большего количества энергии, чем затрачивается на перевод атома в возбужденное состояние.

Если возбуждение атома, приводящее к увеличению числа не спаренных электронов, связано с очень большими затратами энергии, то эти затраты не компенсируются энергией образования новых связей; тогда такой процесс в целом оказывается энергетически невыгодным. Так, атомы кислорода и фтора не имеют свободных орбиталей во внешнем электронном слое:

Здесь возрастание числа неспаренных электронов возможно только путем перевода одного из электронов на следующий энергетический уровень, т.е. в состояние 3s. Однако такой переход сопряжен с очень большой затратой энергии, которая не покрывается энергией, выделяющейся при возникновении новых связей. Поэтому за счет неспаренных электронов атом кислорода может образовать не больше двух ковалентных связей, а атом фтора - только одну. Действительно, для этих элементов характерна постоянная ковалентность, равная двум для кислорода и единице - для фтора.

Атомы элементов третьего и последующих периодов имеют во внешнем электронном слое «i-подуровень, на который при возбуждении могут переходить s- и р-электроны внешнего слоя. Поэтому здесь появляются дополнительные возможности увеличения числа неспаренных электронов. Так, атом хлора, обладающий в невозбужденном состоянии одним неспаренным электроном

может быть переведен при затрате некоторой энергии в возбужденные состояния (СИ), характеризующиеся тремя, пятью или семью неспаренными электронами:

Поэтому в отличие от атома фтора атом хлора может участвовать в образовании не только одной, но также трех, пяти или семи ковалентных связей. Так, в хлористой кислоте HClO 2 ковалентность хлора равна трем, в хлорноватой кислоте HClO 3 - пяти, а в хлорной кислоте HClO 4 - семи. Аналогично атом серы, также обладающий незанятым ЗбСиодуровнем, может переходить в возбужденные состояния с четырьмя или шестью неспаренными электронами и участвовать, следовательно, в образовании не только двух, как у кислорода, но также четырех или шести ковалентных связей. Этим можно объяснить существование соединений, в которых сера проявляет ковалентность, равную четырем (SO 2 , SCl 4) или шести (SF 6).

Во многих случаях ковалентные связи возникают и за счет спаренных электронов, имеющихся во внешнем электронном слое атома. Рассмотрим, например, электронную структуру молекулы аммиака:

Здесь точками обозначены электроны, первоначально принадлежавшие атому азота, а крестиками - принадлежавшие атомам водорода. Из восьми внешних электронов атома азота шесть образуют три ковалентные связи и являются общими для атома азота и атомов водорода. Но два электрона принадлежат только азоту и образуют неподеленную электронную пару. Такая пара электронов тоже может участвовать в образовании ковалентной связи с другим атомом, если во внешнем электронном слое этого атома есть свободная орбиталь. Незаполненная ls-орбиталь имеется, например, у иона водорода H + , вообще лишенного электронов:

Поэтому при взаимодействии молекулы NH 3 с ионом водорода между ними возникает ковалентная связь; неподеленная пара электронов атома азота становится общей для двух атомов, в результате чего образуется ион аммония NH 4:

Здесь ковалентная связь возникла за счет пары электронов, первоначально принадлежавшей одному атому (донору электронной пары), и свободной орбитали другого атома (акцептора электронной пары). Такой способ образования ковалентной связи называется донорно- акцепторным. В рассмотренном примере донором электронной пары служит атом азота, а акцептором - атом водорода.

Опытом установлено, что четыре связи N-H в ионе аммония во всех отношениях равноценны. Из этого следует, что связь, образованная донорно-акцепторным способом, не отличается по своим свойствам от ковалентной связи, создаваемой за счет неспаренных электронов взаимодействующих атомов .

Другим примером молекулы, в которой имеются связи, образованные донорно-акцепторным способом, может служить молекула оксида азота (I) N 2 O.

Раньше структурную формулу этого соединения изображали следующим образом:

Согласно этой формуле, центральный атом азота соединен с соседними атомами пятью ковалентными связями, так что в его внешнем электронном слое находятся десять электронов (пять электронных пар). Но такой вывод противоречит электронной структуре атома азота, поскольку его наружный L-слой содержит всего четыре орбитали (одну 5- и три р-орбита- ли) и не может вместить более восьми электронов. Поэтому приведенную структурную формулу нельзя признать правильной.

Рассмотрим электронную структуру оксида азота (I), причем электроны отдельных атомов будем попеременно обозначать точками или крестиками. Атом кислорода, имеющий два неспаренных электрона, образует две ковалентных связи с центральным атомом азота:

За счет неспаренного электрона, оставшегося у центрального атома азота, последний образует ковалентную связь со вторым атомом азота:

Таким образом, внешние электронные слои атома кислорода и центрального атома азота оказываются заполненными: здесь образуются устойчивые восьмиэлектронные конфигурации. Но во внешнем электронном слое крайнего атома азота размещено только шесть электронов; этот атом может, следовательно, быть акцептором еще одной электронной пары. Соседний же с ним центральный атом азота обладает неподеленной электронной парой и может выступать в качестве донора. Это приводит к образованию по донорно-акцепторному способу еще одной ковалентной связи между атомами азота:

Теперь каждый из трех атомов, составляющих молекулу N 2 O, обладает устойчивой восьмиэлектронной структурой внешнего слоя. Если ковалентную связь, образованную донорно-акцепторным способом, обозначить, как это принято, стрелкой, направленной от атома-донора к атому-акцептору, то структурную формулу оксида азота (I) можно представить следующим образом:

Таким образом, в оксиде азота (I) ковалентность центрального атома азота равна четырем, а крайнего - двум.

Рассмотренные примеры показывают, что атомы обладают разнообразными возможностями для образования ковалентных связей. Последние могут создаваться и за счет неспаренных электронов невозбужденного атома, и за счет неспаренных электронов, появляющихся в результате возбуждения атома («распаривания» электронных пар), и, наконец, по донорно-акцепторному способу. Тем не менее общее число ковалентных связей, которые способен образовать данный атом, ограничено. Оно определяется общим числом валентных орбиталей, т. е. тех орбиталей, использование которых для образования ковалентных связей оказывается энергетически выгодным. Квантово-механический расчет показывает, что к подобным орбиталям принадлежат S- и р-орбитали внешнего электронного слоя и d-орбитали предшествующего слоя; в некоторых случаях, как мы видели на примерах атомов хлора и серы, в качестве валентных орбиталей могут использоваться и б/-орбитали внешнего слоя.

Атомы всех элементов второго периода имеют во внешнем электронном слое четыре орбитали при отсутствии ^-орбиталей в предыдущем слое. Следовательно, на валентных орбиталях этих атомов может разместиться не более восьми электронов. Это означает, что максимальная ковалентность элементов второго периода равна четырем.

Атомы элементов третьего и последующих периодов могут использовать для образования ковалентных связей не только s- и р-, но также и ^-орбитали. Известны соединения ^-элементов, в которых в образовании ковалентных связей участвуют s- и р -орбитали внешнего электронного слоя и все пять

Способность атомов участвовать в образовании ограниченного числа ковалентных связей получила название насыщаемости ковалентной связи.

• Ковалентную связь, образованную донорно-акцепторным способом, иногда кратконазывают донорно-акцепторной связью. Под этим термином следует, однако, пониматьне особый вид связи, а лишь определенный способ образования ковалентной связи.

ИСПОЛЬЗОВАНИЕ НОВЫХ ИНФОРМАЦИОННЫХ

ТЕХНОЛОГИЙ НА УРОКАХ ХИМИИ

Время быстро бежит вперед, и если раньше школа нуж­далась в создании теоретической базы и учебно-методиче­ского обеспечения, то сейчас есть все необходимое для того, чтобы повы­сить эффективность ее работы. И в этом большая заслуга на­ционального проек­та «Образование». Конечно, мы, педа­гоги, испытываем большие трудности в плане ос­воения современных технологий. Сказывается наше неумение работать с компьютером, а что­бы его освоить, требуется большое количество времени. Но все равно очень интересно, увлека­тельно! Тем более, что результат налицо. Детям интересно на уроках, разнообразные занятия проходят очень быстро и познавательно.

Люди нередко думают, что химия вредна и опасна. Мы часто слышим: «Экологически чис­тые продукты!», «Слышал, что вас химией тра­вят!»... Но это же не так! Перед нами, учителя­ми химии, стоит задача - убедить школьников в том, что химия - наука созидающая, что это производительная сила общества, а ее продукты используются во всех отраслях промышленно­сти, сельского хозяйства и без химизации невоз­можно дальнейшее развитие цивилизации.

Повсеместное внедрение химических средств, веществ, методов и технологических приемов требует высокообразованных специалистов, имеющих солидную базу химических знаний. Для этого в нашей школе существует профиль­ный химико-биологический класс, который обеспечивает качественную подготовку школь­ников к продолжению химического образования. Для того чтобы учащиеся в старших классах выбирали именно этот профиль, в 9-м классе су­ществует элективный курс «Химия в быту», цель которого - помочь ребятам ознакомиться с про­фессиями, связанными непосредственно с пред­метами химии и биологии. Даже если учащиеся не выберут химико-биологический профиль в старших классах, то знания о веществах, с кото­рыми они постоянно встречаются в быту, приго­дятся в жизни.

На занятиях элективного курса первое место отводится лекциям. При подготовке к ним я ис­пользую информационные интернет-ресурсы. Многие иллюстрации, схемы, видеоколлекции, материалы лабораторных работ, слайды ото­бражаются на экране, и на их основе я веду свой рассказ. Моя технология объяснения существен­но изменилась. Ребятам очень интересно, они слушают рассказ с большим вниманием и жела­нием.

Химия - наука экспериментальная. Большое количество времени отводится для лаборатор­ных занятий. Но бывает так, что некоторых ре­активов в лаборатории нет, и на помощь при­ходит виртуальная лаборатория. С помощью специальной программы ученики могут провес­ти виртуальный эксперимент. Ребята изучают действие синтетических моющих средств на различные виды тканей, растворимость в воде минеральных удобрений, среду их раствора, качественный состав пищи (углеводы, белки, жиры). С помощью компьютера они ведут свой собственный экспериментальный дневник, где фиксируют тему лабораторной работы, свои на­блюдения, выводы по правильному применению этих веществ в быту. Преимущества виртуальной лаборатории - это безопасность, отсутствие не­обходимости в лабораторном оборудовании, да и временные затраты минимальны.

В конце курса ребята должны сдать зачет по лю­бой изученной теме. Перед ними стоит задача - вы­брать, в какой форме подвести итог. Самая традиционная - зачет в виде реферата, сообщения или доклада. Для их подготовки дети используют мате­риалы интернет-ресурсов. В этом, конечно, я помо­гаю им: четко ставлю задачу, сформулировав при этом вопросы, на которые ученики должны ответить, указываю адрес сайта с информацией по соответст­вующей теме.

Но эта форма уже немного устарела, и неко­торые ребята стали выбирать проектную дея­тельность. Работают индивидуально, группами, коллективами. Поиск информации не обходится без привлечения возможностей Интернета. Пре­жде чем выпустить их в свободный поиск, даю им ориентировку: прием поиска, ключевые сло­ва, фразы, названия поисковых систем, работа с которыми может быть полезна, адреса сайтов в Интернете.

Дети также выбирают зачет в виде игры, зада­ния и упражнения к которой они разрабатывают сами. Это может быть зачет-вертушка, «Умники и умницы», «Как стать миллионером?», «Что? Где? Когда?», различные головоломки.

Презентацию полученного продукта тоже устраиваю с привлечением дистанционных тех­нологий. Разместив результаты деятельности в Интернете на сайте школы или класса, учащие­ся получают возможность оценить свой труд не только с помощью своих одноклассников, но и ребят и учителей из других школ, обсудить эти результаты, взглянуть на них другими глазами.

С точки зрения новой медийной педагогики мы живем в чрезвычайно интересное время. Быстрое внедрение современных технологий заставляет нас подойти по-новому к старым позициям. Предпрофильное обучение у нас в школе существует четыре года, и каждый раз я пересматриваю ход уроков, т.к. открываются новые перспективы, на­мечаются плодотворные связи между традицион­ными методами обучения и новыми задачами об­щества, информацией и знаниями. Действительно, медийное образование стало частью общего обра­зования. При этом у ребят развиваются коммуни­кативные способности, интерес к новым техноло­гиям, увлеченность, индивидуальная активность, творчество, они активно сотрудничают, обменива­ются собственным мнением.

Я убеждена, что использование информацион­ных технологий может обеспечить развитую учебную культуру. Это успех в преподавании и учебе. Применяйте информационные технологии! Пере­ходите от старых форм занятий, утративших свою эффективность, к более новым, продвинутым и со­временным!

Использование новых информационных тех­нологий в учебном процессе можно проиллюст­рировать на примере одного из уроков по общей химии в 11-м классе.

Механизм образования и свойства ковалентной связи

Цель урока. Вспомнить из курса 8-го класса механизм образования ковалентной связи, изу­чить донорно-акцепторный механизм и свойства ковалентной связи.

Оборудование . Таблица электроотрицатель­ности химических элементов, кодограммы ст- и л-связей, обучающий диск «Общая химия» из се­рии обучающих программ Кирилла и Мефодия со схемами и моделями молекул, шаростержневые модели молекул, рабочая карточка с заданиями и тестами, интерактивная доска, компьютер, зада­ния для закрепления и контроля знаний с дистан­ционным управлением.

Ход урока

Лекция проводится с помощью обучающего диска «Общая химия».

Повторение пройденного материала

Вспомнить с учащимися, за счет чего образу­ется связь между атомами неметаллов. Выпол­нить задания 1, 2 на рабочей карточке (см. прило­жение).

Изучение нового материала

Механизм образования ковалентной связи:

а) обменный (на примере Н 2 , Cl 2 , НС1);

б) донорно-акцепторный (на примере NH 4 C1).

Сразу же учащиеся записывают домашнее задание на полях: Изобразить образование иона гидроксония Н 3 О + из иона Н + и молекулы воды.

Виды ковалентной связи: полярная и неполяр­ная (по составу молекулы).

Свойства ковалентной связи.

Кратность (одинарная, полуторная, двойная, тройная).

Энергия связи - это количество энергии, выде­ляющееся при образовании химической связи или затрачиваемое на ее разрыв.

Длина связи - это расстояние между ядрами атомов в молекуле.

Энергия и длина связи между собой взаимо­связаны. Показать на примере, как эти свойства взаимосвязаны, как они влияют на прочность мо­лекулы (проецировать на доску):

Насыщаемость - это способность атомов образовывать определенное и ограниченное чис­ло связей. Показать на примерах шаростержневых

молекул Cl 2 , Н 2 О, СН 4 , HNО 3 .

Направленность. Рассмот­реть рисунки перекрывания элек­тронных облаков при образова­нии σ- и π-связей, проецировать на доску (рис.).

Закрепить заданиями 6, 7 на рабочей карточке (см. приложе­ние).

Небольшой перерыв!

1. Начнем же список по по­рядку,

Поскольку первый элемент.

(Он образует, кстати, воду –

Весьма существенныймомент).

Молекулу его представим

Удобной формулой Н 2 .

Многозначительно добавим –

Нет в мире легче вещества!

2. N 2 - молекула азота.

Известно, он бесцветный

газ. Немало знаний, но давайте

Пополним все же их запас.

3. Он всюду и везде:

И в камне, в воздухе, в воде,

Он и в утренней росе,

И в небес голубизне.

(Кислород.)

4. Грибники нашли в лесу небольшое болото, из которого вырывались местами пузырьки газа. От спички газ вспыхнул, и слабосветящееся пла­мя стало блуждать по болоту. Что это за газ?(Метан.)

Продолжение урока.

Поляризуемость - это способность ковалентной связи изменять свою полярность под действи­ем внешнего электрического поля (обратить вни­мание на такие разные понятия, как полярность связи и поляризуемость молекулы).

Закрепление изученного материала

Контроль по изученной теме осуществляется с помощью пультов дистанционного управления.

Опрос проводится в течение 3 мин., 10 вопро­сов ценой в один балл, на ответ отводится 30 сек., вопросы проецируются на интерактивную доску. При наборе 9-10 баллов - оценка «5», 7-8 бал­лов - оценка «4», 5-6 баллов - оценка «3».

Вопросы для закрепления

1. Связь, которая образуется за счет общих электронных пар, называется:

а) ионной; б) ковалентной; в) металлической.

2. Ковалентная связь образуется между атомами:

а) металлов; б) неметаллов; в) металла и неме­талла.

3. Механизм образования ковалентной связи за счет неподеленной электронной пары одного ато­ма и свободной орбитали другого называется:

а) донорно-акцепторный; б) инертный; в) ката­литический.

4. В какой из молекул ковалентная связь?

a) Zn; б) Сu О; в) NH 3 .

5. Кратность связи в молекуле азота равна:

а) трем; б) двум; в) единице.

6. Длина связи наименьшая в молекуле:

a) H 2 S; б) SF 6 ; в) SO 2 ; г) SOr

7. При перекрывании электронных облаков вдоль оси, соединяющей ядра взаимодействую­щих атомов, образуется:

а) σ-связь; б) π-связь; в) ρ-связь.

8. У атома азота возможное число неспаренных электронов:

а) 1; б)2; в)3.

9. Прочность связи увеличивается в ряду:

a) H 2 O - H 2 S; 6) NH 3 - PH 3 ; в) CS 2 - C О 2 ; г) N 2 – O 2

10. Гибридная s -орбиталь имеет форму:

а) шара; б) неправильной восьмерки; в) пра­вильной восьмерки.

Результаты сразу отображаются на экране, де­лаем отчет по каждому вопросу.

Разбор домашнего задания {см. приложе­ние - рабочую карточку), § 6 учебника О.С.Габриеляна, Г.ГЛысова «Химия. 11 класс» (М.: Дро­фа, 2006), конспект в тетради.

Приложение

Рабочая карточка

1. Соотнесите названия вещества и тип связи.

1) Хлорид калия;

2)кислород;

3) магний;

4) тетрахлорметан.

а) Ковалентная неполяр­ная;

б) ионная;

в) металлическая;

г) ковалентная полярная.

2. Между атомами каких элементов химиче­ская связь будет иметь ионный характер?

a) NnO; б) Si и С1; в) Na и О; г) Р и Вr .

3. Длина связи выражается в:

а) нм; б) кг; в) дж; г) м 3 .

4. Где химическая связь наиболее прочная: в молекуле Сl 2 или О 2 ?

5. В какой молекуле больше прочность водо­родной связи: Н 2 О или H 2 S?

6. Продолжите предложение: «Связь, обра­зованная перекрыванием электронных облаков по линии, соединяющей ядра атомов, называет­ся....................................»,

7. Зарисуйте схемы перекрывания электрон­ных орбиталей при образовании π-связи.

8. Домашнее задание. «Общая химия в тестах, задачах, упражнениях» О.С.Габриеляна (М.: Дро­фа, 2003), работа 8А, вариант 1, 2.

В которой один из атомов отдавал электрон и становился катионом , а другой атом принимал электрон и становился анионом .

Характерные свойства ковалентной связи - направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость - определяют химические и физические свойства соединений.

Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными.

Насыщаемость - способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные (неполярные - двухатомная молекула состоит из одинаковых атомов (H 2 , Cl 2 , N 2) и электронные облака каждого атома распределяются симметрично относительно этих атомов; полярные - двухатомная молекула состоит из атомов разных химических элементов, и общее электронное облако смещается в сторону одного из атомов, образуя тем самым асимметрию распределения электрического заряда в молекуле, порождая дипольный момент молекулы).

Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов . Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.

Однако, дважды лауреат Нобелевской премии Л. Полинг указывал, что «в некоторых молекулах имеются ковалентные связи, обусловленные одним или тремя электронами вместо общей пары» . Одноэлектронная химическая связь реализуется в молекулярном ионе водорода H 2 + .

Молекулярный ион водорода H 2 + содержит два протона и один электрон. Единственный электрон молекулярной системы компенсирует электростатическое отталкивание двух протонов и удерживает их на расстоянии 1,06 Å (длина химической связи H 2 +). Центр электронной плотности электронного облака молекулярной системы равноудалён от обоих протонов на боровский радиус α 0 =0,53 А и является центром симметрии молекулярного иона водорода H 2 + .

Энциклопедичный YouTube

• 1 / 5

  Ковалентная связь образуется парой электронов, поделённой между двумя атомами, причём эти электроны должны занимать две устойчивые орбитали, по одной от каждого атома .

  A· + ·В → А: В

  В результате обобществления электроны образуют заполненный энергетический уровень. Связь образуется, если их суммарная энергия на этом уровне будет меньше, чем в первоначальном состоянии (а разница в энергии будет ни чем иным, как энергией связи).

  Согласно теории молекулярных орбиталей, перекрывание двух атомных орбиталей приводит в простейшем случае к образованию двух молекулярных орбиталей (МО): связывающей МО и антисвязывающей (разрыхляющей) МО . Обобществлённые электроны располагаются на более низкой по энергии связывающей МО.

  Образование связи при рекомбинации атомов

  Однако, механизм межатомного взаимодействия долгое время оставался неизвестным. Лишь в 1930 г. Ф. Лондон ввёл понятие дисперсионное притяжение - взаимодействие между мгновенным и наведённым (индуцированными) диполями. В настоящее время силы притяжения, обусловленные взаимодействием между флуктуирующими электрическими диполями атомов и молекул носят название «Лондоновские силы ».

  Энергия такого взаимодействия прямо пропорциональна квадрату электронной поляризуемости α и обратно пропорциональна расстоянию между двумя атомами или молекулами в шестой степени .

  Образование связи по донорно-акцепторному механизму

  Кроме изложенного в предыдущем разделе гомогенного механизма образования ковалентной связи, существует гетерогенный механизм - взаимодействие разноименно заряженных ионов - протона H + и отрицательного иона водорода H - , называемого гидрид-ионом :

  H + + H - → H 2

  При сближении ионов двухэлектронное облако (электронная пара) гидрид-иона притягивается к протону и в конечном счёте становится общим для обоих ядер водорода, то есть превращается в связывающую электронную пару. Частица, поставляющая электронную пару, называется донором, а частица, принимающая эту электронную пару, называется акцептором. Такой механизм образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным .

  H + + H 2 O → H 3 O +

  Протон атакует неподелённую электронную пару молекулы воды и образует устойчивый катион, существующий в водных растворах кислот .

  Аналогично происходит присоединение протона к молекуле аммиака с образованием комплексного катиона аммония :

  NH 3 + H + → NH 4 +

  Таким путём (по донорно-акцепторному механизму образования ковалентной связи) получают большой класс ониевых соединений , в состав которого входят аммониевые , оксониевые, фосфониевые, сульфониевые и другие соединения .

  В качестве донора электронной пары может выступать молекула водорода, которая при контакте с протоном приводит к образованию молекулярного иона водорода H 3 + :

  H 2 + H + → H 3 +

  Связывающая электронная пара молекулярного иона водорода H 3 + принадлежит одновременно трём протонам.

  Виды ковалентной связи

  Существуют три вида ковалентной химической связи, отличающихся механизмом образования:

  1. Простая ковалентная связь . Для её 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, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью . Такую связь имеют простые вещества , например: 2 , 2 , 2 . Но не только неметаллы одного типа могут образовывать ковалентную неполярную связь. Ковалентную неполярную связь могут образовывать также элементы-неметаллы, электроотрицательность которых имеет равное значение, например, в молекуле PH 3 связь является ковалентной неполярной, так как ЭО водорода равна ЭО фосфора.
  • Если атомы различны, то степень владения обобществлённой парой электронов определяется различием в электроотрицательностях атомов. Атом с большей электроотрицательностью сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с меньшей электроотрицательностью приобретает, соответственно, такой же по величине положительный заряд. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами , то такое соединение называется ковалентной полярной связью .

  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 четвёртого 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 {\displaystyle \pi } -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 {\displaystyle \pi } -связи между этими же атомами углерода. Две π {\displaystyle \pi } -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 четвёртых 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 {\displaystyle \pi } -связи, а единая π {\displaystyle \pi } диэлектрики или полупроводники . Типичными примерами атомных кристаллов (атомы в которых соединены между собой ковалентными (атомными) связями) могут служить