Свойства ковалентной связи. Обменный механизм образования ковалентной связи
Ответ на вопрос 1(1).
Так как значения ЭО водорода и фосфора одинаковы, то химическая связь в молекуле PH 3 будет ковалентной неполярной.
Ответ на вопрос 2(2).
І. а) в молекуле S 2 связь ковалентная неполярная, т.к. она образована атомами одного и того же элемента. Схема образования связи будет следующей:
Сера - элемент главной подгруппы VI группы. Атомы серы имеют по 6 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов будет два (8-6=2).
Обозначим внешние электроны , тогда схема образования молекулы серы будет иметь вид:
или S=S
б) в молекуле K 2 O связь ионная, потому что она образована атомами элементов металла и неметалла.
Калий - элемент первой группы главной подгруппы, металл. Его атому легче отдать 1 электрон, чем принять недостающие 7 электронов:
2. Кислород - неметалл, элемент главной подгруппы VI группы. Его атому легче принять 2 электрона, которых не хватает до завершения внешнего уровня, чем отдать 6 электронов с внешнего уровня:
Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 2(2 . 1). Чтобы атомы калия отдали 2 электрона, нужно взять 2 атома, чтобы атомы кислорода смогли принять 2 электрона, необходимо взять 1 атом, поэтому схема образования оксида калия будет иметь вид:
в) в молекуле H 2 S связь ковалентная полярная, потому что она образована атомами элементов с различной ЭО. Схема образования химической связи будет следующей:
Сера – элемент главной подгруппы VІ группы. Ее атомы имеют по 6 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов будет 2 (8-6=2).
Водород - элемент главной подгруппы 1 группы. Его атомы содержат по 1 электрону на внешней оболочке. Непарным является 1 электрон (для атома водорода завершенным является двухэлектродный уровень).
Обозначим внешние электроны атомов серы и водорода, соответственно:
В молекуле сероводорода общие электронные пары смещены в сторону более электроотрицательного атома – серы:
1. а) в молекуле N 2 связь ковалентная неполярная, потому что она образована атомами одного и того же элемента. Схема образования связи следующая:
Азот - элемент главной подгруппы V группы. Его атомы имеют 5 электронов на внешней оболочке. Неспаренных электронов три (8 -5 = З).
Обозначим внешние электроны атома азота точками: 
б) в молекуле Li 3 H связь ионная, потому что она образована атомами элементов металла и неметалла.
Литий - элемент главной подгруппы І группы, металл. Его атому легче отдать 1 электрон, чем принять недостающие 7 электронов:
Азот - элемент главной подгруппы V группы, неметалл. Его атому легче принять З электрона, которых не хватает до завершения внешнего уровня, чем отдать пять электронов с внешнего уровня:
Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 3(3: 1 =3). Чтобы атомы лития отдали З электрона, необходимо З атома, чтобы атомы азота смогли принять З электрона, необходим только один атом:
в) в молекуле NCl 3 связь ковалентная полярная, т.к. она образована атомами элементов-неметаллов с различными значениями ЭО. Схема образования связи следующая:
Азот - элемент главной подгруппы V группы. Его атомы имеют по 5 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов будет три (8-5=3).
Хлор - элемент главной подгруппы VII группы. Его атомы содержат по 7 электронов на внешней оболочке. Непарным остается 1 электрон (8 – 7 = 1). Обозначим внешние электроны атомов азота и хлора, соответственно: 
Общие электронные пары смещены к атому азота, как более электроотрицательному:
Ответ на вопрос 3(3).
Связь в молекуле HCl менее полярна, чем в молекуле HF, потому что в ряду изменения ЭО хлор и водород менее удалены друг от друга, чем фтор и водород.
Ответ на вопрос 4(4).
Ковалентная химическая связь образуется за счет обобщения внешних электронов. По числу общих электронных пар она бывает одинарной, двойной или тройной, а по электроотрицательности, образующих её атомов - ковалентную полярную и ковалентную неполярную
Приложение 3
Насыщаемость ковалентной связи. Атом может образовывать ковалентную связь с другим атомом за счет неспаренного электрона (обменный механизм), а также за счет неподеленной электронной пары или вакантной орбитали (донорно-акцепторный механизм). Поскольку набор этих возможностей ограничен, ограничено и максимальное число ковалент-ных связей, которые может образовывать атом химического элемента. Поэтому говорят, что ковалентная связь характеризуется насыщаемостью. Например, атом водорода, обладающий единственным электроном на единственной 1 я-орби-гали, способен образовывать только одну ковалентную связь. Атом азота с электронной конфигурацией валентных электронов 2в 2 2р 3 может за счет трех неспаренных электронов образовывать три ковалентные связи по обменному механизму и четвертую - за счет пары 2в-электронов по донорно-акценторному, выступая при этом в роли донора. Таким образом, максимальная валентность азота равна четырем в отличие от высшей степени окисления, равной +5.
Кратность ковалентной связи. Число общих электронных пар, связывающих два атома в молекуле, называется кратностью ковалентной связи. Кратность влияет на энергию разрыва химической связи, а также на длину химической связи, т. е. межъядерное расстояние. Так, например, связь между атомами углерода в молекуле этана СгНб осуществляется за счет одной электронной пары, т. е. связь одинарная, ее кратность равна 1.
Связь в молекуле этилена СгН 4 двойная (за счет двух электронных пар), ее кратность равна 2.
Связь в молекуле ацетилена СгЬЬ тройная, ее кратность равна 3. Сравним энергии и длины связей в этих молекулах (табл.16).
Итак, с увеличением кратности возрастает энергия разрыва связи и уменьшается длина связи.
Типы ковалентной связи по способу перекрывания орбиталей. В зависимости от способа перекрывания электронных орбиталей различают - и -ковалентные связи.
Связь (сигма-связь) - - наиболее универсальный вид связи, которая образуется при перекрывании s-s-, s-р-, р -р- и других орбиталей (рис. 13).
Особенности - связи:
· область перекрывания (область повышенной электронной плотности) располагается на линии, соединяющей центры ядер атомов (линии связи);
· электронное облако (орбиталь) симметрично относительно линии связи. Такой вид симметрии называется цилиндрической или осевой, так как линия связи является для образующегося электронного облака осью вращения;
· возможно свободное вращение облака a-связи вокруг линии связи без ее
разрушения.
· Связъ (пи-связь) может возникать при взаимодействии р-р- ,p-d или d-d-орбиталей
· (рис. 14).
· Признаки - связи:
· образуются две области перекрывания (повышенной электронной плотности), ни одна из которых не лежит на линии связи;
· электронное облако (орбиталь) симметрично относительно плоскости, проходящей через линию связи и перпендикулярно осям орбиталей. Такой вид симметрии называется зеркальной или плоскостной;
· вокруг линии связи невозможно свободное (без разрушения связи) вращение образовавшегося облака.
Направленность ковалентной связи. Если один и тот же атом образует несколько ковалентных связей, то они располагаются в пространстве под определенными углами. Направленность ковалентной связи обусловлена тем, что р-, d- и f-орбитали определенным образом ориентированы в пространстве. Направленность ковалентной связи влияет на форму молекул веществ, их размеры, межатомные расстояния, валентный угол, т. е. на геометрию молекул.
Ковалентная связь образуется при взаимодействии неметаллов . Атомы неметаллов имеют высокую электроотрицательность и стремятся заполнить внешний электронный слой за счёт чужих электронов. Два таких атома могут перейти в устойчивое состояние, если объединят свои электроны.
Рассмотрим возникновение ковалентной связи в простых веществах.
1. Образование молекулы водорода.
Каждый атом водорода имеет один электрон. Для перехода в устойчивое состояние ему необходим ещё один электрон.
При сближении двух атомов электронные облака перекрываются. Образуется общая электронная пара, которая связывает атомы водорода в молекулу.
В пространстве между двумя ядрами общие электроны бывают чаще, чем в других местах. Там формируется область с повышенной электронной плотностью и отрицательным зарядом. Положительно заряженные ядра притягиваются к ней, и образуется молекула.
При этом каждый атом получает завершённый двухэлектронный внешний уровень и переходит в устойчивое состояние.
Ковалентная связь за счёт образования одной общей электронной пары называется одинарной .
Общие электронные пары (ковалентные связи) образуются за счёт неспаренных электронов , расположенных на внешних энергетических уровнях взаимодействующих атомов.
У водорода - один неспаренный электрон. Для других элементов их число равно 8 – № группы .
Неметаллы VII А группы (галогены) имеют на внешнем слое один неспаренный электрон.
У неметаллов VI А группы (кислород, сера) таких электронов два .
У неметаллов V А группы (азот, фосфор) - три неспаренных электрона.
2. Образование молекулы фтора.
Атом фтора на внешнем уровне имеет семь электронов. Шесть из них образуют пары, а седьмой неспаренный.
При соединении атомов образуется одна общая электронная пара, то есть возникает одна ковалентная связь. Каждый атом получает завершённый восьмиэлектронный внешний слой. Связь в молекуле фтора тоже одинарная. Такие же одинарные связи существуют в молекулах хлора, брома и иода .
Если атомы имеют несколько неспаренных электронов, то образуются две или три общие пары.
3. Образование молекулы кислорода.
У атома кислорода на внешнем уровне - два неспаренных электрона.
При взаимодействии двух атомов кислорода возникают две общие электронные пары. Каждый атом заполняет свой внешний уровень до восьми электронов. Связь в молекуле кислорода двойная .
Число общих электронных пар между связанными атомами характеризует кратность связи.
По числу общих электронных пар химические связи подразделяются на простые (одинарные) и кратные - двойные и тройные.
По числу общих электронных пар химические связи подразделяются на простые (ординарные) и кратные - двойные и тройные. Если между двумя атомами одинаковой или различной химической природы возникает только одна ковалентная связь, то ее называют простой, или ординарной, связью. Сигма-связь образуется в результате взаимодействия двух s - электро-нов, двух / з-элект ронов, а также двух смешанных s - и р-электронов. На рис. 14 изображены о-связи в некоторых элементарных и сложных веществах.
Валентность элемента в соединениях с ковалентной связью определяется числом общих электронных пар, которые атом элемента образует с атомами других элементов.
Валентность элемента в соединениях с ковалентной связью определяется числом общих электронных пар.
В соединениях с ковалентной связью валентность элемента определяется числом общих электронных пар. Атом, к которому смещена электронная пара, обладает отрицательной валентностью, а противоположный атом - положительной валентностью.
Степень окисления элемента в молекуле с ковалентной связью равна числу общих электронных пар. Так, в молекуле аммиака атом азота образует с атомами воДорода три общие электронные пары, следовательно, валентность азота равна трем.
Для многоатомных частиц типа SO2, СО2, SO, SO и С8Ыв, в которых п-связи предпочтительнее рассматривать как многоцентровые и делокализо-ванные, подсчет числа общих электронных пар для отдельных атомов теряет свой смысл, а число валентностей ничего не говорит о ковалентиости атомов.
Одиночные (или неспаренные) электроны в электронных оболочках атомов, за счет спаривания которых возникает химическая связь в молекулах, называют валентными. Число общих электронных пар, образующихся при взаимодействии атомов химических элементов, определяет их валентность.
По методу валентных связей, в котором все ковалентные связи рассматриваются как двухцентровые, ковалентность атома - это число общих электронных пар, образуемых данным атомом.
В органических соединениях СН4, С2Н4, С2Н2 атом углерода четырехвалентен. Для многоцентровых частиц, например S02, C02, S047 SO, C6H6 в которых л-связи предпочтительное рассматривать как многоцентровые и делокализованные, подсчет числа общих электронных пар для отдельных атомов теряет свой смысл, и число валентностей ничего не говорят о ковалентности атомов.
Из приведенных схем видно, что каждая электронная пара соответствует одной единице валентности. Химическая связь, осуществляемая парой общих электронов, называется ковалент-ной, или атомной, связью. Валентность элемента в соединениях с ковалентной (атомной) связью определяется числом общих электронных пар.
Валентность элемента в настоящее время рассматривается как число ковалентных связей его атома в данном соединении, современные синонимы этого термина - ковалентность, связность. Именно в ковалентной химической связи проявляется высокая химическая специфичность каждого элемента и каждого его валентного состояния: специфичность энергии связи, степени полярности и стереометрических характеристик - углов связи, их длин. Ионная связь менее специфична; она собственно становится связью только в конденсированных фазах, главным образом в твердых телах, в которых кристаллические структуры ионных веществ довольно однообразны и определяются зарядами и размерами ионов. Поэтому нельзя априорно определять валентность по числу неспаренных электронов в основном состоянии атома, как это иногда делается; валентность определяется числом общих электронных пар между данным атомом и соединенными с ним атомами. При этом в равной мере учитывается каждая а -, я - и 6-связь.
Страницы: 1
Сера (лат. Sulfur) — элемент-неметалл. Химический символ S, порядковый номер в таблице Менделеева — 16. Валентность серы была установлена еще до изучения строения атома. Определили ее значение на основании свойства замещать, притягивать либо присоединять некоторое количество других атомов или групп. Позже исследователи выяснили роль отрицательно заряженных частиц (электронов) в возникновении
Валентность серы: какие особенности атомов влияют на ее значение?
По распространенности на Земле химический элемент находится на 16-м месте. Встречается в виде ярко-желтых кристаллов или порошка в горных породах, вблизи действующих и потухших вулканов. Наиболее известные природные соединения — сульфиды и сульфаты.
Особенности элемента и вещества:
- Сильный неметалл.
- По электроотрицательности (ЭО) или способности притягивать к себе электроны сера уступает только фтору, кислороду, азоту, хлору и брому.
- Взаимодействует с металлами и неметаллами, простыми и сложными веществами.
Отличия в свойствах зависят от строения и состояния атома, разницы в значениях ЭО. Выясним, какая валентность может быть у серы в соединениях. Их химическое поведение зависит от строения энергетических оболочек, числа и расположения внешних электронов в атоме.
Почему валентность бывает разной?
Стабильными являются естественные изотопы серы с массовыми числами 32 (наиболее распространенный), 33, 34 и 36. Атом каждого из этих нуклидов содержит 16 положительно заряженных протонов. В пространстве вблизи ядра передвигаются с огромной скоростью 16 электронов. Они бесконечно малы, отрицательно заряжены. Меньше притягиваются к ядру (более свободны) 6 внешних частиц. Несколько из них или все принимают участие в образовании разных типов химической связи. По современным представлениям валентность серы определяется числом созданных общих (связывающих) электронных пар. Обычно на рисунках и схемах внешние частицы, принимающие участие в этом процессе, изображают точками вокруг химического знака.
Как валентность зависит от строения атома?
С помощью энергетической диаграммы можно показать строение уровней и подуровней (s, p, d), от которых зависит формула валентности серы. Две разнонаправленные стрелочки символизируют спаренные, одна — неспаренные электроны. Внешнее пространство атома серы образуют орбитали 6 частиц, а необходимо 8 для устойчивости по правилу октета. Конфигурацию валентной оболочки отражает формула 3s23p4. Электроны незавершенного слоя обладают большим запасом энергии, что вызывает неустойчивое состояние всего атома. Для достижения стабильности атому серы требуются две дополнительные отрицательные частицы. Они могут быть получены при образовании с другими элементами или за счет поглощения двух свободных электронов. В этом случае сера проявляет валентность II (-). Такое же значение можно получить, используя формулу: 8 - 6 = 2, где 6 — это номер группы, в которой находится элемент.
Где встречаются соединения, в которых валентность серы равна II (-)?
Элемент притягивает или полностью отнимает электроны у атомов с меньшим значением электроотрицательности по шкале Поллинга. Валентность II (-) проявляется в сульфидах металлов и неметаллов. Обширная группа подобных соединений встречается в составе имеющих огромное практическое значение. К ним относятся пирит (FeS), сфалерит (ZnS), галенит (PbS) и другие вещества. Кристаллы сульфида железа имеют красивый желтовато-коричневый цвет и блеск. Часто минерал пирит называют «золотом дураков». Для получения металлов из руд проводят их обжиг или восстановление. Сульфид водорода H2S имеет такую же электронную структуру, как вода. Происхождение H2S:
- выделяется при гниении белков (например, куриного яйца);
- извергается с вулканическими газами;
- накапливается в природных водах, нефти;
- выделяется в пустоты в земной коре.
Почему формула оксида четырехвалентной серы SO2?
Формула диоксида показывает, что один атом серы в молекуле связан с двумя атомами кислорода, каждому из которых необходимо 2 электрона до октета. Возникшая связь является по своей природе ковалентной полярной (ЭО кислорода больше). Валентность серы в этом соединении имеет значение IV (+), потому что 4 электрона атома серы смещаются в сторону двух атомов кислорода. Формулу можно записать так: S2O4, но по правилам нужно сократить на 2. Диоксид при растворении в воде образует ионы слабой сернистой кислоты. Ее соли — сульфиты — сильные восстановители. Газ SO2 служит промежуточным продуктом в
В каких веществах сера проявляет свою высшую валентность?
Оксид SO3 или S2O6 — бесцветная жидкость, при температурах ниже 17°С она твердеет. В соединении SO3 валентность кислорода равна II (-), а серы VI (+). растворяется в воде и образует сильную двухосновную серную кислоту. За большую роль в производственных процессах вещество назвали «хлебом химической промышленности». Важная роль в хозяйстве и медицине принадлежит солям кислоты — сульфатам. Используются кристаллогидрат кальция (гипс), магния (английская или горькая соль).
В образовании разных типов химической связи могут участвовать 1, 2, 3, 4, 6 внешних электронов. Назовем возможные валентности серы, учитывая, что есть редкие и нестабильные соединения: I (-), II (-), II (+), III (+), IV (+), VI (+). Вторую положительную валентность элемент приобретает в монооксиде SO. Наиболее распространенные значения II (-), IV (+), VI (+) проявляет сера в составе группы веществ, имеющих промышленное, сельскохозяйственное и медицинское значение. Ее соединения используются в производстве фейерверков.
Большой проблемой остается улавливание отходящих газов, среди которых вредные для человека и окружающей среды IV (+), VI (+) и сероводород. Созданы технологии для переработки этих газообразных отходов и получения из них серной кислоты, сульфатов. С этой целью химические предприятия возводят рядом с металлургическими комбинатами или в одном районе. В результате объем загрязнений сокращается, меньше возникает «сернокислотных дождей».