Ковалентная связь между водородом и хлором

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

В качестве примера обсудим взаимодействие атомов водорода и хлора:

H 1s 1 — один электрон

Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 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:

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.

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 О₂ или азота N₂. 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.

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.

При взаимодействии двух атомов одного и того же элемента-неметалла между ними образуется ковалентная химическая связь с помощью общих электронных пар. Эту ковалентную связь называют неполярной, так как общие электронные пары принадлежат обоим атомам в одинаковой степени и ни на одном из них не будет избытка или недостатка отрицательного заряда, который несут электроны.

Однако если ковалентная связь образуется между атомами разных элементов-неметаллов, то картина будет несколько иной. Рассмотрим, например, образование молекулы хлороводорода НС1 из атомов водорода и хлора.

1. Атом водорода имеет на единственном уровне один электрон, и до его завершения ему не хватает ещё одного электрона. У атома хлора на внешнем уровне — семь электронов, и ему также недостает до завершения одного электрона.

2. Атомы водорода и хлора объединяют свои непарные электроны и образуют одну общую электронную пару, т. е. возникает ковалентная связь:

Структурная формула молекулы хлороводорода Н-С1.

3. Так как ковалентная связь образуется между атомами различных элементов-неметаллов, то общая электронная пара будет принадлежать взаимодействующим атомам уже не в равной степени. Для того чтобы качественно определить, какому из этих атомов общая электронная пара будет принадлежать в большей мере, используют понятие электроотрицательностъ.

Электроотрицательность (ЭО) — это способность атомов химического элемента смещать к себе общие электронные пары, участвующие в образовании химической связи.

ЭО можно охарактеризовать как меру неметалличности химических элементов. В порядке уменьшения ЭО химические элементы располагаются в следующий ряд:

Величина ЭО элемента зависит от его положения в таблице Д. И. Менделеева: в каждом периоде она обычно возрастает с увеличением порядкового номера элемента, а в каждой подгруппе — уменьшается.

Пользуясь рядом ЭО, можно определить, куда смещаются общие электронные пары. Они всегда смещены к атомам элемента с большей ЭО. Например, в молекуле хлороводорода НС1 общая электронная пара смещена к атому хлора, так как его ЭО больше, чем у водорода. В результате на атомах образуются частичные заряды
, в молекуле возникают два полюса — положительный и отрицательный. Поэтому такую ковалентную связь называют полярной.

В формулах соединений химический знак менее электроотрицательного элемента пишут первым. Так как ковалентная полярная связь является разновидностью ковалентной связи, то алгоритм рассуждений для её схематического изображения такой же, как и для ковалентной неполярной связи (см. § 11), только в этом случае добавится ещё один шаг — четвёртый: по ряду ЭО определим более электроотрицательный элемент и отразим полярность связи в структурной формуле стрелкой и обозначением частичных зарядов.

Например, рассмотрим алгоритм схематического изображения образования связи для соединения OF₂ — фторида кислорода.

1. Кислород — это элемент главной подгруппы VI группы (VIA группы) Периодической системы Д. И. Менделеева. Его атомы имеют по шесть электронов на внешнем электронном слое. Непарных электронов будет: 8-6 = 2.

Фтор — элемент главной подгруппы VII группы (VIIA группы) Периодической системы Д. И. Менделеева. Его атомы содержат по семь электронов на внешнем электронном слое. Непарным является один электрон.

2. Запишем знаки химических элементов с обозначением внешних электронов:

3. Запишем электронную и структурную формулы образовавшихся молекул:

4. По ряду ЭО определим, что общие электронные пары будут смещены от кислорода к фтору, как к более электроотрицательному элементу, т. е. связь будет ковалентной полярной:
.

Аналогично образуются молекулы воды:

В действительности молекула воды имеет не линейную, а угловую форму (∠HOH = 104°27'). Строение молекулы воды можно изобразить различными способами (рис. 40).

Рис. 40.
Различные модели молекулы воды

Число ковалентных связей, которыми атом одного химического элемента связан с атомами этого же или других элементов, называется валентностью.

Атом водорода образует только одну ковалентную связь с другими атомами. Поэтому говорят, что водород одновалентен. Атом кислорода связан с другими атомами двумя химическими связями — он двухвалентен. При образовании молекул атомы соединяются таким образом, чтобы все их валентности были задействованы. Понятно, что двухвалентный кислород должен соединиться с двумя атомами одновалентного водорода. Если обозначить валентность чёрточкой, то схему образования молекулы воды можно представить так:

Аналогично трёхвалентный азот соединяется с тремя атомами одновалентного водорода в молекулу аммиака

Формулы, в которых валентности элементов обозначены чёрточками, как вы знаете, называют структурными.

Структурная формула метана СН₄ — соединение четырёхвалентного углерода с водородом — будет следующей:

А каким образом соединяются в молекулу углекислого газа С0₂ атомы четырёхвалентного углерода и двухвалентного кислорода? Очевидно, этот способ может отразить только следующая структурная формула:

Является ли валентность постоянной величиной? Оказывается для водорода и кислорода это утверждение верно, а вот для азота и углерода нет, так как эти элементы могут проявлять и другие значения валентности. Например, азот может быть одно-, двух-, трёх-, четырёхвалентен. Его соединения с кислородом будут иметь разный состав. Следовательно, различают:

• элементы с постоянной валентностью (например, одновалентные: Н, F; двухвалентные: О, Be; трёхвалентные: В, А1);
• элементы с переменной валентностью (например, S проявляет валентности II, IV, VI; С1 — валентности I, III, V и VII).

Давайте научимся выводить формулы двухэлементных соединений по валентности.

Для вывода формулы соединения фосфора с кислородом, в котором фосфор пятивалентен, порядок действий следующий:

запишем рядом знаки элементов:

над знаками римскими цифрами обозначим валентности элементов:

найдём наименьшее общее кратное между валентностями элементов:

разделим наименьшее общее кратное на валентность каждого элемента — определим индексы, т. е. число атомов каждого элемента в формуле данного вещества (для фосфора индекс равен 2, а для кислорода — 5):

Аналогично выведем формулу соединения азота с кислородом, в котором азот четырёхвалентен.

Индекс 1 в формулах не записывается.

Знание валентности химических элементов необходимо для того, чтобы верно записать формулу вещества. Однако справедливо и обратное: по формуле вещества можно определить валентность одного из элементов, если известна валентность другого. Например, определим валентность серы в соединении, формула которого SО₃:

над знаком кислорода в формуле обозначим его валентность, так как она постоянна, а потому известна:

определим общее число валентностей всех атомов кислорода:

разделим полученное число на число атомов серы — это и будет значение её валентности:

запишем валентность серы над её знаком в формуле:

Используя шаростержневые наборы, соберите модели молекул следующих веществ:

• вариант 1 — хлороводорода НС1, четырёххлористого углерода СС1₄;
• вариант 2 — сернистого газа SО₂, хлорида алюминия AlCl₃.

Ключевые слова и словосочетания

1. Ковалентная неполярная и ковалентная полярная химические связи.
2. Электроотрицательность.
3. Частичный заряд.
4. Валентность.
5. Составление формул ковалентных соединений по валентности.
6. Определение валентности по формулам.

Работа с компьютером

1. Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
2. Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока — сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.

§3.2 Ковалентная связь. Понятие о полярной ковалентной и ионной связи.

В слове "ковалентная" приставка "ко-" означает "совместное участие". А "валента" в переводе на русский – сила, способность. В данном случае имеется в виду способность атомов связываться с другими атомами.

При образовании ковалентной связи атомы объединяют свои электроны как бы в общую "копилку" – молекулярную орбиталь , которая формируется из атомных оболочек отдельных атомов. Эта новая оболочка содержит по возможности завершенное число электронов и заменяет атомам их собственные незавершенные атомные оболочки.

Рассмотрим возникновение ковалентной связи на примере образования молекулы водорода из двух атомов водорода (рис. 3-1). Этот процесс уже является типичной химической реакцией , потому что из одного вещества (атомарного водорода) образуется другое – молекулярный водород. Внешним признаком энергетической выгодности этого процесса является выделение большого количества теплоты.

Рис 3-1. Возникновение ковалентной связи при образовании молекулы водорода из двух атомов водорода. Электронные оболочки атомов водорода (с одним s-электроном у каждого атома) сливаются в общее электронное облако (молекулярную орбиталь), где оба электрона "обслуживают" ядра независимо от того, "свое" это ядро или "чужое".

Когда электронные оболочки двух атомов водорода сближаются и образуют новую, теперь уже молекулярную электронную оболочку (рис. 3-1), эта новая оболочка подобна завершенной электронной оболочке атома благородного газа гелия (1s 2 ).

Завершенные оболочки, как мы помним, устойчивее незавершенных. Таким образом, суммарная энергия новой системы – молекулы водорода – оказывается гораздо ниже суммарной энергии двух несвязанных атомов водорода. Избыток энергии при этом выделяется в виде теплоты.

Минимум энергии молекулы отвечает определенному расстоянию между ядрами атомов водорода (рис. 3-2). Если атомы в молекуле с помощью внешней силы сдвинуть еще ближе, то в действие вступает мощное отталкивание между одноименно заряженными ядрами атомов и общая энергия системы начинает возрастать. Это невыгодно системе, поэтому длина связи представляет собой строго определенное, равновесное значение. Для молекулы водорода равновесная длина химической связи составляет 0,74 ангстрема (1 А = 10 –8 см), как это видно на рис. 3-2.

Рис. 3-2. Кривая изменения потенциальной энергии при взаимодействии двух атомов водорода с образованием молекулы водорода.

В образовавшейся системе из двух водородных атомов каждое ядро обслуживается двумя электронами. В новой (молекулярной) оболочке уже невозможно различить, какой из электронов ранее принадлежал тому или другому атому. Принято говорить, что электроны обобществлены . Поскольку оба ядра претендуют на пару электронов в равной степени, электронная плотность сосредоточена как вокруг ядер, так и в пространстве между атомами (это показано на рис. 3-3).

Рис. 3-3. Другой способ изображения атомных и молекулярной орбиталей: густота точек отражает "электронную плотность", то есть вероятность нахождения электрона в какой-либо точке пространства около ядер атомов водорода. Видно, что значительная электронная плотность сосредоточена в пространстве между двумя ядрами в молекуле водорода.

На рисунках 3-1 и 3-3 вы видите очень детальное изображение ковалентной связи. На практике используют более простые способы. Например, американский химик Дж. Льюис в 1916 году предложил обозначать электроны точками рядом с символами элементов. Одна точка обозначает один электрон. В этом случае образование молекулы водорода из атомов записывается так:

Оказалось, что формулы Льюиса имеют глубокий химический смысл. Мы видим, что связь между атомами водорода обозначается парой электронов. Как предположил Льюис, именно пара электронов позволяет образовать ковалентную связь. Впоследствии это предположение подтвердилось квантовой теорией.

Ковалентной связью называется связывание атомов с помощью общих (поделенных между ними) электронных пар.

Рассмотрим связывание двух атомов хлора 17 Cl (заряд ядра Z = 17) в двухатомную молекулу с позиций строения электронных оболочек хлора. Для этого запишем формулу Льюиса для атома хлора и конфигурацию его внешней электронной оболочки:

На внешнем электронном уровне хлора содержится s 2 + p 5 = 7 электронов. Поскольку электроны нижних уровней не принимают участия в химическом взаимодействии, точками мы обозначили только электроны внешнего , третьего уровня. Эти внешние электроны (7 штук) можно расположить в виде трех электронных пар и одного неспаренного электрона.

После объединения атомов в молекулу из двух неспаренных электронов атомов получается новая электронная пара:

При этом каждый из атомов хлора оказывается в окружении ОКТЕТА электронов. В этом легко убедиться, если обвести кружком любой из атомов хлора.

Ковалентную связь образует только пара электронов, находящаяся между атомами. Она называется поделенной парой . Остальные пары электронов называют неподеленными парами . Они заполняют оболочки и не принимают участие в связывании.

Льюис не только предложил теорию ковалентной связи, но и первым сформулировал правило октета-дублета, которым мы уже пользовались в прошлой главе для объяснения устойчивости атомов. Это правило применительно к химическим связям можно сформулировать так:

атомы образуют химические связи в результате обобществления такого количества электронов, чтобы приобрести электронную конфигурацию, подобную завершенной электронной конфигурации атомов благородных элементов.

Два атома водорода, объединившись в молекулу, приобрели “завершенную” молекулярную оболочку, подобную завершенной электронной оболочке атома благородного газа гелия (1s 2 ). Атомы хлора в молекуле приобрели молекулярную оболочку, похожую на завершенную оболочку атома аргона (. 3s 2 3p 6 ).

Познакомимся теперь с ионной связью. Как ни удивительно, она ничем принципиально не отличается от ковалентной связи. Движущей силой ее образования является все то же стремление атомов к октетной оболочке. Но в ряде случаев такая “октетная” оболочка может возникнуть только при передаче электронов от одного атома к другому. Поэтому ионная связь, в отличие от ковалентной, возникает только между атомами разного вида.

Рассмотрим конкретный пример: реакцию между атомами натрия (Z = 11) и фтора (Z = 9). При образовании связи между ними оба элемента приобретают внешнюю электронную оболочку благородного газа неона (Z = 10). Для того, чтобы убедиться в этом, надо записать электронные формулы всех трех элементов:

Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

F: 1s 2 2s 2 2p 5

Ne: 1s 2 2s 2 2p 6

В электронных формулах нам важны только электронные конфигурации внешних уровней (они подчеркнуты). Запишем реакцию с помощью формул Льюиса:

Натрий, отдав фтору свой 3s 1 -электрон, становится ионом Na + и остается с заполненной 2s 2 2p 6 оболочкой, что отвечает электронной конфигурации атома неона. Точно такую же электронную конфигурацию приобретает атом F, приняв один электрон, отданный натрием. Теперь это ион F – . Разумеется, при этом ионы F – и Na + продолжают оставаться все теми же элементами фтором и натрием, потому что никакие электронные переходы не могут изменить природу элемента – число протонов в его ядре.

Теперь в дополнение к ковалентной составляющей химической связи в молекуле Na + : F – добавляется еще и электростатическое притяжение между ионами натрия и фтора. Это увеличивает прочность химической связи. Однако ковалентная составляющая (стремление к октету) продолжает играть большую роль и в ионных соединениях.

Полярная ковалентная связь занимает промежуточное положение между чисто ковалентной связью и ионной связью. Так же, как и ионная, она может возникнуть между двумя атомами разных видов. В полярной ковалентной связи электроны смещаются от атома к атому не так сильно, как в ионной. Это происходит тогда, когда атомам энергетически невыгодно далеко “отпускать” свои собственные электроны, отданные в общую “копилку” – молекулярную орбиталь. Если электроны слишком далеко сдвинутся к одному из атомов, молекулярная орбиталь перестанет быть похожей на “октетную”. В то же время у разных атомов разные донорные и акцепторные свойства, поэтому связывающая электронная пара не располагается точно посередине между ядрами, как в ковалентной связи.

В качестве примера рассмотрим образование воды в реакции между атомами водорода (Z = 1) и кислорода (Z = 8). Для этого удобно сначала записать электронные формулы для внешних оболочек водорода (1s 1 ) и кислорода (. 2s 2 2p 4 ). Затем на помощь приходят формулы Льюиса, которые наглядно показывают, как образуются “завершенные” электронные оболочки рядом с атомами водорода и кислорода в молекуле воды:

Оказывается, для этого необходимо взять именно два атома водорода на один атом кислорода. Однако природа такова, что акцепторные свойства атома кислорода выше, чем у атома водорода (о причинах этого чуть позже). Поэтому связывающие электронные пары в формуле Льюиса для воды слегка смещены к ядру атома кислорода. Связь в молекуле воды – полярная ковалентная, а на атомах появляются частичные положительные и отрицательные заряды.

О том, как предсказать акцепторные свойства атомов и где проходит “граница” между полярной ковалентной и ионной связями мы поговорим в параграфе 3.4.

По теории Льюиса и правилу октета связь между атомами может осуществляться не обязательно одной, но и двумя и даже тремя поделенными парами, если этого требует правило октета. Такие связи называются двойными и тройными . Например, только что рассмотренный нами кислород может образовывать двухатомную молекулу с октетом электронов у каждого атома только тогда, когда между атомами помещаются две поделенные пары:

** В специальной главе, посвященной элементу кислороду, мы еще раз вернемся к вопросу о том, как правильно изображать связь в его молекуле. А пока (в первом приближении) можно остановиться на приведенной выше формуле с двойной связью.

Атомы азота (. 2s 2 2p 3 на последней оболочке) также связываются в двухатомную молекулу, но для организации октета электронов им требуется расположить между собой уже три поделенные пары:

В настоящее время принято изображать электронные пары (то есть химические связи) между атомами черточками . Каждая черточка – это поделенная пара электронов. В этом случае уже знакомые нам молекулы выглядят так:

Формулы с черточками между атомами называются структурными формулами . Чаще в структурных формулах не изображают неподеленные пары электронов, но в ряде случаев (мы столкнемся с ними при обсуждении донорно-акцепторных связей) неподеленные пары играют важную роль.

Структурные формулы очень хороши для изображения молекул: они четко показывают – как атомы связаны между собой, в каком порядке, какими связями.

Связывающая пара электронов в формулах Льюиса – то же самое, что одна черточка в структурных формулах.

Двойные и тройные связи имеют общее название – кратные связи. О молекуле азота говорят, что она имеет порядок связи , равный трем. В молекуле кислорода порядок связи равен двум. Порядок связи в молекулах водорода и хлора – один. У водорода и хлора уже не кратная, а простая связь.

Порядок связи – это число обобществленных поделенных пар между двумя связанными атомами. Порядок связи выше трех не встречается.

Таблица 3-1. Длины и прочности связей между атомами азота в различных соединениях.

Связь

Длина связи в ангстремах 1А = 10 –8 см

Прочность связи в кДж на одинаковое число молекул

** Рассмотрим данные по длинам и прочностям связей между атомами азота в различных его соединениях. В таблице 3-1 длины связей приведены в специальных единицах – ангстремах (1А = 10 –8 см). Относительную прочность связей можно оценить по энергии, которая необходима для разрыва связей между атомами азота в разных соединениях. Эта энергия дается для одинакового числа молекул таких соединений. Чем выше кратность связи, тем она короче и прочнее.

Чем выше порядок связи, тем прочнее связаны между собой атомы и тем короче сама связь.

3.1. Исходя из строения атомов 6 C, 1 H и правила октета, составьте формулу Льюиса для соединения этих двух элементов, в составе которого 1 атом углерода. Нарисуйте для него структурную формулу.

3.2. Напишите (с указанием величины и знака заряда) символы ионов натрия, кислорода, фтора, магния, алюминия, электронные оболочки которых такие же, как у благородного газа неона.

3.3. Напишите электронные формулы внешних электронных уровней атомов 13 Al и 17 Cl. Один атом алюминия и три атома хлора дают соединение, в котором атомы этих элементов приобретают завершенные оболочки инертных газов. Какие это инертные газы? Напишите формулу Льюиса соединения между алюминием и хлором. Нарисуйте для него структурную формулу.

3.4.Составьте формулу Льюиса для соединения, включающего один атом 20 Ca и два атома 9 F. Сколько связывающих (поделенных) и несвязывающих (неподеленных) электронных пар в этом соединении? Какова его структурная формула?

3.5. Исходя из электронного строения атомов и правила октета, составьте формулы Льюиса для соединений, состоящих: а) из двух атомов 6 C и четырех атомов 1 H; б) из двух атомов 6 C и двух атомов 1 H. Каковы кратности связей между атомами углерода в этих двух соединениях? Нарисуйте их структурные формулы (первое из них называется этилен, второе – ацетилен).

3.6. По структурным формулам составьте формулы Льюиса с указанием всех неподеленных электронных пар:

Вспомним, как образуется ионная связь . Вы уже знаете, что атомы химических элементов стремятся завершить свои внешние электронные слои до устойчивого состояния. Так, атомы металлов отдают электроны с последнего электронного слоя атомам неметаллов, при этом образуются разноименно заряженные ионы, которые притягиваются. Именно так в соединениях образуется ионная связь.

Образование химической связи между одинаковыми неметаллами

Рис. 1. Атом водорода

Если в состав молекулы вещества входят атомы одного химического элемента, например, два атома водорода Н 2, то, очевидно, связь между ними не может образовываться по ионному механизму. Механизм образования связи в молекулах простых веществ-неметаллов отличается от образования ионной связи.

В соответствии с моделью Нильса Бора, атом подобен солнечной системе – электроны вращаются вокруг ядра атома по строго определенным орбитам. Например, в соответствии с этой моделью, атом водорода будет выглядеть, как показано рис.1. Заряд ядра атома водорода равен +1. Вокруг ядра вращается всего один электрон.

Рис. 2. Электронная орбиталь атома водорода

Модель атома была уточнена немецким физиком Гейзенбергом.

Он выдвинул принцип неопределенности, в соответствии с которым можно говорить лишь о вероятности нахождения электрона в околоядерном пространстве. Таким образом, электрон не вращается вокруг ядра, а находится около него с определенной вероятностью.

Область пространства, в которой нахождение электрона наиболее вероятно, называют электронным облаком, или электронная орбиталь. Например, электронная орбиталь водорода имеет форму сферы. (см. Рис. 2.)

Образование связи между двумя атомами водорода в молекуле водорода Н 2

Рис. 3. Ковалентная неполярная связь в молекуле водорода

Рассмотрим образование связи между двумя атомами водорода. Рис.3. Химическая связь образуется в результате перекрывания атомных орбиталей. В этом случае между ядрами двух атомов образуется область повышенной электронной плотности. Такое состояние энергетически выгодно для обоих атомов, так как в данном случае оба электрона в равной степени принадлежат обоим атомам.

Образование связи в молекуле водорода можно показать как с помощью перекрывания атомных орбиталей, так и с помощью формул Льюиса. Два электрона стали общими для обоих атомов водорода.

Так как в атоме водорода всего один электронный слой, и он завершен, если на нем два электрона, такое состояние выгодно для обоих атомов – образовалась химическая связь.

Химическая связь, образующаяся в результате перекрывания атомных орбиталей, при котором пара электронов становится общей для обоих атомов, называется ковалентной связью

Обратите внимание: при ковалентной связи пара электронов становится общей для обоих атомов. Образование молекулы водорода – это пример ковалентной связи. При этом область повышенной электронной плотности находится посередине относительно центров ядер атомов, то есть пара электронов в равной степени принадлежит обоим атомам водорода. Такая связь называется ковалентной неполярной связью .

Химическую связь между атомами элементов, в результате которой электроны в равной степени принадлежат обоим атомам, называют ковалентной неполярной связью .

Ковалентная неполярная связь в молекуле хлора

Образование ковалентной неполярной связи в молекуле хлора Cl 2

Рис. 4. Образование связи в молекуле хлора

Атом хлора находится в седьмой группе, главной подгруппе периодической системы. Значит, на внешнем электронном слое у него семь электронов. До устойчивого, энергетически выгодного состояния ему не хватает всего одного электрона. Таким образом, образовав одну общую электронную пару, два атома хлора получат в свое распоряжение так необходимый каждому из них электрон.

Если заменить общую электронную пару черточкой, а электроны, не участвующие в образовании связи, не учитывать, то получим графическую формулу хлора. В молекуле хлора атомы соединены одинарной ковалентной неполярной связью. Рис.4.

Образование ковалентной неполярной связи в молекуле азота N 2

Рис. 5. Образование связи в молекуле азота

Азот находится в пятой группе, главной подгруппе таблицы Менделеева. Значит, на внешнем электронном слое каждого атома азота находится пять электронов. До устойчивого, энергетически выгодного состояния каждому атому азота не хватает трех электронов. Если каждый из этих атомов предоставит по три электрона на образование общих электронных пар, то приобретет энергетически выгодное состояние. Рис.5. Таким образом, в молекуле азота образуется тройная ковалентная неполярная связь.