Відкрити головне меню
Ковалентно зв'язані атоми водню та вуглецю у молекулі метану. Одним із способів представлення ковалентного зв'язку в молекулах є використання точкової діаграми Льюіса.

Ковале́́нтний зв'язо́́к — хімічний зв'язок, характерною особливістю якого є те, що задіяні атоми ділять між собою одну чи більше спільних пар електронів, які і спричиняють їх взаємне притягування, що утримує їх у молекулі. Електрони при цьому, як правило, заповнюють зовнішні електронні оболонки задіяних атомів. Такий зв'язок завжди сильніший, ніж міжмолекулярний зв'язок, та в порівнянні за силою сильніший за йонний зв'язок.

Сполуки з ковалентним зв'язком відрізняються невисокими температурами плавлення, поганою розчинністю у воді та доброю розчинністю в неполярних розчинниках, поганою електропровідністю.

Зміст

Загальний описРедагувати

Ковалентний зв'язок найчастіше виникає між атомами із схожою високою електронегативністю. Ковалентний зв'язок найчастіше виникає між неметалами, тоді як іонний зв'язок є найпоширенішою формою зв'язку між атомами металів та неметалів.

Ковалентний зв'язок, як правило, сильніший ніж інші типи зв'язку, такі як іонний. Справа в тому, що на відміну від іонного зв'язку, в якому атоми утримуються ненаправленою кулонівською силою, ковалентні зв'язки є направленими. Наслідком є те, що молекули із ковалентним утриманням мають тенденцію формувати відносно невелику кількість характерних форм, демонструючи специфічні кути зв'язку.

Ковалентний зв'язок поділяється на ковалентний полярний і ковалентний неполярний.

Різновидом ковалентного зв'язку є координаційний (донорно-акцепторний) зв'язок.

ІсторіяРедагувати

Оригінальна ідея ковалентного зв'язку належить Гілберту Льюїсу, котрий описав спільне посідання електронів атомами у 1916 році. Він запропонував так звану формулу Льюїса, в якій валентні електрони (на зовнішніх орбіталях) представлені як точки навколо атомних символів. Пари електронів між атомами представляють ковалентні зв'язки.

Перше квантово-механічне тлумачення хімічного зв'язку, зокрема для молекулярного водню, було наведено Гайтлером та Лондоном у 1927 році. Їх праця базувалась на моделі валентного зв'язку, у якій припускається, що хімічний зв'язок формується у випадках коли накладаються зовнішні електронні орбіталі задіяних атомів. Відомо, що орбіталі утворюють специфічні кутові відносини одні із одними, тому модель валентного зв'язку виявилась у змозі успішно передбачити кути зв'язків між окремими молекулами.

Новітні теоріїРедагувати

На сьогодні, модель валентного зв'язку поступилась місцем моделі молекулярних орбіталей. У цій моделі, коли атоми наближаються один до одного, атомні орбіталі взаємодіють між собою, та утворюють гібридні молекулярні орбіталі.

Ковалентний неполярний зв'язокРедагувати

При взаємодії атомів з однаковою електронегативністю утворяться молекули з ковалентним неполярним зв'язком. Такий зв'язок існує в молекулах наступних простих речовин: H2, F2, Cl2, O2, N2. Хімічні зв'язки в цих газах утворені за допомогою спільних електронних пар, тобто при перекритті відповідних електронних хмар при зближенні атомів. Складаючи електронні формули речовин, потрібно пам'ятати, що кожна спільна електронна пара — це умовне зображення підвищеної електронної густини, що виникає внаслідок перекриття відповідних електронних хмар.

Ковалентний полярний зв'язокРедагувати

При взаємодії атомів, значення електронегативостей яких відрізняються, але не різко, відбувається зміщення загальної електронної пари до більш електронегативного атома. Це найпоширеніший тип хімічного зв'язку, який зустрічається як в неорганічних, так і органічних сполуках. До ковалентних зв'язків в повній мірі відносяться і ті зв'язки, які утворені по донорно-акцепторному механізму, наприклад в іонах гидроксонія і амонію. Ковалентний зв'язок є формою хімічного зв'язку, характерною особливістю якого є те, що задіяні атоми посідають одну чи більше спільних пар електронів що і спричиняють їх взаємне притяжіння що утримує їх у молекулі. Електрони при цьому, як правило, заповнюють зовнішні електронні оболонки задіяних атомів. Такий зв'язок завжди сильніший ніж міжмолекулярний зв'язок та порівняльний за силою чи сильніший за йонний зв'язок. Порівняємо полярність зв'язку у ряду гідроген галогенідів HF-HCl-HBr-HI. Флуор — найбільш електронегативний елемент, і він найбільше зміщує спільну електронну пару у свій бік. Тому у сполуці HF полярність зв'язку найбільша. У ряду F-Cl-Br-I електронегативність зменшується. У молекулі HCl полярність зв'язку менша, ніж у HF, але більша ніж в HBr і HI ковалентний зв'язок найменш полярний.

Як приклади речовин з ковалентним полярним типом зв'язку можна назвати гідроген фторид HF, вода H2O, амоніак NH3, метан CH4, карбон(IV) оксид CO2.

Див. такожРедагувати

ДжерелаРедагувати

  • Глосарій термінів з хімії Й. Опейда, О. Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет — Донецьк: «Вебер», 2008. — 758 с. ISBN 978-966-335-206-0.