Каков механизм образования ковалентной связи кратко
Обновлено: 02.07.2024
Темы кодификатора ЕГЭ: Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь
Сначала рассмотрим связи, которые возникают между частицами внутри молекул. Такие связи называют внутримолекулярными.
Химическая связь между атомами химических элементов имеет электростатическую природу и образуется за счет взаимодействия внешних (валентных) электронов, в большей или меньшей степени удерживаемых положительно заряженными ядрами связываемых атомов.
Ключевое понятие здесь – ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ . Именно она определяет тип химической связи между атомами и свойства этой связи.
Электроотрицательность χ – это способность атома притягивать (удерживать) внешние (валентные) электроны. Электроотрицательность определяется степенью притяжения внешних электронов к ядру и зависит, преимущественно, от радиуса атома и заряда ядра.
Электроотрицательность сложно определить однозначно. Л.Полинг составил таблицу относительных электроотрицательностей (на основе энергий связей двухатомных молекул). Наиболее электроотрицательный элемент – фтор со значением 4 .
Важно отметить, что в различных источниках можно встретить разные шкалы и таблицы значений электроотрицательности. Этого не стоит пугаться, поскольку при образовании химической связи играет роль разность электроотрицательностей атомов, а она примерно одинакова в любой системе.
Если один из атомов в химической связи А:В сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается к нему. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, тем сильнее смещается электронная пара.
Если значения электроотрицательностей взаимодействующих атомов равны или примерно равны: ЭО(А)≈ЭО(В) , то общая электронная пара не смещается ни к одному из атомов: А : В . Такая связь называется ковалентной неполярной.
Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются, но не сильно (разница электроотрицательностей примерно от 0,4 до 2: 0,4 ), то электронная пара смещается к одному из атомов. Такая связь называется ковалентная полярная .
Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются существенно (разница электроотрицательностей больше 2: ΔЭО>2 ), то один из электронов практически полностью переходит к другому атому, с образованием ионов . Такая связь называется ионная .
Основные типы химических связей — ковалентная, ионная и металлическая связи. Рассмотрим их подробнее.
Ковалентная химическая связь
Ковалентная связь – это химическая связь , образованная за счет образования общей электронной пары А:В . При этом у двух атомов перекрываются атомные орбитали. Ковалентная связь образуется при взаимодействии атомов с небольшой разницей электроотрицательностей (как правило, между двумя неметаллами) или атомов одного элемента.
Основные свойства ковалентных связей
Эти свойства связи влияют на химические и физические свойства веществ.
Направленность связи характеризует химическое строение и форму веществ. Углы между двумя связями называются валентными. Например, в молекуле воды валентный угол H-O-H равен 104,45 о , поэтому молекула воды — полярная, а в молекуле метана валентный угол Н-С-Н 108 о 28′.
Насыщаемость — это способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных химических связей. Количество связей, которые способен образовывать атом, называется валентностью.
Полярность связи возникает из-за неравномерного распределения электронной плотности между двумя атомами с различной электроотрицательностью. Ковалентные связи делят на полярные и неполярные.
Поляризуемость связи — это способность электронов связи смещаться под действием внешнего электрического поля (в частности, электрического поля другой частицы). Поляризуемость зависит от подвижности электронов. Чем дальше электрон находится от ядра, тем он более подвижен, соответственно и молекула более поляризуема.
Ковалентная неполярная химическая связь
Существует 2 вида ковалентного связывания – ПОЛЯРНЫЙ и НЕПОЛЯРНЫЙ .
Пример . Рассмотрим строение молекулы водорода H2. Каждый атом водорода на внешнем энергетическом уровне несет 1 неспаренный электрон. Для отображения атома используем структуру Льюиса – это схема строения внешнего энергетического уровня атома, когда электроны обозначаются точками. Модели точечных структур Льюиса неплохо помогают при работе с элементами второго периода.
H . + . H = H:H
Таким образом, в молекуле водорода одна общая электронная пара и одна химическая связь H–H. Эта электронная пара не смещается ни к одному из атомов водорода, т.к. электроотрицательность у атомов водорода одинаковая. Такая связь называется ковалентной неполярной .
Ковалентная неполярная (симметричная) связь – это ковалентная связь, образованная атомами с равной элетроотрицательностью (как правило, одинаковыми неметаллами) и, следовательно, с равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов.
Дипольный момент неполярных связей равен 0.
Ковалентная полярная химическая связь
Ковалентная полярная связь – это ковалентная связь, которая возникает между атомами с разной электроотрицательностью (как правило, разными неметаллами) и характеризуется смещением общей электронной пары к более электроотрицательному атому (поляризацией).
Электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому – следовательно, на нем возникает частичный отрицательный заряд (δ-), а на менее электроотрицательном атоме возникает частичный положительный заряд (δ+, дельта +).
Чем больше различие в электроотрицательностях атомов, тем выше полярность связи и тем больше дипольный момент . Между соседними молекулами и противоположными по знаку зарядами действуют дополнительные силы притяжения, что увеличивает прочность связи.
Полярность связи влияет на физические и химические свойства соединений. От полярности связи зависят механизмы реакций и даже реакционная способность соседних связей. Полярность связи зачастую определяет полярность молекулы и, таким образом, непосредственно влияет на такие физические свойства как температуре кипения и температура плавления, растворимость в полярных растворителях.
Механизмы образования ковалентной связи
Ковалентная химическая связь может возникать по 2 механизмам:
1. Обменный механизм образования ковалентной химической связи – это когда каждая частица предоставляет для образования общей электронной пары один неспаренный электрон:
А . + . В= А:В
2. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи – это такой механизм, при котором одна из частиц предоставляет неподеленную электронную пару, а другая частица предоставляет вакантную орбиталь для этой электронной пары:
А: + B= А:В
При этом один из атомов предоставляет неподеленную электронную пару ( донор ), а другой атом предоставляет вакантную орбиталь для этой пары ( акцептор ). В результате образования связи оба энергия электронов уменьшается, т.е. это выгодно для атомов.
Ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, не отличается по свойствам от других ковалентных связей, образованных по обменному механизму. Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму характерно для атомов либо с большим числом электронов на внешнем энергетическом уровне (доноры электронов), либо наоборот, с очень малым числом электронов (акцепторы электронов). Более подробно валентные возможности атомов рассмотрены в соответствующей статье.
Ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму образуется:
– в молекуле угарного газа CO (связь в молекуле – тройная, 2 связи образованы по обменному механизму, одна – по донорно-акцепторному): C≡O;
– в ионе аммония NH4 + , в ионах органических аминов, например, в ионе метиламмония CH3-NH2 + ;
– в комплексных соединениях, химическая связь между центральным атомом и группами лигандов, например, в тетрагидроксоалюминате натрия Na[Al(OH)4] связь между алюминием и гидроксид-ионами;
– в азотной кислоте и ее солях — нитратах: HNO3, NaNO3, в некоторых других соединениях азота;
– в молекуле озона O3.
Основные характеристики ковалентной связи
Ковалентная связь, как правило, образуется между атомами неметаллов. Основными характеристиками ковалентной связи являются длина, энергия, кратность и направленность.
Кратность химической связи
Кратность химической связи — это число общих электронных пар между двумя атомами в соединении. Кратность связи достаточно легко можно определить из значения валентности атомов, образующих молекулу.
Например , в молекуле водорода H2 кратность связи равна 1, т.к. у каждого водорода только 1 неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне, следовательно, образуется одна общая электронная пара.
В молекуле кислорода O2 кратность связи равна 2, т.к. у каждого атома на внешнем энергетическом уровне есть по 2 неспаренных электрона: O=O.
В молекуле азота N2 кратность связи равна 3, т.к. между у каждого атома по 3 неспаренных электрона на внешнем энергетическом уровне, и атомы образуют 3 общие электронные пары N≡N.
Длина ковалентной связи
Длина химической связи – это расстояние между центрами ядер атомов, образующих связь. Ее определяют экспериментальными физическими методами. Оценить величину длины связи можно примерно, по правилу аддитивности, согласно которому длина связи в молекуле АВ приблизительно равна полусумме длин связей в молекулах А2 и В2:
Длину химической связи можно примерно оценить по радиусам атомов, образующих связь, или по кратности связи, если радиусы атомов не сильно отличаются.
При увеличении радиусов атомов, образующих связь, длина связи увеличится.
Например . В ряду: C–C, C=C, C≡C длина связи уменьшается.
Длина связи, нм
При увеличении кратности связи между атомами (атомные радиусы которых не отличаются, либо отличаются незначительно) длина связи уменьшится.
Например . В ряду: C–C, C=C, C≡C длина связи уменьшается.
Длина связи, нм
Энергия связи
Мерой прочности химической связи является энергия связи. Энергия связи определяется энергией, необходимой для разрыва связи и удаления атомов, образующих эту связь, на бесконечно большое расстояние друг от друга.
Ковалентная связь является очень прочной. Ее энергия составляет от нескольких десятков до нескольких сотен кДж/моль. Чем больше энергия связи, тем больше прочность связи, и наоборот.
Прочность химической связи зависит от длины связи, полярности связи и кратности связи. Чем длиннее химическая связь, тем легче ее разорвать, и тем меньше энергия связи, тем ниже ее прочность. Чем короче химическая связь, тем она прочнее, и тем больше энергия связи.
Например , в ряду соединений HF, HCl, HBr слева направо прочность химической связи уменьшается, т.к. увеличивается длина связи.
Ионная химическая связь
Ионная связь — это химическая связь, основанная на электростатическом притяжении ионов.
Ионы образуются в процессе принятия или отдачи электронов атомами. Например, атомы всех металлов слабо удерживают электроны внешнего энергетического уровня. Поэтому для атомов металлов характерны восстановительные свойства — способность отдавать электроны.
Пример. Атом натрия содержит на 3 энергетическом уровне 1 электрон. Легко отдавая его, атом натрия образует гораздо более устойчивый ион Na + , с электронной конфигурацией благородного газа неона Ne. В ионе натрия содержится 11 протонов и только 10 электронов, поэтому суммарный заряд иона -10+11 = +1:
+11 Na ) 2 ) 8 ) 1 — 1e = +11 Na + ) 2 ) 8
Пример. Атом хлора на внешнем энергетическом уровне содержит 7 электронов. Чтобы приобрести конфигурацию стабильного инертного атома аргона Ar, хлору необходимо присоединить 1 электрон. После присоединения электрона образуется стабильный ион хлора, состоящий из электронов. Суммарный заряд иона равен -1:
+17 Cl ) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8
Обратите внимание:
- Свойства ионов отличаются от свойств атомов!
- Устойчивые ионы могут образовывать не только атомы, но и группы атомов. Например: ион аммония NH4 + , сульфат-ион SO4 2- и др. Химические связи, образованные такими ионами, также считаются ионными;
- Ионную связь, как правило, образуют между собой металлы и неметаллы (группы неметаллов);
Образовавшиеся ионы притягиваются за счет электрического притяжения: Na + Cl — , Na2 + SO4 2- .
Наглядно обобщим различие между ковалентными и ионным типами связи:
Металлическая химическая связь
Металлическая связь — это связь, которую образуют относительно свободные электроны между ионами металлов, образующих кристаллическую решетку.
У атомов металлов на внешнем энергетическом уровне обычно расположены от одного до трех электронов. Радиусы у атомов металлов, как правило, большие — следовательно, атомы металлов, в отличие от неметаллов, достаточно легко отдают наружные электроны, т.е. являются сильными восстановителями.
Отдавая электроны, атомы металлов превращаются в положительно заряженные ионы . Оторвавшиеся электроны относительно свободно перемещаются между положительно заряженными ионами металлов. Между этими частицами возникает связь, т.к. общие электроны удерживают катионы металлов, расположенные слоями, вместе , создавая таким образом достаточно прочную металлическую кристаллическую решетку . При этом электроны непрерывно хаотично двигаются, т.е. постоянно возникают новые нейтральные атомы и новые катионы.
Отдельно стоит рассмотреть взаимодействия, возникающие между отдельными молекулами в веществе — межмолекулярные взаимодействия . Межмолекулярные взаимодействия — это такой вид взаимодействия между нейтральными атомами, при котором не появляются новые ковалентные связи. Силы взаимодействия между молекулами обнаружены Ван-дер Ваальсом в 1869 году, и названы в честь него Ван-дар-Ваальсовыми силами. Силы Ван-дер-Ваальса делятся на ориентационные , индукционные и дисперсионные . Энергия межмолекулярных взаимодействий намного меньше энергии химической связи.
Ориентационные силы притяжения возникают между полярными молекулами (диполь-диполь взаимодействие). Эти силы возникают между полярными молекулами. Индукционные взаимодействия — это взаимодействие между полярной молекулой и неполярной. Неполярная молекула поляризуется из-за действия полярной, что и порождает дополнительное электростатическое притяжение.
Особый вид межмолекулярного взаимодействия — водородные связи. Водородные связи — это межмолекулярные (или внутримолекулярные) химические связи, возникающие между молекулами, в которых есть сильно полярные ковалентные связи — H-F, H-O или H-N . Если в молекуле есть такие связи, то между молекулами будут возникать дополнительные силы притяжения.
Механизм образования водородной связи частично электростатический, а частично — донорно–акцепторный. При этом донором электронной пары выступают атом сильно электроотрицательного элемента (F, O, N), а акцептором — атомы водорода, соединенные с этими атомами. Для водородной связи характерны направленность в пространстве и насыщаемость .
Водородную связь можно обозначать точками: Н ··· O. Чем больше электроотрицательность атома, соединенного с водородом, и чем меньше его размеры, тем крепче водородная связь. Она характерна прежде всего для соединений фтора с водородом , а также к ислорода с водородом , в меньшей степени азота с водородом .
Водородные связи возникают между следующими веществами:
— фтороводород HF (газ, раствор фтороводорода в воде — плавиковая кислота), вода H2O (пар, лед, жидкая вода):
— раствор аммиака и органических аминов — между молекулами аммиака и воды;
— органические соединения, в которых связи O-H или N-H: спирты, карбоновые кислоты, амины, аминокислоты, фенолы, анилин и его производные, белки, растворы углеводов — моносахаридов и дисахаридов.
Водородная связь оказывает влияние на физические и химические свойства веществ. Так, дополнительное притяжение между молекулами затрудняет кипение веществ. У веществ с водородными связями наблюдается аномальное повышение температуры кипения.
Например , как правило, при повышении молекулярной массы наблюдается повышение температуры кипения веществ. Однако в ряду веществ H2O-H2S-H2Se-H2Te мы не наблюдаем линейное изменение температур кипения.
А именно, у воды температура кипения аномально высокая — не меньше -61 о С, как показывает нам прямая линия, а намного больше, +100 о С. Эта аномалия объясняется наличием водородных связей между молекулами воды. Следовательно, при обычных условиях (0-20 о С) вода является жидкостью по фазовому состоянию.
Алмаз и кремний имеют высокую твердость и не растворяются в воде, а кристаллы поваренной соли хоть и тверды, но отлично растворимы. Эти физические свойства обусловлены разным строением вещества и разными химическими связями между атомами. В этом материале, основанном на программе 9 класса, мы рассмотрим наиболее прочные химические связи в молекуле — ковалентные.
О чем эта статья:
Что такое ковалентная связь
На примере ковалентных связей удобно описывать механизм химической связи в целом. Впервые это сделал американский ученый Гилберт Льюис, анализируя взаимодействие между частицами в молекулах водорода, азота, кислорода и других простых неметаллов.
Как происходит такое взаимодействие? Атом водорода отличается очень простым строением — его электронное облако или орбиталь содержит лишь один свободный (валентный) электрон. При сближении двух атомов водорода их орбитали пересекаются и начинают частично перекрывать друг друга.
Свободные электроны на этих орбиталях объединяются в пару, которая принадлежит обоим участникам взаимодействия. Это и есть процесс образования ковалентной связи. По ее итогам каждый атом имеет уже два электрона и приобретает устойчивую внешнюю оболочку.
Ковалентная связь — это образование общей электронной пары у двух атомов вещества при сближении ядер этих атомов.
В зависимости от того, будет ли пара принадлежать обоим атомам в равной мере или сместится к одному из них, ковалентная связь бывает полярной или неполярной.
Ковалентная неполярная связь
Приведенный выше пример с атомами водорода иллюстрирует ковалентную неполярную связь. Образованная пара электронов находится на общей молекулярной орбитали и принадлежит обоим атомам. Это происходит потому, что в простых веществах взаимодействуют атомы с одинаковой электроотрицательностью (ЭО), т. е. они имеют равную способность притягивать электроны.
Ковалентная неполярная связь — это такое взаимодействие двух атомов, при котором их общая пара электронов равноудалена от атомных ядер и одинаково принадлежит обоим атомам. Другими словами, электронная плотность (область, в которой наиболее вероятно нахождение электронов) распределена равномерно.
Ковалентная неполярная связь образуется между атомами элементарных веществ с одинаковой ЭО.
Интересный пример ковалентной связи этого типа — молекула ромбической серы S8. У атома серы есть 2 свободных электрона, поэтому он может образовать 2 связи. Это простое вещество, а значит, все атомы будут притягивать электроны с одинаковой силой.
Формула данного вещества с ковалентной неполярной связью:
Ковалентная полярная связь
Мы рассмотрели, как проходит ковалентная химическая связь в молекулах, где все частицы одинаковы. Но если сблизить два атома с разной ЭО — например, водорода и хлора, получится другая картина. Поскольку у хлора ЭО выше и он притягивает электроны немного сильнее, чем водород, общая пара смещается в его сторону. Другими словами, у такой химической связи есть полярность.
Атом, принимающий электроны (в данном случае хлор), приобретает условно отрицательный заряд. Второй же атом, отдающий валентные электроны, заряжается положительно.
Ковалентная полярная связь — это электронный обмен между двумя атомами в молекуле вещества, при котором общая пара электронов смещается к одному атому (более электроотрицательному). Электронная плотность распределена неравномерно.
Ковалентная полярная связь образуется между атомами неметаллов с разной ЭО в составе сложных веществ.
Проиллюстрируем все, о чем сказано в определении ковалентной полярной связи, на примерах.
В молекуле аммиака NH3 атом азота имеет 3 свободных электрона, т. е. может образовать 3 химические связи. Поскольку это сложное вещество, состоящее из атомов неметаллов, можно говорить о полярности. Атом азота имеет общие электронные пары с тремя атомами водорода. При этом азот обладает более высокой ЭО, чем водород, поэтому электронная плотность смещена в его сторону.
Формула данного вещества с ковалентной полярной связью:
Механизмы образования ковалентной связи
Не всегда взаимодействие атомов происходит так, как в молекуле водорода. Иногда один атом отдает оба электрона, а второй забирает их на свою свободную орбиталь. В зависимости от этого выделяют два механизма ковалентной связи:
Обменный механизм — объединение в пару свободных электронов от взаимодействующих атомов (по одному электрону от каждого).
Донорно-акцепторный механизм — процесс, при котором атом-донор отдает два электрона, а атом-акцептор предоставляет для них орбиталь.
Химическую связь, образованную по донорно-акцепторному принципу, можно рассмотреть на примере молекулы катиона аммония. В данном случае атом азота, который содержится в аммиаке NH3, имеет неподеленную пару электронов и является донором. Он передает эти электроны на орбиталь атома водорода — акцептора. В результате такой связи образуется молекула NH4 + в форме тетраэдра, где углы представлены четырьмя атомами водорода.
Вещества, в молекулах которых есть хотя бы одна ковалентная химическая связь, осуществляемая по донорно-акцепторному принципу:
NH4 + Cl, NH4 + Br;
Кратность ковалентной связи
Ковалентная связь может подразумевать образование как одной пары электронов, так и двух или даже трех. Исходя из того, сколько именно получилось пар, выделяют одинарные, двойные и тройные связи. В формулах они обозначаются соответствующим количество черточек.
Кратность ковалентной связи — это количество созданных общих электронных пар у двух атомов.
Например, в молекуле хлора Cl2 каждый атом содержит по одному валентному электрону на внешней p-орбитали. При сближении атомов происходит перекрывание орбиталей и свободные электроны соединяются в одну общую пару. Это одинарная ковалентная связь. В данном случае она будет неполярной, поскольку речь идет о простом веществе.
Посмотрим теперь, что происходит с атомами азота, у которых на внешней орбитали целых 5 валентных электронов. Как мы помним, все частицы стремятся приобрести устойчивую форму, которая предполагает двухэлектронную или восьмиэлектронную внешнюю оболочку. Таким образом, атомам азота нужно довести количество электронов на внешней орбитали до 8, для чего они отдают в общие пары по 3 электрона. В результате получаются 3 электронные пары, и такая химическая связь называется тройной.
Характеристики ковалентной связи
К ковалентным связям применимы те же общие закономерности, что и для других типов. Например, чем меньше длина ковалентной связи, тем она прочнее. Но есть и специфические свойства, которые появляются только при этом виде взаимодействия:
Насыщаемость ковалентной связи
Насыщаемость говорит об ограничениях по количеству взаимодействий, в которые может вступать один атом. Таких взаимодействий, т. е. химических связей, может быть ровно столько, сколько у атома неспаренных электронов. Как мы помним из примеров выше, у водорода один валентный электрон, поэтому он может образовать только одинарную ковалентную связь.
Количество свободных электронов может увеличиться, если атом перейдет в возбужденное состояние. В этом случае происходит распаривание электронов и перемещение их на свободные орбитали более высоких подуровней внешнего уровня. Эти распаренные электроны также способны вступать в химические связи.
Полярность ковалентной связи
Полярность связи — это смещение электронной плотности к одному из атомов. Чем больше выражено такое смещение, тем более полярной является связь. Напомним, что электронная плотность смещается всегда в сторону более электроотрицательного элемента. Следовательно, большая разница в ЭО между атомами обуславливает высокую полярность связи.
Атом, к которому смещается общая пара электронов, заряжается отрицательно. Данный заряд обозначают буквой δ - . Второй атом заряжается положительно, и этот заряд обозначают буквой δ + . Очень часто центры положительного и отрицательного зарядов разделяет некоторое расстояние. Молекулы с таким устройством называют диполями (поскольку они имеют два полюса)
Логично предположить, что ковалентная полярная химическая связь всегда ведет к образованию диполей. Но это не так. В одной молекуле часто присутствует несколько типов связи, и если один из них вызывает смещение электронной пары, то другой может это компенсировать. В таком случае получится неполярная молекула (например, CO2)
Смещение электронной плотности в сторону одного из атомов, связанных ковалентной полярной связью, в структурной формуле можно обозначить стрелкой или дугой. Стрелка используется, если перекрываемые орбитали атомов находятся на одной оси, а дуга — если они расположены под углом.
Направленность ковалентной связи
Ковалентная связь становится направленной, если в ней участвуют атомы, чьи орбитали (электронные облака) находятся под определенным углом друг к другу. Если провести воображаемые линии между связанными атомами, можно увидеть этот угол — он называется валентным. По значениям валентных углов легко определить строение молекулы вещества, ее геометрическую форму.
В зависимости от взаимного расположения орбиталей выделяют:
σ-связи, которые образуются, если перекрывание орбиталей идет по оси, соединяющей ядра атомов (т. е. линейно);
π-связи, которые предполагают боковое перекрывание (электронные облака находятся под углом друг к другу).
Как понятно из этих определений, два атома могут иметь только одну σ-связь, а в дополнение к этому они могут быть связаны с другими атомами π-связями.
Вопросы для самопроверки
Дайте определение ковалентной связи.
Что такое ковалентная полярная связь, чем она отличается от неполярной?
Исключите лишнее: ковалентная полярная связь характерна для H2S, O2, N2O5, SF6.
В рассмотренных на стр.32 учебника примерах образования ковалентной связи каждый из атомов предоставил в общую электронную пару по одному электрону. Такой механизм образования ковалентной связи называют обменным. Однако существует и другой механизм: один из атомов обладает свободной электронной парой (ее называют неподеленной) и передает ее в общее пользование с другим атомом, у которого имеется свободная (пустая, вакантная) орбиталь. Первый атом называют донором, а второй — акцептором. Такой механизм образования ковалентной связи называют донорно-акцепторным.
№4. См. стр. 32. Примеры.
связь, осуществляемая за счёт образования общих электронных пар, принадлежащих обоим атомам.
Существуют два механизма образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный.
При обменном механизме каждый из атомов отдаёт в общее пользование по одному неспаренному электрону. Таким образом построено большинство органических соединений (см. электронные формулы метана, этана, этена, ацетилена).
Ковалентная связь может быть образована также парой электронов, предоставляемой одним атомом, называемым донором электронов, и вакантной орбиталью другого атома, называемого акцептором электронов. Такой механизм образования ковалентной связи носит название донорно-акцепторным. Поясним механизм донорно-акцепторного взаимодействия на примере образовании хлорида метиламмония с помощью электронных формул (точками обозначены валентные электроны, а пустым квадратиком свободная `s`-орбиталь водорода):
В ионе метиламмония все связи, образованные по двум различным механизмам, равноценны.
Читайте также: