Ковалентная, ионная и металлическая – три основных типа химических связей.

Познакомимся подробнее с ковалентной химической связью . Рассмотрим механизм ее возникновения. В качестве примера возьмем образование молекулы водорода:

Сферически симметричное облако, образованное 1s-электроном, окружает ядро свободного атома водорода. Когда атомы сближаются до определенного расстояния, происходит частичное перекрывание их орбиталей (см. рис.), в результате чего появляется молекулярное двухэлектронное облако между центрами обоих ядер, которое обладает максимальной электронной плотностью в пространстве между ядрами. При увеличении же плотности отрицательного заряда происходит сильное возрастание сил притяжения между молекулярным облаком и ядрами.

Итак, мы видим, что ковалентная связь образуется путем перекрывания электронных облаков атомов, которое сопровождается выделением энергии. Если расстояние между ядрами у сблизившихся до касания атомов составляет 0,106 нм, тогда после перекрывания электронных облаков оно составит 0,074 нм. Чем больше перекрывание электронных орбиталей, тем прочнее химическая связь.

Ковалентной называется химическая связь, осуществляемая электронными парами . Соединения с ковалентной связью называют гомеополярными или атомными .

Существуют две разновидности ковалентной связи : полярная и неполярная .

При неполярной ковалентной связи образованное общей парой электронов электронное облако распределяется симметрично относительно ядер обоих атомов. В качестве примера могут выступать двухатомне молекулы, которые состоят из одного элемента: Cl 2 , N 2 , H 2 , F 2 , O 2 и другие, электронная пара в которых в принадлежит обоим атомам в одинаковой мере.

При полярной ковалентной связи электронное облако смещено к атому с большей относительной электроотрицательностью. Например молекулы летучих неорганических соединений таких как H 2 S, HCl, H 2 O и другие.

Образование молекулы HCl можно представить в следущем виде:

Т.к. относительная электроотрицательность атома хлора (2,83) больше, чем атома водорода (2,1), электронная пара смещается к атому хлора.

Помимо обменного механизма образования ковалентной связи – за счет перекрывания, также существует донорно-акцепторный механизм ее образования. Это механизм, при котором образование ковалентной связи происходит за счет двухэлектронного облака одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора). Давайте рассмотрим пример механизма образования аммония NH 4 + .В молекуле аммиака у атома азота есть двухэлектронное облако:

Ион водорода имеет свободную 1s-орбиталь, обозначим это как .

В процессе образования иона аммония двухэлектронное облако азота становится общим для атомов азота и водорода, это значит оно преобразуется в молекулярное электронное облако. Следовательно, появляется четвертая ковалентная связь. Можно представить процесс образования аммония такой схемой:

Заряд иона водорода рассредоточен между всеми атомами, а двухэлектронное облако, которое принадлежит азоту, становится общим с водородом.

Остались вопросы? Не знаете, как сделать домашнее задание?
Чтобы получить помощь репетитора – .
Первый урок – бесплатно!

blog.сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Сам термин «ковалентная связь» происходит от двух латинских слов: «со» — совместно и «vales» — имеющий силу, так как это связь происходящая за счет пары электронов, принадлежащей одновременно обоим (или говоря более простым языком, связь между атомами за счет пары электронов, являющихся общими для них). Образование ковалентной связи происходит исключительно среди атомов неметаллов, причем появляться она может как в атомах молекул, так и кристаллов.

Впервые ковалентная была обнаружена в далеком 1916 году американских химиком Дж. Льюисом и некоторое время существовала в виде гипотезы, идеи, лишь затем была подтверждена экспериментально. Что же выяснили химики по ее поводу? А то, что электроотрицательность неметаллов бывает довольно большой и при химическом взаимодействии двух атомов перенос электронов от одного к другому может быть невозможным, именно в этот момент и происходит объединение электронов обоих атомов, между ними возникает самая настоящая ковалентная связь атомов.

Типы ковалентной связи

В целом есть два типа ковалентной связи:

• обменный,
• донорно-акцептный.

При обменном типе ковалентной связи между атомами каждый из соединяющихся атомов представляет на образование электронной связи по одному неспареному электрону. При этом электроны эти должны иметь противоположные заряды (спины).

Примером подобной ковалентной связи могут быть связи происходящие молекуле водорода. Когда атомы водорода сближаются, в их электронные облака проникают друг в друга, в науке это называется перекрыванием электронных облаков. Как следствие, электронная плотность между ядрами увеличивается, сами они притягиваются друг к другу, а энергия системы уменьшается. Тем не менее, при слишком близком приближении ядра начинают отталкиваться, и таким образом возникает некое оптимально расстояние между ними.

Более наглядно это показано на картинке.

Что же касается донорно-акцепторного типа ковалентной связи, то он происходит когда одна частица, в данном случае донор, представляет для связи свою электронную пару, а вторая, акцептор — свободную орбиталь.

Также говоря о типах ковалентной связи можно выделить неполярную и полярную ковалентные связи, более подробно о них мы напишем ниже.

Ковалентная неполярная связь

Определение ковалентной неполярной связи просто, это связь, которая образуется между двумя одинаковыми атомами. Пример образование неполярной ковалентной связи смотрите ниже на схеме.

Схема ковалентной неполярной связи.

В молекулах при ковалентной неполярной связи общие электронные пары располагаются на равных расстояниях от ядер атомов. Например, в молекуле (на схеме выше), атомы приобретают восьми электронную конфигурацию, при этом они имеют четыре общие пары электронов.

Веществами с ковалентной неполярной связью обычно являются газы, жидкости или сравнительно низкоплавные тверды вещества.

Ковалентная полярная связь

Теперь же ответим на вопрос какая связь ковалентная полярная. Итак, ковалентная полярная связь образуется, когда ковалентно связанные атомы имеют разную электроотрицательность, и общественные электроны не принадлежат в равной степени двум атомам. Большую часть времени общественные электроны находятся ближе к одному атому, чем к другому. Примером ковалентной полярной связи могут служить связи, возникающие в молекуле хлороводорода, там общественные электроны, ответственные за образование ковалентной связи располагаются ближе к атому хлора, нежели водорода. А все дело в том, что электроотрицательность у хлора больше чем у водорода.

Так выглядит схема ковалентной полярной связи.

Ярким примером вещества с полярной ковалентной связью является вода.

Как определить ковалентную связь

Что же, теперь вы знаете ответ на вопрос как определить ковалентную полярную связь, и как неполярную, для этого достаточно знать свойства и химическую формулу молекул, если эта молекула состоит из атомов разных элементов, то связь будет полярной, если из одного элемента, то неполярной. Также важно помнить, что ковалентные связи в целом могут возникать только среди неметаллов, это обусловлено самим механизмом ковалентных связей, описанным выше.

Ковалентная связь, видео

И в завершение видео лекция о теме нашей статьи, ковалентной связи.

Атомы большинства элементов не суще­ствуют отдельно, так как могут взаимодействовать между собой. При этом взаимодействии образуются более сложные части­цы.

Природа химической связи состоит в действии электростатических сил, которые являются силами взаимодействия между электричес­кими зарядами. Такие заряды имеют электроны и ядра атомов.

Электроны, расположенные на внешних электронных уровнях (валентные электроны) находясь дальше всех от ядра, слабее всего с ним взаимодействуют, а значит способны отрываться от ядра. Именно они отвечают за связывание атомов друг с другом.

Типы взаимодействия в химии

Типы химической связи можно представить в виде следующей таблицы:

Характеристика ионной связи

Химическое взаимодействие, которое образуется из-за притяжения ионов , имеющих разные заряды, называется ионным. Такое происходит, если связываемые атомы имеют существенную разницу в электроотрицательности (то есть способности притягивать электроны) и электронная пара переходит к более электроотрицательному элементу. Результатом такого перехода электронов от одного атома к другому является образование заряженных частиц - ионов. Между ними и возникает притяжение.

Наименьшими показателями электроотрицательности обладают типичные металлы , а наибольшими - типичные неметаллы. Ионы, таким образом, образуются при взаимодействии между типичными металлами и типичными неметаллами.

Атомы металла становятся положительно заряженными ионами (катионами), отдавая электроны внешних электронных уровней, а неметаллы принимают электроны, превращаясь таким образом в отрицательно заряженные ионы (анионы).

Атомы переходят в более устойчивое энергетическое состояние, завершая свои электронные конфигурации.

Ионная связь ненаправленная и не насыщаемая, так как электростатическое взаимодействие происходит во все стороны, соответственно ион может притягивать ионы противоположного знака во всех направлениях.

Расположение ионов таково, что вокруг каждого находится определённое число противоположно заряженных ионов. Понятие «молекула» для ионных соединений смысла не имеет .

Примеры образования

Образование связи в хлориде натрия (nacl) обусловлено передачей электрона от атома Na к атому Cl с образованием соответствующих ионов:

Na 0 - 1 е = Na + (катион)

Cl 0 + 1 е = Cl — (анион)

В хлориде натрия вокруг катионов натрия расположено шесть анионов хлора, а вокруг каждого иона хлора — шесть ионов натрия.

При образовании взаимодействия между атомами в сульфиде бария происходят следующие процессы:

Ba 0 - 2 е = Ba 2+

S 0 + 2 е = S 2-

Ва отдаёт свои два электрона сере в результате чего образуются анионы серы S 2- и катионы бария Ba 2+ .

Металлическая химическая связь

Число электронов внешних энергетических уровней металлов невелико, они легко отрываются от ядра. В результате такого отрыва образуются ионы металла и свобод­ные электроны. Эти электроны называются «электронным газом». Электроны свободно перемещаются по объёму металла и постоянно связываются и отрываются от атомов.

Строение вещества металла таково: кристаллическая решётка является остовом вещества, а между её узлами электроны могут свободно перемещаться.

Можно привести следующие примеры:

Mg - 2е <-> Mg 2+

Cs - e <-> Cs +

Ca - 2e <-> Ca 2+

Fe - 3e <-> Fe 3+

Ковалентная: полярная и неполярная

Наиболее распространённым видом химического взаимодействия является ковалентная связь. Значения электроотрицательности элементов, вступающих во взаимодействие, отличаются не резко, в связи с этим происходит только смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому.

Ковалентное взаимодействие может образовываться по обменному механизму или по донорно-акцепторному.

Обменный механизм реализуется, если у каждого из атомов есть неспаренные электроны на внешних электронных уровнях и перекрывание атомных орбиталей приводит к возникновению пары электронов, принадлежащей уже обоим атомам. Когда же у одного из атомов есть пара электронов на внешнем электронном уровне, а у другого — свободная орбиталь, то при перекрывании атомных орбиталей происходит обобществление электронной пары и взаимодействие по донорно-акцепторному механизму.

Ковалентные разделяются по кратности на:

• простые или одинарные;
• двойные;
• тройные.

Двойные обеспечивают обобществление сразу двух пар электронов, а тройные — трёх.

По распределению электронной плотности (полярности) между связываемыми атомами ковалентная связь делится на:

• неполярную;
• полярную.

Неполярную связь образуют одинаковые атомы, а полярную - разные по электроотрицательности.

Взаимодействие близких по электроотрицательности атомов называют неполярной связью. Общая пара электронов в такой молекуле не притянута ни к одному из атомов, а принадлежит в равной мере обоим.

Взаимодействие различающихся по электроотрицательности элементов приводит к образованию полярных связей. Общие электронные пары при таком типе взаимодействия притягиваются более электроотрицательным элементом, но полностью к нему не переходят (то есть образования ионов не происходит). В результате такого смещения электронной плотности на атомах появляются частичные заряды: на более электроотрицательном — отрицательный заряд, а на менее — положительный.

Свойства и характеристика ковалентности

Основные характеристики ковалентной связи:

• Длина определяется расстоянием между ядрами взаимодействующих атомов.
• Полярность определяется смещением электронного облака к одному из атомов.
• Направленность - свойство образовывать ориентированные в пространстве связи и, соответственно, молекулы, имеющие определённые геометрические формы.
• Насыщаемость определяется способностью образовывать ограниченное число связей.
• Поляризуемость определяется способностью изменять полярность под действием внешнего электрического поля.
• Энергия необходимая для разрушения связи, определяющая её прочность.

Примером ковалентного неполярного взаимодействия могут быть молекулы водорода (H2) , хлора (Cl2), кислорода (O2), азота (N2) и многие другие.

H· + ·H → H-H молекула имеет одинарную неполярную связь,

O: + :O → O=O молекула имеет двойную неполярную,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N молекула имеет тройную неполярную.

В качестве примеров ковалентной связи химических элементов можно привести молекулы углекислого (CO2) и угарного (CO) газа, сероводорода (H2S), соляной кислоты (HCL), воды (H2O), метана (CH4) , оксида серы (SO2) и многих других.

В молекуле CO2 взаимосвязь между углеродом и атомами кислорода ковалентная полярная, так как более электроотрицательный водород притягивает к себе электронную плотность. Кислород имеет два неспаренных электрона на внешнем уровне, а углерод может предоставить для образования взаимодействия четыре валентных электрона. В результате образуются двойные связи и молекула выглядит так: O=C=O.

Для того чтобы определиться с типом связи в той или иной молекуле, достаточно рассмотреть составляющие её атомы. Простые вещества металлы образуют металлическую, металлы с неметаллами — ионную, простые вещества неметаллы — ковалентную неполярную, а молекулы, состоящие из разных неметаллов, образуются посредством ковалентной полярной связью.

Крайне редко химические вещества состоят из отдельных, не связанных между собой атомов химических элементов. Таким строением в обычных условиях обладает лишь небольшой ряд газов называемых благородными: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Чаще же всего химические вещества состоят не из разрозненных атомов, а из их объединений в различные группировки. Такие объединения атомов могут насчитывать несколько единиц, сотен, тысяч или даже больше атомов. Сила, которая удерживает эти атомы в составе таких группировок, называется химическая связь .

Другими словами, можно сказать, что химической связью называют взаимодействие, которое обеспечивает связь отдельных атомов в более сложные структуры (молекулы, ионы, радикалы, кристаллы и др.).

Причиной образования химической связи является то, что энергия более сложных структур меньше суммарной энергии отдельных, образующих ее атомов.

Так, в частности, если при взаимодействии атомов X и Y образуется молекула XY, это означает, что внутренняя энергия молекул этого вещества ниже, чем внутренняя энергия отдельных атомов, из которых оно образовалось:

E(XY) < E(X) + E(Y)

По этой причине при образовании химических связей между отдельными атомами выделятся энергия.

В образовании химических связей принимают участие электроны внешнего электронного слоя с наименьшей энергией связи с ядром, называемые валентными . Например, у бора таковыми являются электроны 2 энергетического уровня – 2 электрона на 2s- орбитали и 1 на 2p -орбитали:

При образовании химической связи каждый атом стремится получить электронную конфигурацию атомов благородных газов, т.е. чтобы в его внешнем электронном слое было 8 электронов (2 для элементов первого периода). Это явление получило название правила октета.

Достижение атомами электронной конфигурации благородного газа возможно, если изначально одиночные атомы сделают часть своих валентных электронов общими для других атомов. При этом образуются общие электронные пары.

В зависимости от степени обобществления электронов можно выделить ковалентную, ионную и металлическую связи.

Ковалентная связь

Ковалентная связь возникает чаще всего между атомами элементов неметаллов. Если атомы неметаллов, образующие ковалентную связь, относятся к разным химическим элементам, такую связь называют ковалентной полярной. Причина такого названия кроется в том, что атомы разных элементов имеют и различную способность притягивать к себе общую электронную пару. Очевидно, что это приводит к смещению общей электронной пары в сторону одного из атомов, в результате чего на нем формируется частичный отрицательный заряд. В свою очередь, на другом атоме формируется частичный положительный заряд. Например, в молекуле хлороводорода электронная пара смещена от атома водорода к атому хлора:

Примеры веществ с ковалентной полярной связью:

СCl 4 , H 2 S, CO 2 , NH 3 , SiO 2 и т.д.

Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметаллов одного химического элемента. Поскольку атомы идентичны, одинакова и их способность оттягивать на себя общие электроны. В связи с этим смещения электронной пары не наблюдается:

Вышеописанный механизм образования ковалентной связи, когда оба атома предоставляют электроны для образования общих электронных пар, называется обменным.

Также существует и донорно-акцепторный механизм.

При образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму общая электронная пара образуется за счет заполненной орбитали одного атома (с двумя электронами) и пустой орбитали другого атома. Атом, предоставляющий неподеленную электронную пару, называют донором, а атом со свободной орбиталью – акцептором. В качестве доноров электронных пар выступают атомы, имеющие спаренные электроны, например N, O, P, S.

Например, по донорно-акцепторному механизму происходит образование четвертой ковалентной связи N-H в катионе аммония NH 4 + :

Помимо полярности ковалентные связи также характеризуются энергией. Энергией связи называют минимальную энергию, необходимую для разрыва связи между атомами.

Энергия связи уменьшается с ростом радиусов связываемых атомов. Так, как мы знаем, атомные радиусы увеличиваются вниз по подгруппам, можно, например, сделать вывод о том, что прочность связи галоген-водород увеличивается в ряду:

HI < HBr < HCl < HF

Также энергия связи зависит от ее кратности – чем больше кратность связи, тем больше ее энергия. Под кратностью связи понимается количество общих электронных пар между двумя атомами.

Ионная связь

Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи. Если в ковалентной-полярной связи общая электронная пара смещена частично к одному из пары атомов, то в ионной она практически полностью «отдана» одному из атомов. Атом, отдавший электрон(ы), приобретает положительный заряд и становится катионом , а атом, забравший у него электроны, приобретает отрицательный заряд и становится анионом .

Таким образом, ионная связь — это связь, образованная за счет электростатического притяжения катионов к анионам.

Образование такого типа связи характерно при взаимодействии атомов типичных металлов и типичных неметаллов.

Например, фторид калия. Катион калия получается в результате отрыва от нейтрального атома одного электрона, а ион фтора образуется при присоединении к атому фтора одного электрона:

Между получившимися ионами возникает сила электростатического притяжения, в результате чего образуется ионное соединение.

При образовании химической связи электроны от атома натрия перешли к атому хлора и образовались противоположно заряженные ионы, которые имеют завершенный внешний энергетический уровень.

Установлено, что электроны от атома металла не отрываются полностью, а лишь смещаются в сторону атома хлора, как в ковалентной связи.

Большинство бинарных соединений, которые содержат атомы металлов, являются ионными. Например, оксиды, галогениды, сульфиды, нитриды.

Ионная связь возникает также между простыми катионами и простыми анионами (F − , Cl − , S 2-), а также между простыми катионами и сложными анионами (NO 3 − , SO 4 2- , PO 4 3- , OH −). Поэтому к ионным соединениям относят соли и основания (Na 2 SO 4 , Cu(NO 3) 2 , (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2 , NaOH)

Металлическая связь

Данный тип связи образуется в металлах.

У атомов всех металлов на внешнем электронном слое присутствуют электроны, имеющие низкую энергию связи с ядром атома. Для большинства металлов, энергетически выгодным является процесс потери внешних электронов.

Ввиду такого слабого взаимодействия с ядром эти электроны в металлах весьма подвижны и в каждом кристалле металла непрерывно происходит следующий процесс:

М 0 — ne − = M n + ,

где М 0 – нейтральный атом металла, а M n + катион этого же металла. На рисунке ниже представлена иллюстрация происходящих процессов.

То есть по кристаллу металла «носятся» электроны, отсоединяясь от одного атома металла, образуя из него катион, присоединяясь к другому катиону, образуя нейтральный атом. Такое явление получило название “электронный ветер”, а совокупность свободных электронов в кристалле атома неметалла назвали “электронный газ”. Подобный тип взаимодействия между атомами металлов назвали металлической связью.

Водородная связь

Если атом водорода в каком-либо веществе связан с элементом с высокой электроотрицательностью (азотом, кислородом или фтором), для такого вещества характерно такое явление, как водородная связь.

Поскольку атом водорода связан с электроотрицательным атомом, на атоме водорода образуется частичный положительный заряд, а на атоме электроотрицательного элемента — частичный отрицательный. В связи с этим становится возможным электростатическое притяжения между частично положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой. Например водородная связь наблюдается для молекул воды:

Именно водородной связью объясняется аномально высокая температура плавления воды. Кроме воды, также прочные водородные связи образуются в таких веществах, как фтороводород, аммиак, кислородсодержащие кислоты, фенолы, спирты, амины.

Рис. 2.1. Образование молекул из атомов сопровождается перераспределением электронов валентных орбиталей и приводит к выигрышу в энергии, так как энергия молекул оказывается меньше энергии невзаимодействующих атомов. На рисунке представлена схема образования неполярной ковалентной химической связи между атомами водорода.

§2 Химическая связь

В обычных условиях молекулярное состояние устойчивее, чем атомное (рис.2.1).Образование молекул из атомов сопровождается перераспределением электронов валентных орбиталей и приводит к выигрышу в энергии, так как энергия молекул оказывается меньше энергии невзаимодействующих атомов (приложение 3). Силы, удерживающие атомы в молекулах, получили обобщенное названиехимической связи .

Химическая связь между атомами осуществляется валентными электронами и имеет электрическую природу . При этом различают четыре основных типа химической связи:ковалентную ,ионную, металлическую иводородную .

1 Ковалентная связь

Химическая связь, осуществляемая электронными парами, называется атомной, или ковалентной . Соединения с ковалентными связями называются атомными, или ковалентными .

При возникновении ковалентной связи происходит сопровождающееся выделением энергии перекрытие электронных облаков взаимодействующих атомов (рис.2.1). При этом между положительно заряженными атомными ядрами возникает облако с повышенной плотностью отрицательного заряда. Благодаря действию кулоновских сил притяжения между разноименными зарядами увеличение плотности отрицательного заряда благоприятствует сближению ядер.

Ковалентная связь образуется за счет непарных электронов внешних оболочек атомов . При этом электроны с противоположными спинами образуютэлектронную пару (рис.2.2), общую для взаимодействующих атомов. Если между атомами возникла одна ковалентная связь (одна общая электронная пара), то она называется одинарной, две- двойной и т.д.

Мерой прочности химической связи служит энергия E св, затрачиваемая на разрушение связи (выигрыш в энергии при образовании соединения из отдельных атомов). Обычно эту энергию измеряют в расчете на 1 мольвещества и выражают в килоджоулях на моль (кДж∙моль –1). Энергия одинарной ковалентной связи лежит в пределах 200–2000 кДжмоль –1 .

Рис. 2.2. Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающей за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма (а) , когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или посредством донорно-акцепторного механизма (б) , когда электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору).

Ковалентная связь обладает свойствами насыщаемости и направленности . Под насыщаемостью ковалентной связи понимается способность атомов образовывать с соседями ограниченное число связей, определяемое числом их неспаренных ва­лентных электронов. Направленность ковалентной связи отражает тот факт, что силы,удерживающие атомы друг возле друга, направлены вдоль прямой, соединяющей атомные ядра. Кроме того, ковалентная связь может быть полярной или неполярной .

В случае неполярной ковалентной связи электронное облако, образованное общей парой электронов, распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов. Неполярная ковалентная связь образуется между атомами простых веществ, например, между одинаковыми атомами газов, образующих двухатомные молекулы (О 2 , Н 2 , N 2 ,Cl 2 и т.д.).

В случае полярной ковалентной связи электронное облако связи смещено к одному из атомов. Образование полярной ковалентной связи между атомами характерно для сложных веществ. Примером могут служить молекулы летучих неорганических соединений: HCl, H 2 O, NH 3 и др.

Степень смещения общего электронного облака к одному из атомов при образовании ковалентной связи (степень полярности связи ) определяется, главным образом, зарядом атомных ядер и радиусом взаимодействующих атомов .

Чем больше заряд атомного ядра, тем сильнее оно притягивает к себе облако электронов. В то же время чем больше радиус атома, тем слабее внешние электроны удерживаются вблизи атомного ядра. Совокупное действие двух этих факторов и выражается в различной способности разных атомов «оттягивать» к себе облако ковалентной связи.

Способность атома в молекуле притягивать к себе электроны получила название электроотрицательности . Таким образом, электроотрицательность характеризует способность атома к поляризации ковалентной связи:чем больше электроотрицательность атома, тем сильнее смещено к нему электронное облако ковалентной связи .

Для количественной оценки электроотрицательности предложен ряд методов. При этом наиболее ясный физический смысл имеет метод, предложенный американским химиком Робертом С. Малликеном, который определил электроотрицательность  атома как полусумму его энергииE e сродства к электрону и энергииE i ионизации атома:

. (2.1)

Энергией ионизации атома называется та энергия, которую нужно затратить, чтобы «оторвать» от него электрон и удалить его на бесконечное расстояние. Энергию ионизации определяют при помощи фотоионизации атомов или путем бомбардировки атомов электронами, ускоренными в электрическом поле. То наименьшее значение энергии фотонов или электронов, которое становится достаточным для ионизации атомов, и называют их энергией ионизацииE i . Обычно эта энергия выражается в электрон-вольтах (эВ): 1 эВ = 1,610 –19 Дж.

Охотнее всего отдают внешние электроны атомы металлов , которые содержат на внешней оболочке небольшое число непарных электронов (1, 2 или 3). Эти атомы обладают наименьшей энергией ионизации. Таким образом, величина энергии ионизации может служить мерой большей или меньшей «металличности» элемента: чем меньше энергия ионизации, тем сильнее должны быть выраженыметаллические свойства элемента.

В одной и той же подгруппе периодической системы элементов Д.И.Менделе­ева с увеличением порядкового номера элемента его энергия ионизации уменьшается (табл.2.1), что связано с увеличением атомного радиуса (табл.1.2), а, следовательно, с ослаблением связи внешних электронов с ядром. У элементов одного периода энергия ионизации возрастает с увеличением порядкового номера. Это связано с уменьшением атомного радиуса и увеличением заряда ядра.

Энергия E e , которая выделяется при присоединении электрона к свободному атому, называетсясродством к электрону (выражается также в эВ). Выделение (а не поглощение) энергии при присоединении заряженного электрона к некоторым нейтральным атомам объясняется тем, что наиболее устойчивыми в природе являются атомы с заполненными внешними оболочками. Поэтому тем атомам, у которых эти оболочки «немного не заполнены» (т.е. до заполнения не хватает 1, 2 или 3 электронов), энергетически выгодно присоединять к себе электроны, превращаясь в отрицательно заряженные ионы 1 . К таким атомам относятся, например, атомы галогенов (табл.2.1) – элементов седьмой группы (главной подгруппы) периодической системы Д.И.Менделеева. Сродство к электрону атомов металла, как правило, равно нулю или отрицательно, т.е. им энергетически невыгодно присоединение дополнительных электронов, требуется дополнительная энергия, чтобы удержать их внутри атомов. Сродство к электрону атомов неметаллов всегда положительно и тем больше, чем ближе к благородному (инертному) газу расположен неметалл в периодической системе. Это свидетельствует об усилениинеметаллических свойств по мере приближения к концу периода.

Из всего сказанного ясно, что электроотрицательность (2.1) атомов возрастает в направлении слева направо для элементов каждого периода и уменьшается в направлении сверху вниз для элементов одной и той же группы периодической системы Менделеева. Нетрудно, однако, понять, что для характеристики степени полярности ковалентной связи между атомами важным является не абсолютное значение электроотрицательности, а отношение электроотрицательностей атомов, образующих связь. Поэтому на практике пользуются относительными значениями электроотрицательности (табл.2.1),принимая за единицу электроотрицательность лития.

Для характеристики полярности ковалентной химической связи используют разность относительных электроотрицательностей атомов . Обычно связь между атомами А и В считается чисто ковалентной, если | A – B |0.5.