Azərbaycanca
Беларускі
Dansk
Deutsch
Española
Français
Indonesia
Italiana
日本語
Қазақ
Lietuvos
Nederlands
Português
Русский
සිංහල
แบบไทย
Türkçe
Українська
中國人
United State
Afrikaans
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.
| Ковалентний зв'язок | |
 Ковалентний зв'язок у Вікісховищі |
Сполуки з ковалентним зв'язком відрізняються невисокими температурами плавлення, поганою розчинністю у воді та доброю розчинністю в неполярних розчинниках, поганою електропровідністю.
Загальний опис
Ковалентний зв'язок найчастіше виникає між атомами зі 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. Річ у 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.
Історія
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 з одними, тому модель валентного зв'язку виявилась у змозі успішно передбачити кути зв'язків між окремими молекулами.
Новітні теорії
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'язок
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'язок
При взаємодії атомів, значення електронегативностей 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 повною мірою належать і ті зв'язки, які утворені по донорно-акцепторному механізму, наприклад в іонах гідроксонію 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. Фтор — 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 фтороводень HF, вода H2O, амоніак NH3, метан CH4, діоксид вуглецю CO2.
Див. також
Примітки
- Lewis, Gilbert N. (1 квітня 1916). The atom and the molecule. Journal of the American Chemical Society. 38 (4): 762—785. doi:10.1021/ja02261a002. S2CID 95865413.
- Heitler, W.; London, F. (1927). Wechselwirkung neutraler Atome und homöopolare Bindung nach der Quantenmechanik [Interaction of neutral atoms and homeopolar bonds according to quantum mechanics]. Zeitschrift für Physik. 44 (6–7): 455—472. Bibcode:1927ZPhy...44..455H. doi:10.1007/bf01397394. S2CID 119739102.
Джерела
- А. В. Сиволоб (2008). Молекулярна біологія : підручник /. К: Видавничо-поліграфічний центр «Київський університет». С 19-20.
 | Це незавершена стаття з хімії. Ви можете проєкту, виправивши або дописавши її. |
Вікіпедія, Українська, Україна, книга, книги, бібліотека, стаття, читати, завантажити, безкоштовно, безкоштовно завантажити, mp3, відео, mp4, 3gp, jpg, jpeg, gif, png, малюнок, музика, пісня, фільм, книга, гра, ігри, мобільний, телефон, android, ios, apple, мобільний телефон, samsung, iphone, xiomi, xiaomi, redmi, honor, oppo, nokia, sonya, mi, ПК, web, Інтернет
Kovale ntnij zv yazo k himichnij zv yazok harakternoyu osoblivistyu yakogo ye te sho zadiyani atomi dilyat mizh soboyu odnu chi bilshe spilnih par elektroniv yaki i sprichinyayut yih vzayemne prityaguvannya sho utrimuye yih u molekuli Elektroni pri comu yak pravilo zapovnyuyut zovnishni elektronni obolonki zadiyanih atomiv Takij zv yazok zavzhdi silnishij nizh mizhmolekulyarnij zv yazok Kovalentnij zv yazok Kovalentnij zv yazok u VikishovishiKovalentno zv yazani atomi vodnyu ta vuglecyu u molekuli metanu Odnim iz sposobiv predstavlennya kovalentnogo zv yazku v molekulah ye vikoristannya tochkovoyi diagrami Lyuisa Spoluki z kovalentnim zv yazkom vidriznyayutsya nevisokimi temperaturami plavlennya poganoyu rozchinnistyu u vodi ta dobroyu rozchinnistyu v nepolyarnih rozchinnikah poganoyu elektroprovidnistyu Zagalnij opisKovalentnij zv yazok najchastishe vinikaye mizh atomami zi shozhoyu visokoyu elektronegativnistyu Kovalentnij zv yazok najchastishe vinikaye mizh nemetalami todi yak ionnij zv yazok ye najposhirenishoyu formoyu zv yazku mizh atomami metaliv ta nemetaliv Kovalentnij zv yazok yak pravilo silnishij nizh inshi tipi zv yazku taki yak ionnij Rich u tomu sho na vidminu vid ionnogo zv yazku v yakomu atomi utrimuyutsya nenapravlenoyu kulonivskoyu siloyu kovalentni zv yazki ye napravlenimi Naslidkom ye te sho molekuli iz kovalentnim utrimannyam mayut tendenciyu formuvati vidnosno neveliku kilkist harakternih form demonstruyuchi specifichni kuti zv yazku Kovalentnij zv yazok podilyayetsya na kovalentnij polyarnij i kovalentnij nepolyarnij Riznovidom kovalentnogo zv yazku ye koordinacijnij donorno akceptornij zv yazok IstoriyaOriginalna ideya kovalentnogo zv yazku nalezhit Gilbertu Lyuyisu kotrij opisav spilne posidannya elektroniv atomami u 1916 roci Vin zaproponuvav tak zvanu formulu Lyuyisa v yakij valentni elektroni na zovnishnih orbitalyah predstavleni yak tochki navkolo atomnih simvoliv Pari elektroniv mizh atomami predstavlyayut kovalentni zv yazki Pershe kvantovo mehanichne tlumachennya himichnogo zv yazku zokrema dlya molekulyarnogo vodnyu bulo navedeno Gajtlerom ta Londonom u 1927 roci Yih pracya bazuvalas na modeli valentnogo zv yazku u yakij pripuskayetsya sho himichnij zv yazok formuyetsya u vipadkah koli nakladayutsya zovnishni elektronni orbitali zadiyanih atomiv Vidomo sho orbitali utvoryuyut specifichni kutovi vidnosini odni z odnimi tomu model valentnogo zv yazku viyavilas u zmozi uspishno peredbachiti kuti zv yazkiv mizh okremimi molekulami Novitni teoriyiNa sogodni model valentnogo zv yazku postupilas miscem modeli molekulyarnih orbitalej U cij modeli koli atomi nablizhayutsya odin do odnogo atomni orbitali vzayemodiyut mizh soboyu ta utvoryuyut gibridni molekulyarni orbitali Kovalentnij nepolyarnij zv yazokPri vzayemodiyi atomiv z odnakovoyu elektronegativnistyu utvoryatsya molekuli z kovalentnim nepolyarnim zv yazkom Takij zv yazok isnuye v molekulah nastupnih prostih rechovin H2 F2 Cl2 O2 N2 Himichni zv yazki v cih gazah utvoreni za dopomogoyu spilnih elektronnih par tobto pri perekritti vidpovidnih elektronnih hmar pri zblizhenni atomiv Skladayuchi elektronni formuli rechovin potribno pam yatati sho kozhna spilna elektronna para ce umovne zobrazhennya pidvishenoyi elektronnoyi gustini sho vinikaye vnaslidok perekrittya vidpovidnih elektronnih hmar Kovalentnij polyarnij zv yazokPri vzayemodiyi atomiv znachennya elektronegativnostej yakih vidriznyayutsya ale ne rizko vidbuvayetsya zmishennya zagalnoyi elektronnoyi pari do bilsh elektronegativnogo atoma Ce najposhirenishij tip himichnogo zv yazku yakij zustrichayetsya yak v neorganichnih tak i organichnih spolukah Do kovalentnih zv yazkiv povnoyu miroyu nalezhat i ti zv yazki yaki utvoreni po donorno akceptornomu mehanizmu napriklad v ionah gidroksoniyu i amoniyu Kovalentnij zv yazok ye formoyu himichnogo zv yazku harakternoyu osoblivistyu yakogo ye te sho zadiyani atomi posidayut odnu chi bilshe spilnih par elektroniv sho i sprichinyayut yih vzayemne prityazhinnya sho utrimuye yih u molekuli Elektroni pri comu yak pravilo zapovnyuyut zovnishni elektronni obolonki zadiyanih atomiv Takij zv yazok zavzhdi silnishij nizh mizhmolekulyarnij zv yazok ta porivnyalnij za siloyu chi silnishij za jonnij zv yazok Porivnyayemo polyarnist zv yazku u ryadu gidrogen galogenidiv HF HCl HBr HI Ftor najbilsh elektronegativnij element i vin najbilshe zmishuye spilnu elektronnu paru u svij bik Tomu u spoluci HF polyarnist zv yazku najbilsha U ryadu F Cl Br I elektronegativnist zmenshuyetsya U molekuli HCl polyarnist zv yazku mensha nizh u HF ale bilsha nizh v HBr i HI kovalentnij zv yazok najmensh polyarnij Yak prikladi rechovin z kovalentnim polyarnim tipom zv yazku mozhna nazvati ftorovoden HF voda H2O amoniak NH3 metan CH4 dioksid vuglecyu CO2 Div takozhKovalentnij radius Kovalentnist Teoriya kovalentnogo himichnogo zv yazkuPrimitkiLewis Gilbert N 1 kvitnya 1916 The atom and the molecule Journal of the American Chemical Society 38 4 762 785 doi 10 1021 ja02261a002 S2CID 95865413 Heitler W London F 1927 Wechselwirkung neutraler Atome und homoopolare Bindung nach der Quantenmechanik Interaction of neutral atoms and homeopolar bonds according to quantum mechanics Zeitschrift fur Physik 44 6 7 455 472 Bibcode 1927ZPhy 44 455H doi 10 1007 bf01397394 S2CID 119739102 DzherelaA V Sivolob 2008 Molekulyarna biologiya pidruchnik K Vidavnicho poligrafichnij centr Kiyivskij universitet S 19 20 ISBN 978 966 439 068 9Ce nezavershena stattya z himiyi Vi mozhete dopomogti proyektu vipravivshi abo dopisavshi yiyi