Name: shared electrons in covalent molecules
Uploaded: 2020-09-03T13:38:28.000Z
Duration: 2 min 46 s
Channel: JoVE

K12 Standards

north-carolina-k-12-science-standard-course-of-study

North Carolina K-12 Science Standard Course of Study

9-12

Chemistry

Matter and its Interactions

PS.Chm.3.1

Covalent Bonding and Lewis Structures

Ковалентные связи образуются между неметаллами за счет обмена валентными электронами. Но почему неметаллы предпочитают делить электроны, а не отдавать их, как в ионных связях? Неметаллы обладают высокой энергией ионизации, что затрудняет перенос валентных электронов от одного атома к другому.Рассмотрим молекулу аммиака. Атому азота требуется еще три электрона, чтобы достичь октета, а атому водорода нужен электрон, чтобы достичь дуэта. Следовательно, атом азота связывается с тремя атомами водорода, так что и азот, и водород достигают стабильных электронных конфигураций.Поскольку каждая из этих связей образована одной парой электронов, она называется одинарной связью. Общая пара электронов в ковалентной связи называется связывающей парой. Валентные электроны, не участвующие в образовании связи, называются неподеленной парой или несвязывающими электронами.С 6 валентными электронами атомам кислорода нужно еще два электрона, чтобы достичь октета. Следовательно, два атома кислорода разделяют двухэлектронные пары, образующие двойную связь. Азот, с другой стороны, разделяет три неспаренных электрона в своей двухатомной форме, создавая тройную связь.Одинарные и кратные связи различаются по длине и прочности. Тройные связи короче двойных связей, которые короче одинарных. Прочность связи увеличивается с увеличением кратности связи.Вот почему в азоте сложно разорвать тройную связь, что делает его относительно инертным. Модель Льюиса помогает предсказать структуру и стабильность молекул. Согласно модели Льюиса, H2O стабильная молекула;потому что и кислород, и водород достигли стабильных электронных конфигураций.Если кислород разделяет электроны только с одним атомом водорода, полученная молекула ОН не будет стабильной, поскольку у кислорода будет только 7 валентных электронов, и он не достигнет октета. Однако, если к кислороду добавляется дополнительный электрон для завершения октета, полученный ион гидроксида становится стабильным с отрицательным зарядом. Ковалентные связи являются направленными, потому что общие электроны связывают две определенные пары атомов.Напротив, ионные связи ненаправленные и удерживают несколько ионов в решетке. Таким образом, в ковалентном соединении фундаментальными единицами считаются отдельные молекулы.

Ковалентное связывание и структуры Льюиса

По сравнению с ионной связью, которая является результатом передачи электронов между металлическими и неметаллическими атомами, ковалентные связи являются результатом взаимного притяжения атомов для “общей” пары электронов.  
 
 Ковалентные связи образуются между двумя атомами, когда у обоих есть схожие тенденции к притягиванию электронов к себе (т.е. когда оба атома имеют идентичные или достаточно похожие энергии ионизации и электроны).  
 
 <h4>Физические свойства ковалентных соединений </h4>
 
 Соединения, содержащие ковалентные связи, имеют иные физические свойства, чем ионные соединения. Поскольку притяжение между молекулами, которые электрически нейтральны, слабее, чем между электрически заряженными ионами, ковалентные соединения, как правило, имеют гораздо более низкие точки плавления и кипения, чем ионные соединения. На самом деле, многие ковалентные соединения являются жидкостями или газами при комнатной температуре, и в своих твёрдых состояниях они обычно намного мягче, чем ионные твердые тела. Кроме того, в то время как ионные соединения являются хорошими проводниками электричества при растворении в воде, большинство ковалентных соединений нерастворимы в воде; поскольку они электрически нейтральны, они являются плохими проводниками электричества в любом состоянии. 
 
 <h4>Формирование ковалентных связей </h4>
 
 Неметаллические атомы часто образуют ковалентные связи с другими неметаллическими атомами. Например, молекула водорода, H2, содержит ковалентную связь между двумя атомами водорода. Два отдельных атома водорода с определенным потенциалом энергии приближаются друг к другу, их валентные орбитали (1s) начинают перекрываться. Затем отдельные электроны на каждом атоме водорода взаимодействуют с обоими атомными ядрами, занимая пространство вокруг обоих атомов. Сильное притяжение каждого общего электрона к обоим ядрам стабилизирует систему, а потенциальная энергия уменьшается по мере уменьшения расстояния связи. Если атомы продолжают приближаться друг к другу, положительные заряды в двух ядрах начинают отталкиваться друг от друга, и потенциальная энергия возрастает. Длина связи определяется расстоянием, на котором достигается наименьшая потенциальная энергия. 
 
 Важно помнить, что для разрыва химических связей необходимо добавить энергию (эндотермический процесс), в то время как формирование химических связей высвобождает энергию (экзотермический процесс). В случае H2 ковалентная связь очень сильна; необходимо добавить большое количество энергии, 436 кДж, чтобы разорвать связи в одном моль молекул водорода и вызвать разделение атомов: 
 
 <img alt=""Eq1"" src=""https://www.jove.com/files/core/CDNSource/lessons/1059/1059_Equations-01.png"" style=""height: 40px;"" />
 
 С другой стороны, когда один моль молекул H2 образует две моль атомов H, высвобождается одинаковое количество энергии: 
 
 <img alt=""Eq2"" src=""https://www.jove.com/files/core/CDNSource/lessons/1059/1059_Equations-02.png"" style=""height: 40px;"" />
 
 <h4>Структуры Льюиса </h4>
 
 Символы Льюиса могут использоваться для обозначения образования ковалентных связей, которые показаны в структурах Льюиса, чертежах, описывающих связывание в молекулах и полиатомных ионах. Например, когда два атома хлора образуют молекулу хлора, они совместно используют одну пару электронов: 
 
 <img alt=""Figure1"" src=""https://www.jove.com/files/core/CDNSource/lessons/1059/1059Image_1.svg"" style=""height: 90px;"" />
 
 Структура Льюиса показывает, что каждый атом CL имеет три пары электронов, которые не используются в связке (называемые одинокими парами) и одну общую пару электронов (написанную между атомами). Тире (или линия) иногда используется для обозначения общей пары электронов: CL—CL. 
 
 <ul>
 <li>Одна общая пара электронов называется одной связью. Каждый атом CL взаимодействует с восемью валентными электронами: Шестью в одиночных парах и двумя в одиночной связи. </li>
 <li>Однако для достижения требуемого октета пара атомов, возможно, потребуется разделить несколько пар электронов. Двойная связь образуется, когда две пары электронов распределяются между парами атомов, как между атомами углерода и кислорода в CH2O (формальдегид), так и между двумя атомами углерода в C2H4 (этилен).   
 <img alt=""Figure2"" src=""https://www.jove.com/files/core/CDNSource/lessons/1059/1059Image_2.svg"" style=""height: 120px;"" /></li>
 <li>Тройная связь образуется, когда три пары электронов разделены парой атомов, как в угарном угарном (CO) и цианидном ионе (CN–). 
 <img alt=""Figure3"" src=""https://www.jove.com/files/core/CDNSource/lessons/1059/1059Image_3.svg"" style=""height: 90px;"" /></li>
 </ul>
 </ul>
 
 Периодическая таблица может использоваться для прогнозирования количества валентных электронов в атоме и количества связей, которые будут образованы для достижения октета. Элементы группы 18, такие как аргон и гелиум, заполняли электронную конфигурацию и, таким образом, редко участвуют в связке химических веществ. Однако атомам из группы 17, таким как бром или йод, для доступа к октету требуется только один электрон. Поэтому атомы, принадлежащие к группе 17, могут образовывать единую ковалентную связь. Атомам группы 16 требуется 2 электронов, чтобы достичь октета; следовательно, они могут образовывать две ковалентные связи. Точно так же углерод, принадлежащий к группе 14, нуждается в 4 дополнительных электронах для достижения октета; таким образом, углерод может образовывать четыре ковалентные связи.  
 
 Этот текст адаптирован из <a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/7-2-covalent-bonding">Openstax, Химия 2е изд., раздел 7.2: Ковалентные связи</a> и <a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/7-3-lewis-symbols-and-structures">Openstax, Химия 2е изд., раздел 7.3: Символы и структуры Льюиса.</a>

По сравнению с ионными связями, которые возникают в результате переноса электронов между металлическими и неметаллическими атомами, ковалентные связи возникают в результате взаимного ...

Education

JoVE Core

Химия

Один

Chemical Bonding: Basic Concepts

Химическая связь: основные понятия

KEY TERMS AND CONCEPTS

ОСНОВНЫЕ ТЕРМИНЫ И ПОНЯТИЯ

shared electrons in covalent molecules

Covalent molecules form when atoms share electrons instead of transferring them. This bonding usually happens between nonmetal atoms with similar tendencies to attract electrons. Because the atoms pull on the electrons in a shared way, the bond is held together by mutual attraction.

Covalent compounds often have physical properties that differ from ionic compounds. The attraction between neutral molecules is weaker than the attraction between charged ions. As a result, many covalent compounds have lower melting and boiling points, and some are liquids or gases at room temperature. When they are solids, they are usually softer than ionic solids. Most covalent compounds are also insoluble in water and are poor conductors of electricity in any state.

Hydrogen gas shows how a covalent bond forms. In H2, two hydrogen atoms approach each other and their 1s valence orbitals overlap. Each electron interacts with both nuclei, which lowers the potential energy and stabilizes the molecule. If the atoms move too close, the positive nuclei repel each other, and the potential energy rises. The bond length is the distance where the potential energy is lowest. Forming a bond releases energy, so it is an exothermic process. Breaking a bond requires energy, so it is endothermic. For H2, 436 kJ must be added to break one mole of molecules, and the same amount is released when one mole forms from hydrogen atoms.

Lewis structures show covalent bonding with Lewis symbols. In chlorine gas, Cl2, the two chlorine atoms share one pair of electrons. Each chlorine atom also has three lone pairs, which are pairs not used in bonding. A shared pair can be shown with a dash, so Cl—Cl represents a single bond. Each chlorine atom then has eight valence electrons around it, including lone pairs and the bonding pair.

Some atoms need more than one shared pair to reach an octet, which is a full outer shell of eight electrons. A double bond forms when two pairs of electrons are shared, as in CH2O and C2H4. A triple bond forms when three pairs are shared, as in CO and CN−. The periodic table helps predict bonding patterns from valence electrons. Group 18 elements such as argon and helium already have filled electron configurations and rarely bond. Group 17 atoms, such as bromine and iodine, usually need one electron and can form one covalent bond. Group 16 atoms need two electrons and can form two covalent bonds. Carbon in group 14 needs four more electrons, so it can form four covalent bonds.

Shared Electrons in Covalent Molecules

types of chemical bonds

Chemical Bonding and Bond Properties

Chemical bonding explains how atoms and ions join to form molecules and compounds. American chemist Gilbert N. Lewis pioneered chemical bonding theory with the Lewis model. This model helps explain why bonds form, why some are stronger than others, and why compounds have fixed formulas like H2O instead of H4O. Ionic bonding involves ions, which are atoms or molecules with an electrical charge. A cation is a positive ion formed when a neutral atom loses one or more electrons from its valence...

the born-haber cycle

Predicting Ionic Stability with Lattice Energy

Lattice energy helps explain why ionic compounds are stable. It measures the strength of attraction between positive and negative ions in a crystal. In one common definition, lattice energy is the energy required to separate one mole of an ionic solid into gaseous ions, so it has a positive value. Another definition uses the opposite sign and describes the energy released when gaseous ions form a lattice. When checking data, it is important to confirm which convention is being used. In either...

lewis symbols and the octet rule

Valence Electrons, Lewis Symbols, and Bonding

Chemical bonds form when atoms or ions interact in ways that lower the potential energy of a molecule. Gilbert N. Lewis created a simple model to show bond formation using valence electrons, the electrons in the outer shell. In this model, electrons are shared or transferred to help atoms reach a stable electron configuration. The Lewis model helps describe two common bond types. An ionic bond forms when electrons move from a metal to a nonmetal. A covalent bond forms when two nonmetals share...

electronegativity

Electronegativity and Polar Bonds

Electronegativity helps explain why some covalent bonds are nonpolar and others are polar covalent. It is a measure of how strongly an atom attracts shared electrons toward itself. That pull controls how electron density is distributed in a bond. Linus Pauling proposed the first electronegativity values by studying bond energies in heteronuclear molecules such as hydrogen fluoride. He expected the bond energy of HF to be about the average of the bond energies of H2 and F2, or 296 kJ/mol. The...

ionic bonding and electron transfer

Ionic Compounds and Crystal Lattices

Ionic compounds form when positive and negative ions attract each other. A cation is a positive ion, and it forms when an atom loses one or more valence electrons. An anion is a negative ion, and it forms when an atom gains one or more valence electrons. Compounds made of these ions are called ionic compounds, or salts, and the force between them is an ionic bond. The properties of ionic solids help show how strong this attraction is. They usually form rigid, brittle crystals and have high...

trends in lattice energy: ion size and charge

trends-in-lattice-energy-ion-size-and-charge

Lattice Energy Patterns in Ionic Solids

Lattice energy shows how strongly ions hold an ionic solid together. It is the energy required to separate one mole of a solid into its gaseous ions. For sodium chloride, this process requires 769 kJ per mole. The opposite convention may also be used, where lattice energy is the energy released when gaseous ions form the solid. In either case, a larger magnitude means a more stable ionic compound. For ionic crystals, lattice energy follows a pattern based on charge and ion size. The...

covalent bonding and lewis structures

Covalent molecules form when atoms share electrons instead of transferring them. This bonding usually happens between nonmetal atoms with similar tendencies to attract electrons. Because the atoms pull on the electrons in a shared way, the bond is held together by mutual attraction. Covalent compounds often have physical properties that differ from ionic compounds. The attraction between neutral molecules is weaker than the attraction between charged ions. As a result, many covalent compounds...

bond polarity, dipole moment, and percent ionic character

bond-polarity-dipole-moment-and-percent-ionic-character

How Bond Polarity Shapes Molecular Dipoles

Bond polarity depends on electronegativity, the ability of an atom to attract shared electrons. The absolute value of the electronegativity difference, or ΔEN, gives a rough guide to bond type. When the difference is very small or zero, the bond is covalent and nonpolar. When it is larger, the bond may be polar covalent or ionic. Examples show how this works in real compounds. H–H has a ΔEN of 0, so it is nonpolar. H–Cl has a ΔEN of 0.9, so it is polar covalent. Na–Cl has a ΔEN of 2.1, so it...

lewis structures of molecular compounds and polyatomic ions

lewis-structures-of-molecular-compounds-and-polyatomic-ions

Drawing Lewis Structures with Valence Electron Counts

Drawing Lewis structures starts with counting valence electrons and building the atom arrangement step by step. Valence electrons are the outer-shell electrons that help show how atoms bond. For ions, a positive charge means one electron is removed for each plus sign, and a negative charge means one electron is added for each minus sign. The next step is to sketch the skeleton structure. The least electronegative atom usually goes in the center, while hydrogen is almost never central. Fluorine...

resonance

Resonance Forms in Lewis Structures

Resonance forms in Lewis structures help explain molecules and ions that cannot be shown correctly with just one drawing. In nitrite ion, NO2−, the Lewis structure can be drawn in two ways. The N-O and N=O bonds switch positions in the two drawings, but the atoms stay in the same arrangement. If nitrite really had one single bond and one double bond, the two bond lengths should be different. A double bond is shorter and stronger than a single bond between the same atoms. Experiments show that...

formal charges

Lewis Structures with Formal Charge

Lewis structures can sometimes show more than one reasonable arrangement for a molecule or polyatomic ion. Formal charge helps chemists choose the best Lewis structure when that happens. It is a useful way to compare possible structures in chemistry. Formal charge is the hypothetical charge an atom would have if bonding electrons were shared evenly between the atoms. It can also be found by starting with the valence electrons of the neutral atom, subtracting the nonbonding electrons, and then...

exceptions to the octet rule

Octet Rule Exceptions in Lewis Structures

Some covalent molecules do not follow the octet rule in their Lewis structures. Their central atoms can fall into three groups: odd-electron molecules, electron-deficient molecules, and hypervalent molecules. These cases show why a Lewis structure may not always give every atom eight valence electrons. Odd-electron molecules have an odd number of valence electrons, so one electron remains unpaired. Molecules with an odd number of electrons are called radicals. Nitric oxide, NO, is one example,...

bond energies and bond lengths

How Bond Energy Predicts Reaction Heat

Bond energy helps explain why molecules stay together and how much heat a reaction may release or absorb. A covalent bond is stronger when more energy is needed to separate the atoms. The energy needed to break one specific covalent bond in one mole of gaseous molecules is called bond energy, or bond dissociation energy. For a diatomic molecule, bond energy is the standard enthalpy change for an endothermic reaction that breaks that bond. The H-H bond is a common example. Its bond energy is...

bonding in metals

Electron Sea Model in Metals

Electron sea model explains how metallic bonding holds metals together. In this model, most metal atoms do not have enough valence electrons to form ionic or covalent bonds in the usual way. Their valence electrons are held loosely because metals have low electronegativity, and their ionization energy is low, so electrons are removed easily. When a metal atom loses these outer electrons, it becomes a positively charged metal ion. The freed electrons form a delocalized electron cloud around...

key terms and concepts

Explore how nonmetal atoms share electrons to form covalent bonds, from H2 and Cl2 to double and triple bonds, Lewis structures, and bonding patterns.

Shared Electrons in Covalent Molecules | JoVE K12

chemistry

JoVE Core Chemistry brings general chemistry concepts to life using concise and easy-to-understand animated video lessons. Plus, in the scientist-in-action videos, we demonstrate classical and original research experiments performed in today's laboratories worldwide.

Physical Science

PS.PSc.2.1

Pennsylvania State Academic Standards

Structure and Properties of Matter

3.2.9-12.B

3.2.9-12.N

ohios-learning-standards-and-model-curriculum

Ohio’s Learning Standards and Model Curriculum

Study Of Matter

Bonding and compounds

Structure And Properties Of Matter

Chemical bonding

Representing compounds

Physical Geology

Minerals

Chemical bonding (ionic, covalent, metallic)

Tennessee Academic Standards

High School

Matter and Its Interactions

CHEM1.PS1.12

CHEM1.PS1.14

motion-and-stability-forces-and-interactions

Motion and Stability: Forces and Interactions

CHEM1.PS2.1

Virginia  Standards of Learning

HIgh School

CH.3

CH.3.d

PS.3

PS.3.c

Physics

PH.9

PH.9.e

Minnesota Academic Standards in Science

1.2.1 9L.4.2.2.1

Arizona Science Standards

HS.P1

HS.P1U1.2

new-jersey-student-learning-standards-for-science

New Jersey Student Learning Standards for Science

HS-PS1-2

Texas Essential Knowledge and Skills

CHEM.6

CHEM.6.E

Alabama Course of Study Science

9-12.C.2.2.a

9-12.C.2.2.c

Florida Department of Education

SC.912.P.8

SC.912.P.8.6

Chemistry and Physics

IPC.7

IPC.7.A

new-york-state-science-learning-standards

New York State Science Learning Standards

HS. Structure and Properties of Matter

HS-PS1-3.

HS. Chemical Reactions

HS-PS1-2.

Georgia Standards of Excellence

SPS2.

Chemical Bonds

SC2.

bonding-types-from-nonpolar-covalent-to-ionic

Bonding Types: From Nonpolar Covalent to Ionic

Scientific Laws and Theories

Scientific Laws

In science, a law is defined as a concise, verbal or mathematical, statement that summarizes a vast number of experimental observations. ...

The Scientific Method

Chemistry is an empirical science. Scientists often pose questions to understand the chemistry in everyday life and seek answers to these questions. To ...

Classifying Matter by State

Chemistry is the study of matter and the changes it undergoes. Matter is anything that has mass and occupies space. Matter is all around us; the air, ...

Classifying Matter by Composition

Matter: Pure Substances and Mixtures
According to its composition, the matter can be classified into two broad categories &mdash; pure substances and ...

The Atomic Theory of Matter

The earliest recorded discussion of the basic structure of matter comes from ancient Greek philosophers. Leucippus and Democritus argued that all matter ...

Subatomic Particles

Dalton was only partially correct about the particles that make up matter. All matter is composed of atoms, and atoms are composed of three smaller ...

Elements: Chemical Symbols and Isotopes

A chemical symbol is an abbreviation used to indicate an element or an atom of an element. For example, the symbol for mercury is Hg. The same symbol is ...

Use models to explain how the scientific understanding of atomic structure has evolved.

PS.Chm.1.1

Radioactivity and Nuclear Equations

Nuclear chemistry is the study of reactions that involve changes in nuclear structure. The nucleus of an atom is composed of protons and, except for ...

Types of Radioactivity

The most common types of radioactivity are &#945; decay, &#946; decay, &#947; decay, neutron emission, and electron capture.
Alpha (&#945;) decay is the ...

Nuclear Stability

Protons and neutrons, collectively called nucleons, are packed together tightly in a nucleus. With a radius of about 10&#8722;15 meters, a nucleus is ...

Nuclear Binding Energy

The difference between the calculated and experimentally measured masses is known as the mass defect of the atom. In the case of helium-4, the mass defect ...

Radioactive Decay and Radiometric Dating

Radioactivity is a spontaneous disintegration of an unstable nuclide and is a random process, as all the nuclei in the sample do not decay simultaneously. ...

Nuclear Fission

Many heavier elements with smaller binding energies per nucleon can decompose into more stable elements that have intermediate mass numbers and larger ...

Nuclear Power

Controlled nuclear fission reactions are used to generate electricity. Any nuclear reactor that produces power via the fission of uranium or plutonium by ...

Nuclear Fusion

The process of converting very light nuclei into heavier nuclei is also accompanied by the conversion of mass into large amounts of energy, a process ...

Nuclear Transmutation

Nuclear transmutation is the conversion of one nuclide into another. It can occur by the radioactive decay of a nucleus, or the reaction of a nucleus with ...

Use models to compare nuclear reactions including alpha decay, beta decay and gamma decay; nuclear fusion and nuclear fission.

PS.Chm.1.2

Atomic Orbitals

An atomic orbital represents the three-dimensional regions in an atom where an electron has the highest probability to reside. The radial distribution ...

The Pauli Exclusion Principle

The arrangement of electrons in the orbitals of an atom is called its electron configuration. We describe an electron configuration with a symbol that ...

The Energies of Atomic Orbitals

In an atom, the negatively charged electrons are attracted to the positively charged nucleus. In a multielectron atom, electron-electron repulsions are ...

The Aufbau Principle and Hund's Rule

To determine the electron configuration for any particular atom, we can build the structures in the order of atomic numbers. Beginning with hydrogen, and ...

electron-configuration-of-multielectron-atoms

Electron Configuration of Multielectron Atoms

The alkali metal sodium (atomic number 11) has one more electron than the neon atom. This electron must go into the lowest-energy subshell available, the ...

Use models to explain how electrons are distributed in atoms.

PS.Chm.1.3

Periodic Classification of the Elements

The periodic table arranges atoms based on increasing atomic number so that elements with the same chemical properties recur periodically. When their ...

The Periodic Table

As early chemists discovered more elements, they realized that various elements could be grouped by their similar chemical behaviors. One such grouping ...

Atomic Mass

Atoms &mdash; and the protons, neutrons, and electrons that compose them &mdash; are extremely small. For example, a carbon atom weighs less than 2 ...

Molar Mass

The identity of a substance is defined not only by the types of atoms or ions it contains but by the quantity of each type of atom or ion. For example, ...

Use the Periodic Table as a model to predict the relative properties of elements based on the pattern of valence electrons in the outermost energy levels of atoms.

PS.Chm.2.1

atomic-radii-and-effective-nuclear-charge

Atomic Radii and Effective Nuclear Charge

The elements in groups of the periodic table exhibit similar chemical behavior. This similarity occurs because the members of a group have the same number ...

Ionic Radii

Ionic radius is the measure used to describe the size of an ion. A cation always has fewer electrons and the same number of protons as the parent atom; it ...

Construct an explanation to infer the atomic size, reactivity, electronegativity, and ionization energy of an element based on its position in the Periodic Table.

PS.Chm.2.2

Analyze the structure of atoms and isotopes.

Shared Electrons in Covalent Molecules

Description

Transcript

More videos by Standards