Рядко химически веществасе състоят от отделни, несвързани атоми на химични елементи. При нормални условия само малък брой газове, наречени благородни газове, имат такава структура: хелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Най-често химическите вещества не се състоят от различни атоми, а от техните комбинации в различни групи. Такива комбинации от атоми могат да включват няколко единици, стотици, хиляди или дори повече атоми. Силата, която поддържа тези атоми в такива групи, се нарича химическа връзка.
С други думи, можем да кажем, че химичната връзка е взаимодействие, което осигурява свързването на отделни атоми в по-сложни структури (молекули, йони, радикали, кристали и др.).
Причината за образуването на химична връзка е, че енергията на по-сложните структури е по-малка от общата енергия на отделните атоми, които я образуват.
Така че, по-специално, ако по време на взаимодействието на атомите X и Y се образува молекула XY, това означава, че вътрешната енергия на молекулите на това вещество е по-ниска от вътрешната енергия на отделните атоми, от които е образувана:
E(XY)< E(X) + E(Y)
Поради тази причина, когато се образуват химични връзки между отделните атоми, се освобождава енергия.
При образуването на химични връзки електроните на външния електронен слой с най-ниска енергия на свързване с ядрото, т.нар. валентност. Например в бора това са електрони от 2-ро енергийно ниво - 2 електрона на 2 с-орбитали и 1 по 2 стр-орбитали:
Когато се образува химическа връзка, всеки атом има тенденция да получи електронна конфигурация от атоми на благороден газ, т.е. така че във външния му електронен слой има 8 електрона (2 за елементи от първия период). Това явление се нарича октетно правило.
Възможно е атомите да постигнат електронната конфигурация на благороден газ, ако първоначално единични атоми споделят някои от своите валентни електрони с други атоми. В този случай се образуват общи електронни двойки.
В зависимост от степента на социализация на електроните могат да се разграничат ковалентни, йонни и метални връзки.
ковалентна връзка
Ковалентната връзка възниква най-често между атомите на неметалните елементи. Ако атомите на неметалите, образуващи ковалентна връзка, принадлежат към различни химични елементи, такава връзка се нарича ковалентна полярна връзка. Причината за това име се крие във факта, че атомите на различните елементи също имат различна способност да привличат обща електронна двойка към себе си. Очевидно това води до изместване на общата електронна двойка към един от атомите, в резултат на което върху него се образува частичен отрицателен заряд. На свой ред върху другия атом се образува частичен положителен заряд. Например, в молекула на хлороводород, електронната двойка се измества от водородния атом към хлорния атом:
Примери за вещества с ковалентна полярна връзка:
СCl 4 , H 2 S, CO 2 , NH 3 , SiO 2 и др.
Ковалентна неполярна връзка се образува между атоми на неметали от същия химичен елемент. Тъй като атомите са идентични, способността им да изтеглят споделени електрони е еднаква. В тази връзка не се наблюдава изместване на електронната двойка:
Горният механизъм за образуване на ковалентна връзка, когато и двата атома осигуряват електрони за образуването на общи електронни двойки, се нарича обмен.
Съществува и донорно-акцепторен механизъм.
Когато се образува ковалентна връзка по донорно-акцепторния механизъм, се образува обща електронна двойка поради запълнената орбитала на един атом (с два електрона) и празната орбитала на друг атом. Атом, който осигурява неподелена електронна двойка, се нарича донор, а атом със свободна орбитала се нарича акцептор. Донорите на електронни двойки са атоми, които имат сдвоени електрони, например N, O, P, S.
Например, според донорно-акцепторния механизъм, образуването на четвъртия ковалентен N-H връзкив амониевия катион NH 4 +:
Освен с полярност, ковалентните връзки се характеризират и с енергия. Енергията на връзката е минималната енергия, необходима за прекъсване на връзката между атомите.
Енергията на свързване намалява с увеличаване на радиусите на свързаните атоми. Начинът, по който знаем атомни радиусиувеличаване на подгрупите, може например да се заключи, че силата на връзката халоген-водород нараства в серията:
здрасти< HBr < HCl < HF
Също така енергията на връзката зависи от нейната множественост - колкото по-голяма е множествеността на връзката, толкова по-голяма е нейната енергия. Множеството на връзката е броят на общите електронни двойки между два атома.
Йонна връзка
Йонната връзка може да се разглежда като граничен случай на ковалентна полярна връзка. Ако в ковалентно-полярната връзка общата електронна двойка е частично изместена към един от двойката атоми, тогава в йонната тя е почти напълно „отдадена“ на един от атомите. Атомът, който е дал електрон(и), придобива положителен заряд и става катион, а атомът, който е взел електрони от него, придобива отрицателен заряд и става анион.
По този начин йонната връзка е връзка, образувана поради електростатичното привличане на катиони към аниони.
Образуването на този тип връзка е характерно за взаимодействието на атомите на типичните метали и типичните неметали.
Например, калиев флуорид. Калиевият катион се получава в резултат на отделянето на един електрон от неутрален атом, а флуорен йон се образува чрез прикрепване на един електрон към флуорен атом:
Между получените йони възниква сила на електростатично привличане, в резултат на което се образува йонно съединение.
При образуването на химична връзка електроните от натриевия атом преминават към хлорния атом и се образуват противоположно заредени йони, които имат завършено външно енергийно ниво.
Установено е, че електроните не се отделят напълно от металния атом, а само се изместват към хлорния атом, както при ковалентна връзка.
Повечето бинарни съединения, които съдържат метални атоми, са йонни. Например оксиди, халогениди, сулфиди, нитриди.
Йонна връзкасъщо се среща между прости катиони и прости аниони (F -, Cl -, S 2-), както и между прости катиони и сложни аниони (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -). Следователно йонните съединения включват соли и основи (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH).
метална връзка
Този тип връзка се образува в металите.
Атомите на всички метали имат електрони във външния електронен слой, които имат ниска енергия на свързване с атомното ядро. За повечето метали загубата на външни електрони е енергийно благоприятна.
С оглед на такова слабо взаимодействие с ядрото, тези електрони в металите са много подвижни и във всеки метален кристал непрекъснато протича следният процес:
M 0 - ne - \u003d M n +, където M 0 е неутрален метален атом и M n + катион на същия метал. Фигурата по-долу показва илюстрация на текущите процеси.
Тоест, електроните „бързат“ по металния кристал, отделят се от един метален атом, образувайки катион от него, присъединявайки се към друг катион, образувайки неутрален атом. Това явление беше наречено „електронен вятър“, а наборът от свободни електрони в кристала на неметален атом беше наречен „електронен газ“. Този тип взаимодействие между металните атоми се нарича метална връзка.
водородна връзка
Ако водороден атом в дадено вещество е свързан с елемент с висока електроотрицателност (азот, кислород или флуор), веществото се характеризира с феномена на водородна връзка.
Тъй като водороден атом е свързан с електроотрицателен атом, върху водородния атом се образува частичен положителен заряд, а върху електроотрицателния атом се образува частичен отрицателен заряд. В това отношение става възможно електростатично привличане между частично положително заредения водороден атом на една молекула и електроотрицателния атом на друга. Например, водородна връзка се наблюдава за водни молекули:
Именно водородната връзка обяснява необичайно високата точка на топене на водата. Освен във водата силни водородни връзки се образуват и във вещества като флуороводород, амоняк, кислородсъдържащи киселини, феноли, алкохоли, амини.
Диполни моменти на молекулите
Методът на валентната връзка се основава на предпоставката, че всяка двойка атоми в химическа частица се държи заедно от една или повече електронни двойки. Тези двойки електрони принадлежат на два свързани атома и са локализирани в пространството между тях. Поради привличането на ядрата на свързаните атоми към тези електрони възниква химична връзка.
Припокриващи се атомни орбитали
При описване електронна структурана химическа частица, електроните, включително социализираните, се наричат отделни атоми и техните състояния се описват от атомни орбитали. При решаването на уравнението на Шрьодингер приблизителната вълнова функция се избира така, че да дава минималната електронна енергия на системата, т.е. най-висока стойностенергия на връзката. Това условие се постига с най-голямото припокриване на орбиталите, принадлежащи към една връзка. По този начин двойка електрони, които свързват два атома, е в областта на тяхното припокриване. атомни орбитали.
Припокритите орбитали трябва да имат еднаква симетрия спрямо междуядрената ос.
Припокриването на атомни орбитали по линията, свързваща ядрата на атомите, води до образуването на σ-връзки. Възможна е само една σ-връзка между два атома в една химична частица. Всички σ-връзки имат аксиална симетрия спрямо междуядрената ос. Фрагменти от химически частици могат да се въртят около междуядрената ос, без да нарушават степента на припокриване на атомните орбитали, които образуват σ-връзки. Набор от насочени, строго пространствено ориентирани σ-връзки създава структурата на химическа частица.
При допълнително припокриване на атомни орбитали, перпендикулярни на линията на връзката, се образуват π връзки.
В резултат на това между атомите се появяват множество връзки:
| Единичен (σ) | Двойно (σ + π) | Тройна (σ + π + π) |
| F−F | О=О | N≡N |
С появата на π-връзката, която няма аксиална симетрия, свободното въртене на фрагменти от химическа частица около σ-връзката става невъзможно, тъй като трябва да доведе до разкъсване на π-връзката. В допълнение към σ- и π-връзките е възможно образуването на друг тип връзка - δ-връзка:
Обикновено такава връзка се образува след образуването на σ- и π-връзки от атоми в присъствието на атоми д- и f-орбитали чрез припокриване на техните "венчелистчета" на четири места едновременно. В резултат на това кратността на комуникацията може да се увеличи до 4-5.
Например в октахлородиренат(III)-йон 2- се образуват четири връзки между атомите на рения.
Механизми за образуване на ковалентни връзки
Има няколко механизма за образуване на ковалентна връзка: обмен(еквивалентен), донор-акцептор, дателен падеж.
Когато се използва обменният механизъм, образуването на връзка се разглежда като резултат от сдвояването на спиновете на свободните електрони на атомите. В този случай се припокриват две атомни орбитали на съседни атоми, всяка от които е заета от един електрон. Така всеки от свързаните атоми разпределя двойки електрони за социализация, сякаш ги обменя. например, когато молекулата на борен трифлуорид се образува от атоми, три атомни орбитали на бор, всяка от които има един електрон, се припокриват с три атомни орбитали на три флуорни атома (всяка от тях също има един несдвоен електрон). В резултат на електронното сдвояване се появяват три двойки електрони в припокриващите се области на съответните атомни орбитали, свързвайки атомите в молекула.
Според донорно-акцепторния механизъм орбитала с двойка електрони на един атом и свободна орбитала на друг атом се припокриват. В този случай двойка електрони също се появява в областта на припокриване. Съгласно донорно-акцепторния механизъм, например, възниква добавянето на флуориден йон към молекула на борен трифлуорид. Свободен Р- борна орбитала (акцептор на електронна двойка) в молекулата BF 3 се припокрива с Р-орбитала на йона F −, който действа като донор на електронна двойка. В получения йон и четирите ковалентни връзки бор-флуор са еквивалентни по дължина и енергия, въпреки разликата в механизма на тяхното образуване.
Атоми, външни електронна обвивкакойто се състои само от с- и Р-орбиталите могат да бъдат донори или акцептори на електронна двойка. Атоми, чиято външна електронна обвивка включва д-орбиталите могат да действат както като донор, така и като акцептор на електронни двойки. В този случай се разглежда дативният механизъм на образуване на връзка. Пример за проявлението на дативния механизъм при образуването на връзка е взаимодействието на два хлорни атома. Два хлорни атома в молекулата Cl 2 образуват ковалентна връзка чрез обменния механизъм, комбинирайки техните несдвоени 3 Р- електрони. Освен това има припокриване 3 Р-орбитални атоми Cl-1, на които има двойка електрони и свободни 3 д-орбитали на атома Cl-2, както и припокриване 3 Р-орбитален атом Cl-2, който има двойка електрони и вакантен 3 д-орбитали на атома Cl-1. Действието на дативния механизъм води до увеличаване на силата на връзката. Следователно молекулата Cl 2 е по-силна от молекулата F 2, в която ковалентната връзка се образува само чрез обменния механизъм:
Хибридизация на атомни орбитали
При определяне на геометричната форма на химическа частица трябва да се има предвид, че двойки външни електрони на централния атом, включително тези, които не образуват химическа връзка, са разположени в пространството възможно най-далеч един от друг.
Когато се разглеждат ковалентните химични връзки, често се използва концепцията за хибридизация на орбиталите на централния атом - подравняването на тяхната енергия и форма. Хибридизацията е формална техника, използвана за квантово-химично описание на пренареждането на орбиталите в химическите частици в сравнение със свободните атоми. Същността на хибридизацията на атомните орбитали е, че електрон в близост до ядрото на свързан атом се характеризира не с отделна атомна орбитала, а с комбинация от атомни орбитали с едно и също основно квантово число. Тази комбинация се нарича хибридна (хибридизирана) орбитала. По правило хибридизацията засяга само по-високи и близки по енергия атомни орбитали, заети от електрони.
В резултат на хибридизацията се появяват нови хибридни орбитали (фиг. 24), които са ориентирани в пространството по такъв начин, че разположените върху тях електронни двойки (или несдвоени електрони) да са възможно най-далеч една от друга, което съответства на минималната енергия на междуелектронно отблъскване. Следователно типът на хибридизацията определя геометрията на молекулата или йона.
ВИДОВЕ ХИБРИДИЗАЦИЯ
| Тип хибридизация | геометрична форма | Ъгъл между връзките | Примери |
| sp | линеен | 180o | BeCl2 |
| sp 2 | триъгълна | 120o | BCl 3 |
| sp 3 | тетраедърен | 109.5o | CH 4 |
| sp 3 д | тригонално-бипирамидален | 90o; 120o | PCl 5 |
| sp 3 д 2 | октаедърен | 90o | SF6 |
Хибридизацията включва не само свързване на електрони, но и несподелени електронни двойки. Например водна молекула съдържа две ковалентни химични връзки между кислороден атом и два водородни атома.
В допълнение към две двойки електрони, общи за водородните атоми, кислородният атом има две двойки външни електрони, които не участват в образуването на връзка (несподелени електронни двойки). И четирите двойки електрони заемат определени области в пространството около кислородния атом.
Тъй като електроните се отблъскват взаимно, електронните облаци са разположени възможно най-далеч един от друг. В този случай в резултат на хибридизацията формата на атомните орбитали се променя, те се удължават и се насочват към върховете на тетраедъра. Следователно водната молекула има ъглова форма, а ъгълът между кислородно-водородните връзки е 104,5 o.
За да се предскаже вида на хибридизацията, той е удобен за използване донорно-акцепторен механизъмобразуване на връзка: празните орбитали на по-малко електроотрицателен елемент и орбиталите на по-електроотрицателен елемент се припокриват с двойките електрони върху тях. При съставянето на електронните конфигурации на атомите те се вземат предвид степени на окислениее условно число, характеризиращо заряда на атом в съединение, изчислено въз основа на предположението за йонната структура на веществото.
За да определите вида на хибридизацията и формата на химическа частица, продължете както следва:
Наличието на π връзки не влияе на вида на хибридизацията. Въпреки това, наличието на допълнително свързване може да доведе до промяна в ъглите на връзката, тъй като електроните на множество връзки се отблъскват по-силно. Поради тази причина, например, ъгълът на свързване в молекулата на NO 2 ( sp 2-хибридизация) нараства от 120 o до 134 o .
Множеството на връзката азот-кислород в тази молекула е 1,5, където едно съответства на една σ-връзка, а 0,5 е равно на отношението на броя на орбиталите на азотния атом, които не участват в хибридизацията (1) към броя на оставащи активни електронни двойки при кислородния атом, образувайки π връзки (2). Така се наблюдава делокализация на π-връзките (делокализираните връзки са ковалентни връзки, чиято множественост не може да се изрази като цяло число).
Кога sp, sp 2 , sp 3 , sp 3 д 2 хибридизации на връх в полиедър, описващ геометрията на химическа частица, са еквивалентни и следователно множество връзки и несподелени двойки електрони могат да заемат всяка от тях. въпреки това sp 3 д-хибридизацията е отговорна триъгълна бипирамида, в която ъглите на връзката на атомите, разположени в основата на пирамидата (екваториалната равнина) са 120 o , а ъглите на връзката на атомите, разположени във върховете на бипирамидата, са 90 o . Експериментът показва, че несподелените електронни двойки винаги са разположени в екваториалната равнина на тригоналната бипирамида. На тази основа се стига до заключението, че те изискват повече свободно пространство от двойките електрони, участващи в образуването на връзка. Пример за частица с такова разположение на несподелена електронна двойка е серен тетрафлуорид (фиг. 27). Ако централният атом едновременно има несподелени двойки електрони и образува множество връзки (например в молекулата XeOF 2), тогава в случая sp 3 д-хибридизация, разположени са в екваториалната равнина на тригоналната бипирамида (фиг. 28).
Диполни моменти на молекулите
Идеална ковалентна връзка съществува само в частици, състоящи се от еднакви атоми (H 2 , N 2 и т.н.). Ако се образува връзка между различни атоми, тогава електронната плътност се измества към едно от ядрата на атомите, т.е. връзката се поляризира. Полярността на връзката се характеризира с нейния диполен момент.
Диполният момент на молекулата е равен на векторната сума на диполните моменти на нейните химични връзки (като се вземе предвид наличието на несподелени двойки електрони). Ако полярните връзки са разположени симетрично в молекулата, тогава положителните и отрицателните заряди се компенсират взаимно и молекулата като цяло е неполярна. Това се случва например с молекулата на въглеродния диоксид. Многоатомните молекули с асиметрично разположение на полярните връзки (и следователно електронната плътност) обикновено са полярни. Това се отнася по-специално за водната молекула.
Получената стойност на диполния момент на молекулата може да бъде повлияна от несподелената двойка електрони. И така, молекулите NH 3 и NF 3 имат тетраедрична геометрия (като се вземе предвид несподелената двойка електрони). Степените на йонност на връзките азот-водород и азот-флуор са съответно 15 и 19%, а дължините им са съответно 101 и 137 pm. Въз основа на това може да се заключи, че диполният момент NF 3 е по-голям. Експериментът обаче показва обратното. При по-точно предсказване на диполния момент трябва да се вземе предвид посоката на диполния момент на несподелената двойка (фиг. 29).
Ковалентни, йонни и метални са трите основни вида химични връзки.
Нека да научим повече за ковалентна химична връзка. Нека разгледаме механизма на възникването му. Да вземем за пример образуването на водородна молекула:
Сферично симетричен облак, образуван от 1s електрон, заобикаля ядрото на свободен водороден атом. Когато атомите се приближават един към друг на определено разстояние, техните орбитали частично се припокриват (виж фиг.), 
в резултат между центровете на двете ядра се появява молекулярен двуелектронен облак, който има максимална електронна плътност в пространството между ядрата. С увеличаване на плътността на отрицателния заряд има силно увеличение на силите на привличане между молекулярния облак и ядрата.
И така, виждаме, че ковалентна връзка се образува от припокриващи се електронни облаци от атоми, което е придружено от освобождаване на енергия. Ако разстоянието между ядрата на приближаващите се до докосване атоми е 0,106 nm, то след припокриването на електронните облаци то ще бъде 0,074 nm. Колкото по-голямо е припокриването на електронните орбитали, толкова по-силна е химическата връзка.
ковалентенНаречен химическо свързване, осъществявано от електронни двойки. Съединенията с ковалентна връзка се наричат хомеополяренили атомен.
Съществуват два вида ковалентна връзка: полярени неполярни.
С неполярни ковалентна връзка, образувана от обща двойка електрони, електронният облак е разпределен симетрично по отношение на ядрата на двата атома. Пример могат да бъдат двуатомни молекули, които се състоят от един елемент: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 и други, в които електронната двойка принадлежи еднакво на двата атома.
На полярния При ковалентна връзка електронният облак се измества към атома с по-висока относителна електроотрицателност. Например молекули на летливи неорганични съединения като H 2 S, HCl, H 2 O и др.
Образуването на молекулата HCl може да бъде представено по следния начин:
защото относителната електроотрицателност на хлорния атом (2.83) е по-голяма от тази на водородния атом (2.1), електронната двойка се измества към хлорния атом.
В допълнение към обменния механизъм за образуване на ковалентна връзка - поради припокриване, има и донор-акцептормеханизма на образуването му. Това е механизъм, при който образуването на ковалентна връзка възниква поради двуелектронен облак от един атом (донор) и свободна орбитала на друг атом (акцептор). Нека разгледаме пример за механизма за образуване на амониев NH 4 + , В молекулата на амоняка азотният атом има двуелектронен облак:
Водородният йон има свободна 1s орбитала, нека я обозначим като .
В процеса на образуване на амониев йон двуелектронният облак от азот става общ за азотните и водородните атоми, което означава, че се превръща в молекулярен електронен облак. Следователно се появява четвърта ковалентна връзка. Процесът на образуване на амоний може да бъде представен по следния начин: 
Зарядът на водородния йон се разпръсква между всички атоми и двуелектронният облак, който принадлежи на азота, става общ с водорода.
Имате ли някакви въпроси? Не знаете как да си направите домашното?
За да получите помощта на преподавател - регистрирайте се.
Първият урок е безплатен!
сайт, с пълно или частично копиране на материала, връзката към източника е задължителна.
Химическа връзка.
Различните вещества имат различна структура. От всички известни в момента вещества само инертните газове съществуват под формата на свободни (изолирани) атоми, което се дължи на високата стабилност на техните електронни структури. Всички други вещества (и в момента има повече от 10 милиона от тях) са съставени от свързани атоми.
Забележка: онези части от текста, които не могат да бъдат научени и разглобени, са в курсив.
Образуването на молекули от атоми води до увеличаване на енергията, тъй като при нормални условия молекулярното състояние е по-стабилно от атомното състояние.
Един атом може да има от един до осем електрона във външното си енергийно ниво. Ако броят на електроните във външното ниво на атома е максималният, който той може да побере, тогава това ниво се нарича завършен. Завършените нива се характеризират с голяма издръжливост. Това са външните нива на атомите на благородния газ: хелият има два електрона на външното ниво (s 2), останалите имат осем електрона всеки (ns 2 np 6). Външните нива на атомите на други елементи са незавършени и в процес на развитие химично взаимодействиете свършват.
Химическата връзка се образува от валентни електрони, но се осъществява по различни начини. Има три основни вида химични връзки: ковалентни, йонни и метални.
ковалентна връзка
Нека разгледаме механизма на възникване на ковалентна връзка, като използваме примера за образуване на водородна молекула:
Н + Н \u003d Н 2; Q = 436 kJ
Ядрото на свободен водороден атом е заобиколено от сферично симетричен електронен облак, образуван от 1 s електрон. Когато атомите се доближат един до друг на определено разстояние, техните електронни облаци (орбитали) частично се припокриват.
В резултат на това между центровете на двете ядра възниква молекулярен двуелектронен облак, който има максимална електронна плътност в пространството между ядрата; увеличаването на плътността на отрицателния заряд благоприятства силното увеличаване на силите на привличане между ядрата и молекулярния облак.
И така, ковалентна връзка се образува в резултат на припокриване на електронни облаци от атоми, придружено от освобождаване на енергия. Ако за водородни атоми, които се приближават преди докосване, разстоянието между ядрата е 0,106 nm, то след припокриването на електронните облаци (образуване на молекулата H 2) това разстояние е 0,074 nm.Най-голямото припокриване на електронните облаци се получава по линията, свързваща ядрата на два атома (това се случва, когато се образува σ-връзка). Колкото по-силна е химическата връзка, толкова по-голямо е припокриването на електронните орбитали. В резултат на образуването на химична връзка между два водородни атома, всеки от тях достига електронна конфигурация на атом от благородния газ хелий.
Изобразяването на химическите връзки е обичайно по различни начини:
1) с помощта на електрони под формата на точки, поставени в химичен знакелемент. Тогава образуването на водородна молекула може да бъде показано чрез схемата
H∙ + H∙ →H:H
2) често, особено в органична химия, ковалентната връзка е представена с тире (тире) (например H-H), което символизира обща двойка електрони.
Ковалентна връзка в хлорна молекула също се осъществява с помощта на два общи електрона или електронна двойка:
Несподелена електронна двойка, има 3 от тях в един атом
← Несподелена електронна двойка,
Има 6 от тях в една молекула.
несдвоен електронен споделен или споделена двойка електрони
Както можете да видите, всеки хлорен атом има три несподелени двойки и един несдвоен електрон. Образуването на химическа връзка се дължи на несдвоените електрони на всеки атом. Несдвоените електрони се свързват в обща двойка електрони, наричана още споделена двойка.
Ако между атомите е възникнала една ковалентна връзка (една обща електронна двойка), тогава тя се нарича единична; ако е повече, тогава кратно на двойно (две общи електронни двойки), тройно (три общи електронни двойки).
Единичната връзка е представена с едно тире (черта), двойната връзка с две и тройната връзка с три. Тире между два атома показва, че те имат обобщена двойка електрони, в резултат на което се образува химична връзка. С помощта на такива тирета, структурни формулимолекули.
И така, в молекулата на хлора всеки от нейните атоми има завършено външно ниво от осем електрона (s 2 p 6), а два от тях (една електронна двойка) еднакво принадлежат и на двата атома. Припокриването на електронни орбитали по време на образуването на молекула е показано на фиг. 
В азотната молекула N 2 атомите имат три общи електронни двойки:
:N+ + N: → :N:::N:
Очевидно е, че молекулата на азота е по-силна от молекулата на водорода или хлора, което е причината за значителната инертност на азота в химичните реакции.
Химическа връзка, осъществявана от електронни двойки, се нарича ковалентна връзка.
Механизми за образуване на ковалентна връзка.
Ковалентната връзка се образува не само чрез припокриване едноелектроненоблаци, е обменен механизъм за образуване на ковалентна връзка.
В обменния механизъм атомите осигуряват обща употребасъщия брой електрони.
Възможен е и друг механизъм на образуването му - донорно-акцепторният. В този случай химическата връзка се образува от неразделенелектронна двойка на един атом и Безплатноорбитали на друг атом.
Помислете за пример за механизма на образуване на амониевия йон NH 4 +
Когато амонякът реагира с HCl, химическа реакция:
NH 3 + HCl \u003d NH 4 Cl или в съкратена йонна форма: NH 3 + H + \u003d NH 4 +
В същото време в молекулата на амоняка азотният атом има неразделенняколко електрона (двуелектроненоблак):
Механизъм на образуване на ковалентна връзка според Люис.
Връзка между атомите възниква, когато техните атомни орбитали се припокриват, за да образуват молекулни орбитали (МО). Има два механизма за образуване на ковалентна връзка.
ОБМЕНЕН МЕХАНИЗЪМ - в образуването на връзка участват едноелектронни атомни орбитали, т.е. всеки от атомите осигурява общото използване на един електрон:
ДОНОРНО-АКЦЕПТОРЕН МЕХАНИЗЪМ - образуването на връзка възниква поради двойка електрони на донорния атом и свободната орбитала на акцепторния атом: \\
Характеристиките на ковалентната връзка не зависят от механизма на нейното образуване.
Свойства на ковалентната връзка: наситеност, насоченост, хибридизация, множественост.
Характеристиките на ковалентната връзка са нейната насоченост и наситеност. Тъй като атомните орбитали са пространствено ориентирани, припокриването на електронните облаци става в определени посоки, което определя посоката на ковалентната връзка. Насочеността се изразява количествено като ъгли на свързване между посоките на химичните връзки в молекулите и твърди вещества. Насищането на ковалентна връзка се причинява от ограничаване на броя на електроните във външните обвивки, които могат да участват в образуването на ковалентна връзка.
CS свойства:
1. COP сила- това са свойствата на природата на дългата връзка (междуядрено пространство) и енергията на енергията на връзката.
2. Полярност на COP. В молекули, съдържащи атомни ядра на един и същи елемент, една или повече двойки електрони еднакво принадлежат на двата атома, всяко атомно ядро привлича двойка свързващи електрони с еднаква сила. Такава връзка се нарича неполярна ковалентна връзка.
Ако двойка електрони, образуващи химическа връзка, се измести към едно от ядрата на атомите, тогава връзката се нарича полярна ковалентна връзка.
3. Наситеност на КС- това е способността на атома да участва само в определен брой CSs, наситеността характеризира валентността на атома. Количествени мерки за валентност явл. броят на несдвоените електрони в един атом в основното и във възбудено състояние.
4. Ориентация на COP.Най-силните КС се образуват в посока на максималното припокриване на атомните орбитали, т.е. Мярката за посока е ъгълът на свързване.
5. Хибридизация на CS -по време на хибридизация се получава изместване на атомните орбитали, т.е. има подравняване в енергията и във формата. Съществува sp, sp2, sp3 -хибридизация. sp-формата на молекулата е линейна (ъгъл 180 0), sp2-формата на молекулата е плосък триъгълник (ъгъл 120 0) , sp 3 -тетраедрична форма (ъгъл 109 0 28).
6. Множеството на КС или деколизацията на връзкатаБроят на връзките, образувани между атомите, се нарича множественост (ред)връзки. С увеличаване на кратността (реда) на връзката, дължината на връзката и нейната енергия се променят.
