Что называется кратностью ковалентной связи запишите молекулярные

Что называется кратностью ковалентной связи запишите молекулярные

На своем сайте я выкладываю уникальные, адаптивные, и качественные шаблоны. Все шаблоны проверяются на всех самых популярных браузерх.
Раньше я занимался простой вёрсткой одностраничных, новостных и т.п. шаблонов на HTML, Bootstrap. Однажды увидев сайты на DLE решил склеить пару шаблонов и выложить их в интернет. В итоге эта парочка шаблонов набрала неплохую популярность и хорошие отзывы, и я решил создать отдельный проект.
Кроме шаблонов я так же буду выкладывать полезную информацию для DataLife Engin и «статейки» для веб мастеров. Так же данный проект будет очень полезен для новичков и для тех, кто хочет правильно содержать свой сайт на DataLife Engine. Надеюсь моя работа вам понравится и вы поддержите этот проект. Как легко и удобно следить за обновлениями на сайте?
Достаточно просто зарегистрироваться на сайте, и уведомления о каждой новой публикации будут приходить на вашу электронную почту!

Задание 1
Какие два механизма образования ковалентной связи вы знаете? Обменный и донорно-акцепторный.
Чем отличается один механизм от другого? При обменном механизме для образования общей электронной пары каждый атом представляет в совместное пользование определённые электроны, а при донорно-акцепторном — один из атомов предоставляет электронную пару (он выступает донором электронной пары), а другой — вакантную орбиталь (его называют акцептором).

Задание 2
Что называется кратностью ковалентной связи? Кратностью ковалентной связи называется число электронных пар, обобществлённых между двумя соседними атомами.
Запишите молекулярные и структурные формулы органических и неорганических веществ с ковалентной связью различной кратности.

Задание 3
Какие типы кристаллических решёток соответствуют веществам с ковалентной связью? Молекулярные и атомные кристаллические решётки.
Сравните свойства веществ с молекулярной и ионной кристаллическими решётками. Вещества с молекулярной кристаллической решёткой легкоплавкие, летучие, часто обладают запахом, а вещества с ионной кристаллической решёткой тугоплавкие, не летучие, в основном не обладают запахом.

Задание 4
Охарактеризуйте атомные кристаллические решётки. В узлах атомных кристаллических решёток располагаются отдельные атомы, связанные между собой очень прочными ковалентными связями. Для веществ с атомными кристаллическими решётками характерны тугоплавкость и высокая твёрдость.
Какие два типа веществ (по составу) их образуют? Простые и сложные вещества.
Сравните вещества с атомными и ионными кристаллическими решётками. Вещества с ионными кристаллическими решётками хрупкие, тугоплавкие, нелетучие, многие растворимы в воде, а с атомными кристаллическими решётками тугоплавкие, очень твердые, не растворимые в воде.

Источник

Что называется кратностью ковалентной связи запишите молекулярные

Ключевые слова конспекта: Ковалентная неполярная и полярная связь. Электроотрицательность. Кратность ковалентной связи. Обменный и донорно–акцепторный механизмы образования ковалентных связей. Полярность связи. Полярность молекулы. Молекулярные и атомные кристаллические решётки.

Все органические соединения (их более 100 миллионов!) построены за счёт ковалентной химической связи. Однако и неорганических соединений с ионной связью меньше, чем с ковалентной.

Теорию ковалентной связи в 1916 г. предложил американский химик Гилберт Льюис. Он объяснил, как возникает химическая связь в двухатомных молекулах водорода Н₂, азота N₂, кислорода O₂, галогенов (F₂, Сl₂, Вг₂, I₂).

Вспомним механизм образования некоторых двухатомных молекул на примере водорода и хлора.

Атом водорода на единственной s-орбитали содержит один электрон. Два атома объединяют непарные электроны в общую пару. Следовательно, у атомов водорода в распоряжении уже два электрона, т. е. их электронная оболочка завершена до устойчивой двухэлектронной оболочки благородного газа гелия.

В структурных формулах общая электронная пара обозначается чёрточкой.

Условно этот процесс можно представить следующим образом. При сближении двух атомов водорода происходит перекрывание их сферических s-орбиталей до тех пор, пока сила отталкивания ядер не будет равна силе притяжения между ядром одного атома и электроном другого. Место взаимопроникновения орбиталей называется электронной плотностью. Это область пространства, где сосредоточен повышенный отрицательный заряд.

Атомы хлора в основном состоянии содержат неспаренный электрон не на s-, а на р-орбитали. В молекуле хлора Сl₂ образование химической связи, т. е. общей электронной пары, происходит за счёт перекрывания р-орбиталей.

Атомы в молекулах водорода и хлора образовали одну общую электронную пару. Такая ковалентная связь называется простой или одинарной.

Иначе образуется химическая связь между двумя атомами азота, имеющими на внешнем энергетическом уровне по пять валентных электронов. До устойчивой восьмиэлектронной оболочки каждому атому не хватает трёх электронов, поэтому атомам придётся предоставить в общую копилку по три электрона и образовать три электронные пары:

Посчитайте: в молекуле азота каждый атом распоряжается восьмью электронами. Два атома азота в молекуле N₂ связаны уже не одинарной, а тройной связью. Очевидно, что такая связь гораздо прочнее. Это и объясняет очень низкую реакционную способность азота.

Следовательно, по числу общих электронных пар, связывающих атомы в молекулы, т. е. по кратности, различают одинарную, двойную и тройную связи.

В рассмотренных примерах ковалентные связи образовывались между одинаковыми атомами, т. е. атомами одного элемента. Понятно, что эти два атома равноправны по отношению к общим электронным парам, которые симметрично располагаются между ядрами двух атомов. Такая химическая связь называется ковалентной неполярной.

Ковалентная связь может образоваться между двумя атомами, которые в соответствии с положением в периодической системе обладают различными неметаллическими свойствами. Усиление неметаллических свойств проявляется в стремлении атома оттянуть общую электронную пару к себе.

Самым электроотрицательным элементом является фтор, за ним неметаллы располагаются следующим образом:

Между атомами разных химических элементов–неметаллов наблюдается аналогичный механизм возникновения ковалентной связи, например:

Однако в этом случае общие электронные пары смещаются в сторону более электроотрицательного элемента. В результате в молекуле НСl и СН₄ на атомах хлора и углерода образуются избыточные отрицательные заряды, которые обозначаются δ – (греческая буква «дельта»), а атомы водорода с дефицитом электронной плотности несут частичные положительные заряды δ + :

Понятно, что между атомами с одинаковой электроотрицательностыо (атомами одного химического элемента-неметалла) образуется ковалентная неполярная связь.

В результате полярности связи Н—Сl молекула хлороводорода представляет собой частицу с двумя противоположно заряженными полюсами — диполь.

Несмотря на то, что в молекуле метана каждая из связей С—Н полярна, она не является диполем. Причина в том, что молекула метана имеет форму правильного тетраэдра, а потому полярность всех связей взаимно компенсируется.

Следовательно, полярность молекулы определяется двумя факторами: полярностью связей в молекуле и её геометрией.

Например, молекулы воды — диполи, имеющие угловую форму:

Наоборот, линейные молекулы СО₂ (углекислого газа) неполярны: , хотя двойные связи С=O сильно поляризованы.

В рассмотренных примерах при образовании полярных и неполярных молекул был реализован обменный механизм возникновения ковалентной связи: каждый из участвующих атомов предоставлял другому на паритетных началах свои непарные электроны, образуя таким образом общие (поделённые) электронные пары. Однако имеется ещё один механизм образования ковалентной связи — донорно-акцепторный.

В результате образования ковалентных связей возникают молекулы. Такая связь преобладает в химических соединениях и значит все они имеют молекулярное строение. Это почти 100 млн органических соединений, большинство веществ, которые при обычных условиях представляют собой газы и жидкости, а также некоторые твёрдые вещества, например ромбическая сера, белый фосфор.

Ковалентная связь определяет два типа решёток: молекулярные и атомные.

В узлах кристаллической решётки вещества молекулярного строения находятся молекулы этого вещества, поэтому кристаллическая решётка такого типа называется молекулярной.

Молекулярную кристаллическую решётку имеют вода, большинство органических веществ, кристаллический йод, сера, почти все переведённые в твёрдое состояние жидкие и газообразные вещества, например «сухой лёд» — твёрдый углекислый газ.

Атомы в молекулах таких веществ связаны достаточно прочными ковалентными связями, а вот между молекулами связи значительно более слабые (вандерваальсовы силы). Разрушить молекулярную кристаллическую решётку нетрудно, поэтому соединения такого строения обычно легкоплавкие, летучие, часто обладают запахом.

Ковалентные связи могут приводить к образованию веществ не только молекулярного, но и атомного строения, т. е. с атомными кристаллическими решётками. В узлах таких кристаллических решёток располагаются отдельные атомы, связанные между собой очень прочными ковалентными связями. Атомная кристаллическая решётка характерна для некоторых простых веществ, например, модификаций бора, кремния, углерода. Если каждый углеродный атом в решётке находится в центре тетраэдра и окружён четырьмя другими атомами углерода, с которыми связан ковалентными неполярными связями, образуется кристаллическая решётка алмаза.

Высокой твёрдости алмаза присвоен высший балл (10) по шкале Мооса.

Это свойство используется для изготовления абразивных (от фр. abrasif — шлифовальный) инструментов, которые предназначены для шлифования, полирования, бурения металлов, керамических материалов, горных пород и т. д. Отшлифованные алмазы — бриллианты — используются в ювелирном деле.

Однако атомы углерода в кристаллической решётке могут располагаться слоями, образуя правильные шестиугольники наподобие пчелиных сот. Между атомами углерода соседних слоёв расстояние больше, чем в слоях, поэтому и связи менее прочные. Такую решётку имеет графит.

Это приводит к тому, что графит, в отличие от алмаза, электропроводен и мягок, но обладает высокой тугоплавкостью. Его используют для изготовления электродов и замедлителей нейтронов в ядерных реакторах. При высоких температурах и давлении из графита получают технические алмазы. Способность оставлять след на бумаге — свойство, на котором основано применение карандашей.

Гораздо более характерны атомные кристаллические решётки для сложных веществ. К ним относятся минералы, основу которых составляют оксид алюминия (наждак, корунд, рубин, сапфир) и оксид кремния(IV) (кварц, кремнезём, горный хрусталь).

Конспект урока по химии «Ковалентная химическая связь». В учебных целях использованы цитаты из пособия «Химия. 11 класс : учеб, для общеобразоват. организаций : базовый уровень / О. С. Габриелян, И. Г. Остроумов, С. А. Сладков. — М. : Просвещение». Выберите дальнейшее действие:

Источник

§ 4. Ковалентная связь

Оглавление

Ковалентная связь

Основным типом химических связей в органических соединениях является ковалентная связь. Рассмотрим механизм её образования и основные характеристики.

Простейший пример соединения с ковалентной связью — молекула водорода Н₂. Атом водорода состоит из положительно заряженного ядра и одного неспаренного электрона, занимающего 1s-орбиталь. При сближении двух атомов водорода происходит перекрывание их электронных облаков:

В результате в пространстве между ядрами происходит увеличение электронной плотности, то есть в этой области концентрируется отрицательный заряд. Этот отрицательный заряд притягивает положительно заряженные ядра, и между атомами формируется химическая связь. Образуется молекула водорода , или Н₂. Такая связь называется ковалентной. Чем больше перекрываются электронные облака атомов, тем прочнее будет ковалентная связь.

Схему образования ковалентной связи между атомами водорода можно представить следующим образом:

Из представленной схемы видно, что ковалентная связь осуществляется посредством общей электронной пары. В электронных формулах электронную пару обычно обозначают двумя точками, расположенными между атомами. Если вокруг таких атомов описать окружности, видно, что каждый атом водорода в молекуле имеет завершённую электронную оболочку, как у атома гелия:

В структурных формулах ковалентная связь обозначается чёрточкой:

Используя понятие общей электронной пары, можно дать краткое определение ковалентной связи.

В молекуле водорода общая электронная пара формируется за счёт неспаренных электронов двух атомов водорода. Следовательно, можно заключить, что число ковалентных связей, которое может образовать элемент, равно числу неспаренных электронов в его атоме.

Например, в атоме водорода один неспаренный электрон, поэтому водород может образовать только одну ковалентную связь. Число ковалентных связей, которое образует данный атом в химическом соединении, называется его валентностью. Например, поскольку валентность водорода равна единице, то в структурных формулах от символа H следует рисовать одну чёрточку:

Рассмотрим основные характеристики ковалентной связи.

Кратность ковалентной связи

На внешнем слое атома фтора имеется один неспаренный электрон, поэтому валентность фтора в соединениях равна единице.

От символа F в структурных формулах следует рисовать одну чёрточку:

На рисунке 4.2. показана схема образования ковалентной связи в молекуле фтора:

В молекуле фтора атомы связывает одна общая электронная пара. Такая связь называется одинарной.

На внешнем слое атома кислорода имеется два неспаренных электрона, поэтому валентность кислорода в соединениях равна двум.

От символа O в структурных формулах следует рисовать две чёрточки:

На рисунке 4.3 показана схема образования ковалентной связи в молекуле кислорода:

В молекуле кислорода атомы связывают две электронные пары. Такая связь называется двойной. Двойная связь прочнее одинарной.

На внешнем слое атома азота имеется три неспаренных электрона, поэтому валентность азота в соединениях равна трём.

От символа N в структурных формулах следует рисовать три чёрточки:

На рисунке 4.4. показана схема образования ковалентной связи в молекуле азота:

В молекуле азота атомы связывают три электронные пары. Такая связь называется тройной. Тройная связь прочнее одинарной и двойной.

Двойные и тройные связи имеют общее название кратные.

В основном состоянии на внешнем слое атома углерода имеется два неспаренных электрона. Однако, атом углерода легко переходит в возбуждённое состояние, в котором имеется четыре неспаренных электрона:

В связи с этим валентность углерода может быть равна четырём. В большинстве соединений углерод четырёхвалентен. Поэтому в структурных формулах от символа C следует рисовать четыре чёрточки:

Атомы углерода могут связываться между собой как одинарными, так и кратными связями. Например, в молекуле этана, имеющего состав С₂Н₆, атомы углерода образуют только одинарные связи:

Двойной ковалентной связью атомы углерода соединены между собой в молекуле этилена (С₂Н₄):

Тройная связь между атомами углерода имеется в молекуле ацетилена (С₂Н₂):

Энергия и длина ковалентной связи

Важнейшими характеристиками ковалентной связи являются её энергия и длина.

Энергия, которую необходимо затратить для разрыва химической связи, называется энергией связи. Энергия связи измеряется в кДж/моль. Чем прочнее связь, тем больше энергии необходимо затратить на её разрыв, следовательно, тем больше энергия связи.

Энергия кратных связей больше, чем одинарных (табл. 4.1). Это вполне понятно, так как для разрушения двух или трёх связей требуется затратить больше энергии, чем для разрыва одной связи.

Атомы, соединённые химической связью, находятся на определённом расстоянии друг от друга. Расстояние между ядрами атомов, образующих связь, называется длиной связи.

Из данных таблицы 1.4 видно, что в ряду этан — этилен — ацетилен с ростом кратности длина связи углерод-углерод уменьшается. То есть при образовании кратных связей атомы сильнее притягиваются друг к другу.

Таблица 4.1. Энергия и длина связи углерод-углерод в некоторых молекулах

Энергия связи углерод-углерод, кДж/моль

Длина связи углерод-углерод, нм

Полярность ковалентной связи

В молекуле водорода H₂ ковалентная связь образуется между атомами одного элемента, поэтому общая электронная пара располагается симметрично (посередине) между ядрами атомов. Такая связь называется ковалентной неполярной.

Пример 1. Ковалентной неполярной связью соединяются между собой атомы неметаллов в простых веществах

Кроме того, ковалентная неполярная связь образуется между атомами углерода в этане , этилене и ацетилене .

При образовании ковалентной связи между атомами разных химических элементов общая электронная пара смещается к более электроотрицательному атому. Такая связь называется ковалентной полярной.

Напомним, что электроотрицательность — это способность атома в химическом соединении притягивать к себе электроны других атомов. Самый электроотрицательный элемент — фтор (ЭО — 4,1).

Пример 2. Ковалентная полярная связь в молекуле фтороводорода HF. Молекула образована атомами водорода и фтора. Электроотрицательность фтора выше, чем водорода, поэтому общая электронная пара будет смещена к более электроотрицательному атому фтора (рис. 4.5).

В результате на атоме фтора возникает частичный отрицательный заряд, на атоме водорода — частичный положительный. Частичные, а не полные заряды возникают вследствие того, что общая электронная пара смещается к атому фтора, но полного перехода электрона от одного атома к другому не происходит. Частичный заряд обозначается греческой буквой δ (дельта):

Связь между атомами водорода и фтора является ковалентной полярной.

Ковалентная полярная связь возникает между атомами неметаллов с различной электроотрицательностью, например в молекулах хлороводорода, воды, аммиака:

Чем сильнее различаются между собой электроотрицательности атомов, образующих ковалентную связь, тем больше будут частичные заряды на атомах и тем более полярной будет связь.

Пример 3. Ковалентные полярные связи в молекулах фтороводорода HF и хлороводорода HCl.

Таблица 4.2. Электроотрицательности и частичные заряды на атомах в молекулах HF и HCl

Частичные заряды на атомах

Из таблицы 4.2 видно, что частичные заряды на атомах в молекуле HF значительно больше, чем в молекуле HCl. Следовательно, связь в молекуле HF более полярна, чем в HCl.

Ковалентная связь осуществляется посредством общих электронных пар. В электронных формулах общую электронную пару обозначают двумя точками, расположенными между атомами. В структурных формулах ковалентную связь обозначают чёрточкой.

Ковалентная связь образуется между атомами неметаллов. Между атомами одного и того же неметалла возникает ковалентная неполярная связь. Между атомами разных неметаллов — ковалентная полярная.

Ковалентная связь бывает одинарной, двойной и тройной. Двойная и тройная связи называются кратными.

Чем прочнее связь, тем больше энергия связи. Энергия кратных связей выше энергии одинарных связей. Кратные связи короче одинарных связей.

Вопросы и задания

1. При помощи электронных формул изобразите образование ковалентных связей в молекулах HCl, H₂O, NH₃, CH₄. Укажите валентности элементов в этих веществах.

2. Учитывая, что валентность водорода и хлора равна единице, углерода — четырём, а кислорода — двум, напишите структурные формулы молекул: CCl₄, CO₂, CH₃Cl, C₂H₆, C₂H₄, C₂H₂, C₂H₅Cl.

3. В какой молекуле, H₂O или NH₃, ковалентные связи более полярные? Составьте структурные формулы этих молекул и укажите знаки частичных зарядов на атомах.

4. Напишите структурную формулу пероксида водорода H₂O₂. Укажите полярные и неполярные связи.

5. В какой молекуле, O₂ или H₂O₂, энергия связи кислород-кислород больше?

6. При сильном нагревании может происходить разрыв связей в молекулах. При этом молекулы распадаются на атомы. Какое вещество, Cl₂ или N₂, будет более устойчиво к нагреванию (термически устойчиво)?

Источник