Определение

Ковалентная связь или молекулярная связь – это химическая связь между двумя атомами, в которой электронные пары являются общими. Ковалентные связи образуются между двумя неметаллическими атомами и неметаллическими соединениями, которые обладают одинаковыми или похожими значениями притяжения (электроотрицательности). Электронные пары, совместно используемые в ковалентной связи, известны как общие пары или пары связи и повышают стабильность отдельных атомов, а также любых других молекула или соединение они могут образовывать.

Ионы – это атомы, в которых слишком мало или слишком много электронов. Это нарушает баланс между протонами и электронами и создает положительно или отрицательно заряженные атомы, известные как ионы. Примерами ионов являются Cl– и H +. В этих примерах ион хлора (Cl–) имеет избыток электронов, создавая отрицательно заряженный ион или анион. Ион водорода (H +) имеет слишком мало электронов, и большее количество положительно заряженных протонов производит положительно заряженный ион или катион. Анион водорода (H-) также возможен, когда водород захватывает другой электрон, Ионы образуют не ковалентные связи, а ионные связи. Когда вы увидите изображения атомных связей, где показан электрический заряд, вы поймете, что это не пример ковалентной связи.

Основы

Ковалентные связи зависят от количества электронов во внешней оболочке (ях) атома. Сколько внешних оболочек имеет элемент, зависит от количества электронов в атоме. Самый простой элемент, водород, имеет одну внешнюю оболочку, потому что он имеет только один электрон. Металлический натрий имеет три электронных оболочки; первая оболочка, ближайшая к ядру, содержит два электрона, а вторая, внешняя оболочка содержит один электрон.

Не волнуйтесь, это не то, что вы должны запомнить для каждого элемента. К счастью, все атомы должны следовать одним и тем же правилам. Это означает, что первая оболочка каждого атома может обеспечить пространство минимум для одного и максимум для двух электронов. Есть только два атома с одной оболочкой – водород и гелий. Это отличные примеры, поскольку они быстро показывают, как периодическая таблица может помочь нам выяснить, как будет реагировать атом. Водород находится слева от таблицы Менделеева, что говорит о его высокой реактивности – он всегда ищет другой электрон, чтобы заполнить свою оболочку. Гелий, справа от периодической таблицы, имеет полный набор электронов в своей единственной оболочке. Он является частью групп инертного газа и очень маловероятно, что он вступит в реакцию (без посторонней помощи) с другим атомом. Эта первая оболочка – ближайшая оболочка к ядру атома – чаще всего называется K-оболочкой.

Вторая оболочка – L-оболочка – вмещает до восьми электронов. Третья оболочка, не удивительно называемая М-оболочкой, обеспечивает пространство максимум для восемнадцати электронов. Четвертая, пятая и шестая оболочки содержат до 32, 50 и 72 электронов соответственно. Чем больше число оболочек, тем больше энергия – это потому, что внешние электроны должны перемещаться и вращаться намного дальше от ядра. Эти внешние электроны ответственны за связь, поскольку положительно заряженное ядро ​​оказывает гораздо меньшее влияние, чем дальше от него находится электрон. Диаграмма ниже показывает нам, как электроны вращаются вокруг атома на четырех электронных оболочках.

Внешняя оболочка любого атома называется валентной оболочкой, и именно в этой оболочке происходит всякая связь. Мы называем способность элемента реагировать с другим своей валентностью. Когда валентная оболочка имеет менее восьми электронов, атом попытается исправить ситуацию с помощью связи.

Последний момент, который необходимо понять, это то, как мы узнаем, является ли элемент реактивным или нет. Это зависит от его валентной оболочки и, к счастью, ответить на этот вопрос очень просто благодаря периодической таблице. Так же, как мы видели ранее с водородом и гелием, периодическая таблица помещает элементы в очень показательные группы. Гелий находится в группе 18 периодической таблицы элементов, и эта группа также известна как группа инертных газов или благородных газов. Слово «инертный» говорит нам, что гелий не очень реактивный элемент. Мы также знаем это, потому что его валентная оболочка содержит восемь электронов (которые мы можем вычислить, если мы знаем атомный номер и максимальное число электронов на оболочку), и, как говорит правило октетов, валентная оболочка с восемью или более электронами стабильна ,

Натрий, с другой стороны, имеет атомный номер одиннадцать. Он заполняет K-оболочку, L-оболочку и часть M-оболочки (2, 8, 1). В его валентной оболочке есть только один электрон, такой же, как водород. Это говорит нам о том, что натрий крайне нестабилен и будет реагировать с окружающими его атомами, чтобы избавиться от этого одного электрона. Каждый элемент в первой группе периодической таблицы очень реактивен. Отдельный атом водорода редко остается одиноким надолго. Он либо присоединяется к другой молекуле водорода с образованием H2, либо вступает в реакцию с другими элементами. В форме H2 валентные оболочки с ковалентной связью имеют идеальный максимум – два электрона.

Ковалентные и другие облигации

Различия ковалентной связи, ионной связи и металлической связи обусловлены электрическими зарядами и насыщением валентных оболочек различных типов элементов и их соответствующих групп. Определение ковалентной связи представляет собой химическую связь между двумя очень похожими заряженными неметаллическими атомами. В этом случае атомы, близкие друг к другу, будут иметь один или несколько валентных электронов (не обменивать их) и образуют молекулу. Сколько электронов распределяется между двумя атомами, определяет, является ли ковалентная связь одинарной, двойной или тройной. Одинарная ковалентная связь образуется между двумя электронами, общими для двух атомов, двойная ковалентная связь является результатом того, что четыре электрона разделяются двумя атомами, а тройная ковалентная связь – самая сильная из ковалентных связей – образуется, когда шесть электронов делятся между два атома. Молекула может иметь смесь ковалентных связей, а элемент может связываться с более чем одним атомом; однако ковалентные связи специфически имеют дело с двумя атомами, разделяющими электроны. Ковалентные соединения могут быть найдены в газах, жидкостях и твердых телах и не эффективно проводят электричество или тепло.

Приближаясь друг к другу, притяжение ядер каждого атома к одним и тем же электронам образует связь. Другими словами, это менее обмен, чем время, проводимое валентным электроном вблизи валентной орбиты другого атома. Примерами ковалентных связей являются диводород (H2), вода (H2O), метан (CH4), хлор (Cl2), азот (N2) и диоксид углерода (CO2). Некоторые из этих облигаций изображены ниже.

В ионных связях один ион является металлом, а другой – неметаллом. Вы также должны знать, что отрицательные ионы связываются с положительными ионами и наоборот. Например, положительно заряженные ионы натрия связываются с отрицательно заряженными хлорид-ионами с образованием молекулы нейтрально заряженной соли (Na-Cl). Ионы лития (L +) образуют ионные связи с ионами бромида (Br–) с образованием нейтрально заряженного бромида лития (Li-Br).

Металлы находятся в самых ранних группах периодической таблицы, и это указывает на недостаток электронов в валентной оболочке. Гораздо проще и более энергоэффективно пожертвовать небольшое количество электронов и рассчитывать на стабильность оболочки под ними, чем использовать энергию для добавления семи, шести или пяти дополнительных электронов к почти пустой валентной оболочке. С другой стороны, неметаллы появляются в периодической таблице довольно поздно и, как правило, обладают шестью или семью электронами внешней оболочки; это означает, что неметаллические ионы гораздо чаще получают электроны для формирования полной внешней оболочки, поскольку это требует наименьших затрат энергии.

Третий тип атомной связи – металлическая связь. Это серия связей, образованных между несколькими атомами металла, а не ионами металла, и характеризуется электронным обменом в валентной оболочке между несколькими соседними атомами металла. Эти многочисленные атомы металла образуют решетчатую структуру, которая окружена электронами. Эти свободные электроны не привязаны к одной орбите одного атома, а являются нелокализованными. Обычно положительные заряды ядер с несколькими атомами металла отталкивают друг друга; однако облако окружающих отрицательно заряженных электронов (электронов проводимости) удерживает эти металлические ядра в тесном образовании. Именно электроны проводимости придают металлам их высокие термические и электрические свойства.

Как помогают группы периодических таблиц?

Знание того, что атомы являются металлом, металлоидом или неметаллом, и знание того, когда атом находится в его ионной форме, значительно облегчает понимание и распознавание ковалентных и других типов атомных связей.

Периодическая таблица разбита на группы (или семейства) и категории. Семь горизонтальных рядов известны как периоды. Вертикальные ряды создают восемнадцать столбцов. Эти восемнадцать столбцов разделены на группы с I по VIII (A и B). Просмотр периодической таблицы не сильно помогает в определении типа облигации. Это группа, которая дает нам больше всего подсказок.

Группы, как правило, имеют сходные характеристики; они формируют семьи, которые ведут себя и выглядят определенным образом. Тем не менее, эти категории также дают нам дополнительную информацию. Есть восемь групп, как показано ниже.

Периодическая таблица также полезна при рассмотрении неполярных и полярных ковалентных связей, которые описывают ковалентные связи между похожими и не очень похожими атомами соответственно. Если два атома отличаются, шансы высоки, один из них будет иметь меньше электронных оболочек. Валентная оболочка этого атома будет ближе к ядру атома и немного сильнее, чем валентная оболочка более крупного атома. Общие атомы будут проводить больше времени на орбитах более сильного атома. Это описывает электроотрицательность элемента. В таблице Менделеева, чем дальше направо, тем выше электроотрицательность. Чем дальше вы путешествуете, тем ниже негатив.

Ковалентные связи и водород

Ковалентные связи и водород идут рука об руку. Всегда легче использовать водород, если вы хотите сохранить ковалентную связь простой. Водород имеет атомный номер один. Мы уже знаем, что это число указывает на ядро ​​с одним протоном, и мы можем предположить, что водород также имеет один электрон. С одним отрицательным зарядом (электроном) и одним положительным зарядом (протоном) водород периодической системы представляет собой нейтральный атом, а не ион. Это газ, а не металл. Следовательно, водород является кандидатом на ковалентную связь.

Как мы уже видели, водород долго не остается единичным и всегда готов найти партнера. Это потому, что его единственная оболочка имеет один атом, где есть место для двух. H2 – это газ, который образуется, когда два атома водорода связываются посредством ковалентной связи. Это также известно как дигидроген или молекулярный водород. Одна молекула H2 содержит два протона и два электрона. Это самая распространенная форма водорода, потому что она чрезвычайно стабильна. Что может сбить с толку, так это термин водородная связь. Это не ковалентная связь и не описывает H2, но специфические связи между атомом водорода и фтора, кислорода или азота. Мы не будем здесь рассматривать водородные связи, только ковалентные.

Молекулы двухатомного водорода образуются, когда сталкиваются два атома водорода. Поскольку K-оболочки обоих атомов содержат только один электрон, если каждый атом разделяет один электрон и занимает другой, они оба будут наслаждаться стабильностью полной валентной оболочки. Чтобы образовать ковалентную связь, элемент не может быть в его ионной форме, он должен быть неметаллическим или переходным металлом и должен быть похож по форме и заряду на своего нового партнера. Кроме того, неметаллические атомы должны быть частично нестабильными; благородные газы с полными валентными оболочками почти никогда не образуют молекулы или имеют ионные формы.

Только когда два атома одного и того же элемента образуют ковалентную связь, их электроны будут одинаково распределены. Если разные элементы разделяют электроны посредством ковалентной связи, электроны одного атома будут иметь более высокую электроотрицательность (более высокую тяговую мощность) благодаря более близкому расстоянию ядра атома к окружающим его электронам. Чем ближе валентная оболочка находится к ядру, тем больше его электроотрицательность. Когда один атом образует связь с атомом другого типа, результатом является полярная ковалентная связь. Там, где уровни электроотрицательности одинаковы, будут образовываться неполярные ковалентные связи. Вы можете найти отдельные статьи для этих типов облигаций, которые описывают их подробно. Кроме того, эта статья дает краткое резюме это смотрит на то, как наличие электроотрицательности может определять тип ковалентной связи.

викторина

Список используемой литературы

Показать спрятать

  • Michael D, Mingos P, Ed. (2016). «Химическая связь: 100 лет и становится сильнее». Швейцария, Springer International Publishing.
  • Бент, Х. (2011). «Молекулы и химическая связь». Блумингтон, издательство Trafford.
  • Lodish H., Berk A, Zipursky SL, et al. (2000). «Молекулярный клетка Биология. 4-е издание ». Нью-Йорк: У. Х. Фриман; Раздел 2.1, Ковалентные облигации. Получено с: https://www.ncbi.nlm.nih.gov/books/NBK21595/

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *