Ковалентна връзка: Разлика между версии
Изтрито е съдържание Добавено е съдържание
м форматиране: А|АБ, нов ред, тире (ползвайки Advisor) |
Редакция без резюме |
||
Ред 1:
'''Ковалентната връзка''' е [[химична връзка]], която се осъществява чрез общи електронни двойки, принадлежащи и на двата атома. Чрез нея се осъществява свързването на [[атом]]ите както в [[молекула|молекули]], така и в [[кристал]]ите. Тя възниква както между еднакви атоми, например в молекулите на '''[[хлор|CL]]<sub>2</sub>''', '''[[кислород|O]]<sub>2</sub>''', '''[[водород|H]]<sub>2</sub>''', [[диамант]]а и др., така и между различни атоми в молекулите на '''[[вода|H<sub>2</sub>O]]''', '''NH<sub>3</sub>''', '''HX''', в кристалите на [[карборунд]]а '''SiC'''. Във всички [[органична химия|органични съединения]](ниско и високомолекулни) връзката е също ковалентна. Особености на тази връзка са нейната насоченост в пространството и наситения и характер. Ковалентната химична връзка бива: '''неполярна''' и '''полярна''', в зависимост от положението на областта на повишена [[електрон]]на плътност спрямо [[Атомно ядро|ядрата]] на свързаните атоми. При хомоядрените (съставени от еднакви атоми) двуатомни молекули като: '''H<sub>2</sub>''', '''[[азот|N]]<sub>2</sub>''', '''Cl<sub>2</sub>''', '''O<sub>2</sub>''' и др. – повишената електронна плътност е разположена симетрично спрямо ядрата на атомите и се привлича с еднаква сила от тях. Центровете на положителните и отрицателните заряди съвпадат. Такава връзка се нарича неполярна ковалентна. Когато свързващите се атоми са с различна електроотрицателност, електронната [[плътност]] е изтеглена вследствие на по-силно притегляне към ядрото на по-електроотрицателния атом, а връзката ще бъде ковалентна полярна '''HF''', '''[[хлороводород|HCl]]'''. Здравината на ковалентните химични връзки се определя от енергията, която се отделя при образуването им. Връзката е по-здрава и по-трудно се разкъсва, ако при образуването и се отделя по-голямо количество енергия. Има '''прости''' и '''сложни''' ковалентни връзки. Прости, ако между двата атома е образувана само една обща електронна двойка. Сложна е, когато имаме две или повече общи електронни двойки.
== Съвременни представи за ковалентната връзка ==
Развитието на теорията на Люис се извършва в две направления. Според първия подход, т.нар. [[Метод на валентните връзки|'''метод на валентните връзки''']] ('''МВВ'''), се изхожда от строежа на [[Електронен слой|електронната обвивка]] на атомите. При образуване на химична връзка [[Електронен облак|електронните облаци]], на които се намират единичните електрони, се препокриват частично, при което се образува един по-голям облак, който обхваща и двете ядра, но с повишена [[електронна плътност]] между тях. Тъй като [[Атомна орбитала|атомните орбитали]] ('''АО''') описват електронните облаци, то се приема, че при частично препокриване на АО на двата участващи във връзката електрона се получава нова [[молекулна орбитала]] ('''МО'''), която е с по-ниска енергия и различна форма от изходните АО. На молекулната орбитала отговаря повишена електронна плътност между двете ядра. Там е най-вероятно да се намира общата електронна двойка. Електронните облаци и съответно молекулните орбитали имат различна форма, размери и насоченост. Възможностите им за препокриване в пространството са различни, което определя различен вид ковалентна химична връзка. Разпределенеието на електронната плътност се определя от електроотрицателността на атомите, които се свързват.
Вторият подход се нарича [[Метод на молекулните орбитали|'''метод на молекулните орбитали''']] ('''ММО'''). Той разглежда молекулата като единно цяло, което се състои от две или повече ядра и известен брой електрони, но тя е качествено нова частица, изградена от съставните части на атомите - [[Атомно ядро|ядра]] и [[Електрон|електрони]]. Основна задача на този метод е да се определят състоянията, в които се намират всички електрони в молекулата. Без да се имат предвид видът и насочеността на електонните облаци, се търси разпределението на електронната плътност. Аналогично на случая с атома и тук се решава [[Уравнение на Шрьодингер|уравнението на Шрьодингер]]. Отново се получават множество стойностти за енергията и множество функции на пространствените координати. И тук тези функции се наричат орбитали, но ''молекулни орбитали''. Като се познават тези функции, се определя и разпределението на електронната плътност около всички ядра на атомите в молекулата. Валидни са [[Принцип на Паули|принципът на Паули]] и [[Правило на Хунд|правилото на Хунд]] (електроните заемат най-ниските енергийни нива - първо по единично и след това по електронни двойки). При използването на този метод изискването на Люис за осъществяване на обща електронна двойка при химичната връзка вече не е съществено. Връзката се осъществява не защото се е образувала елекронна двойка, а защото общата енергия на системата при преминаване на атомите от несвързано в свързано състояние е намаляла. Така се обяснява и строежът на молекули и йони с нечетен брой електрони - NO, NO<sub>2</sub>, H<sub>2</sub><sup>+</sup> и т.н.
При образуване на молекулата на [[Водород|водорода]] всеки водороден атом участва с по един електрон. От двете 1s-АО се образуват две двуцентрови молекулни орбитали - σ-МО с по-ниска енергия (свързваща МО) и σ*-МО с по-висока енергия от изходните АО (антисвързваща МО). Двата електрона заемат по-ниска по енетгия σ-МО. Електроните трябва да са с противоположни спинове, тъй като принципът на Паули се спазва и при МО. При прехода от 1s-АО на σ-МО всеки електрон отдава енергия. Енергията на образуваната молекула е по-ниска от сумата от енергиите на двата водородни атома.
'''Примери за КХВ''':
- Най-простият случай на КХВ е между атомите на водорода. Образуването на връзка в молекулата се изразява по следния начин:
H• + •H → H:H + E
H↑ + H↓ → H↑↓H + E
Водородните атоми са с електронна конфигурация 1s<sup>1</sup>. При образуването на общата електронна двойка те изпълват външния си електронен слой и добиват електронната конфигурация на атома на хелия - 1s<sup>2</sup>, която е устойчива: Е<sub>H<sub>2</sub></sub> < E<sub>H</sub> + E<sub>H</sub>. Според съвременните представи общата електронна двойка е резултат от частичното препокриване на 1s-АО на водородните атоми, на които се намират електроните с противоположни спинове. При това препокриване на 1s-АО се получава нова двуцентрова МО, която е с по-ниска енергия и с различна форма от изходните АО. На молекулната орбитала отговаря повишената електронна плътност между двете ядра. Там е най-вероятно да се намери обща електонна двойка.
== Вижте още ==
* [[Йонна химична връзка]]
| |||