Ковалентная связь. Полярная и неполярная ковалентная связь

Ковалентная связь.

Глава 4. Химическая связь и строение молекул

Ковалентная связь — химическая связь, осуществляемая за счет перекрывания элек­тронных облаков взаимодействующих атомов

4.3.1. Неполярная ковалентная связь. Механизм возникновения ковалентной связи рассмотрим на примере образования молекулы водорода.

— Образование молекулы Н₂. Ядро свободного атома водорода окружено сферически сим­метричным электронным облаком. При сближении атомов до опре­деленного расстояния происходит перекрывание их электронных облаков с образованием молекулярного облака, обладающего мак­симальной электронной плотностью в пространстве между ядрами. Если у сблизившихся до касания атомов водорода расстояние между ядрами составляет 0,106 нм, то после перекрывания (образо­вания молекулы Н₂) это расстояние сокращается до 0,074 нм (рис. 7). Увеличение плотности отрицательно заряженного электронного облака между положительно заряженными ядрами приводит к тому, что ядра как бы стягиваются этим облаком и возникает химическая связь.

Таким образом, ковалентная связь обеспечивается силами электростатического притяжения между сосредоточенной электрон­ной плотностью в межъядерном пространстве, возникшей в резуль­тате перекрывания электронных облаков, и положительными зарядами ядер. Ковалентная связь тем прочнее, чем вше степень перекрывания электронных облаков. В результате возникновения связи между атомами водорода каждый атом достигает электронной конфигурации инертного элемента гелия:

< Н ∙ + ∙ Н → Н : Н или Н₂

— Образование молекулы хлора С1₂. В молекуле хлора ковалентная связь осуществляется с помощью двух общих электронов или электронной пары. Из семи валентных электронов каждый атом хлора имеет по одному неспаренному. Образование химической связи происходит за счет неспаренных электронов каждого атома. В результате образуется общая электронная пара, которая в равной мере принадлежит обоим атомам и, благодаря чему, каждый атом хлора завершает свой энергетический уровень, достигая конфигурации инертного элемента Рис. 7. Схема перекрывания электронных орбиталей аргона:

при образовании молекулы водорода.

Или, с точки зрения строения атома, это можно представить так:

электронная формула атома хлора Is²2s²2p⁶3s²3Sp⁵

При образовании молекулы происходит перекрывание р-орбиталей (рис. 8).

с точки зрения строения атома электронная формула атома азота выглядит так:

В молекуле азота связь осуществляется за счет перекрывания трех р-облаков, расположенных по оси х, у, z. Между атомами азота образуется одна сигма (σ) -связь и две пи – связи (π).

Связь, образованная при перекрывании электронных облаков вдоль линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов, называется сигма (σ) — связью. Связь, образованная за счет перекрывания орбиталей по обе стороны от линии, соединяющей центры – атомов, называется пи – связью.

Наглядно это представлено на рисунке 9.

Рис. 9.Схема образования химической связи в молекуле азота.

Мы рассмотрели неполярную или гомеополярную ковалентную связь. При неполярной связи вероятность присутствия электронной плотности между ядрами одинакова. Центры тяжести положитель­ных и отрицательных зарядов совпадают. Центром положитель­ного заряда считают середину расстояния между ядрами. В молеку­лах простых газообразных веществ Н₂, CI₂, O₂, N₂ — в газо­образной фазе наблюдается гомеополярная (неполярная) связь.

Вещества с неполярной ковалентной связью обладают низкими температурами кипения и плавления, в воде не диссоциируют, не проводят электрический ток.

4.3.2. Полярная ковалентная связь. Образование молекулы из атомов различных элементов происхо­дит при помощи гетерополярной (полярной) ковалентной связи. Простейший случай гетерополярной связи — это образование моле­кулы хлорводорода. Образование молекулы НС1 можно предста­вить схемой:

Здесь происходит перекрывание s-облака атома водорода и р-облака атома хлора (рис. 10).

Рис. 10. Схема образования химической связи в молекуле хлороводорода.

Но в данном случае хлор обладает большей относительной электроотрицательностью. Поэтому происходит оттягивание элек­тронной плотности к атому хлора. В молекуле возникает положи­тельный и отрицательный полюсы. Химическая связь, в которой электронная плотность смещена к одному из партнеров, называется гетерополярной или полярной ковалентной связью. Критерием спо­собности атома притягивать электрон может служить электроотрица­тельность. Чем выше ЭО у атома, тем более вероятно смещение элек­тронной пары в сторону ядра данного атома. Поэтому разность электроотрицательности атомов характеризует полярность связи.

Вследствие смещения электронной пары к одному из ядер повы­шается плотность отрицательного заряда у данного атома и соответ­ственно атом получает заряд, называемый эффективным за­рядом атома δ -. У второго атома повышается плотность положи­тельного заряда δ +. Вследствие этого возникает диполь, представ­ляющий собой электрически нейтральную систему с двумя одинаковыми по величине положительным и отрицательным зарядами, нахо­дящимися на определенном расстоянии (длина диполя) l_д друг от друга. Мерой полярности связи служит электрический мо­мент диполя равный произведению эффективного заряда на длину диполя l_д

μ_СВ = δ l_д

Электрический момент диполя имеет единицу измерения кулон на
метр (Кл∙м). В качестве единицы измерения используют также внесистемную единицу измерения дебай D, равную 3,3-10^–30 Кл∙м
Полярную ковалентную связь с δ, приближающемуся к 1, можно считать ионной связью. Однако, даже у ионных соединений δ ниже единицы. Поэтому любая ионная связь имеет определенную долю ковалентности.

Химическая связь в большинстве химических соединений сочета­ет свойства ковалентной и ионной связи. Поэтому ее можно считать ковалентной с определенной долей ионности. Степень ионности ха­рактеризуется эффективным зарядом атомов и возрастает с увеличе­нием разности электроотрицательностей.

Рассмотренный выше механизм образования ковалентной связи (непо­лярной и полярной) называется обменным. Возможен и другой механизм образования ковалентной связи — донорно-акцепторной. В этом случае химическая связь возникает за счет двух­электронного облака одного атома и свободной орбитали другого. В качестве примера рассмотрим механизм образования иона ам­мония NH⁺:

NH₃ + H⁺ → [NH₄]⁺

В молекуле аммиака азот имеет неподеленную пару электронов (двухэлектронное облако). У иона водорода свободна ls-орбиталь. При сближении двухэлектронное облако азота становится общим как для атома азота, так и для атома водорода, т. е. оно превратилось в молекулярное электронное облако. А значит, возникла четвертая ковалентная связь. Процесс образования иона аммония можно представить схемой:

Атом, предоставляющий неподеленную электронную пару, назы­вается донором, а атом, принимающий ее (т. е. предоставляющий свободную орбиталь), называется акцептором. Механизм образования ковалентной связи за счет двухэлектрон­ного облака одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора) называется донорно-акцепторным.

Таким образом, в катионе аммония четыре равноценные ковалентные связи: три образованные по обменному механизму и одна — по донорно-акцепторному.

Вещества с полярной ковалентной связью занимают по свой­ствам промежуточное положение между веществами с ионной связью и неполярной ковалентной связью. Ковалентному типу свя­зи характерны атомные и молекулярные кристаллические ре­шетки.

Провести границу между ионной и полярной ковалентными свя­зями не всегда возможно. В соединениях, образованных тремя и более элементами, между атомами могут быть различные типы химической связи.

4.3.3. Свойства ковалентной связи. Ковалентная связь обычно характеризуется длиной связи, энер­гией связи, насыщаемостью и направленностью.

Длиной связи называется межъядерное расстояние между химически связанными атомами, когда силы притяжения уравновешены силами отталкивания и энергия системы минимальна. Химическая связь тем прочнее, чем меньше ее длина. Однако количественной мерой прочности связи является ее энергия.

Энергия связи равна той энергии, которая необходима для разрыва имеющихся в молекуле связей. Обычно она измеряется в килоджоулях, отнесенных к 1 моль вещества, т. е. к 6,02 • 10²³ свя­зям. Так, согласно опытным данным, длины связи молекул водорода, хлора и азота соответственно составляют 0,074, 0,198 и 0,109 нм (нанометра), а энергии связи соответственно равны 436, 242 и 946 кДж/моль. С увеличением кратности связи энергия связи уве­личивается, а длина уменьшается.

Насыщаемость — это полное использование атомом валентных орбиталей. В результате он становится неспособным к установле­нию дополнительных связей. Например, нельзя присоединить еще атом водорода к молекулам Н₂ или СН₄. В этих молекулах связи насыщены. Благодаря насыща­емости связей молекулы имеют определенный состав: Н₂, Н₂О, НСl и т. д.

Направленность ковалентной связи обусловливает пространст­венную структуру молекул, т. е. их геометрию (форму). Ковалентная связь возникает в направлении максимального перекрывания элек­тронных облаков (орбиталей) вдоль линии соединения атомов. При образовании молекулы НС1 происходит перекрывание s-орбитали атома водорода с р-орбиталью атома хлора. Молекула имеет линей­ную форму. Химические связи в молекуле воды направлены под углом 104,5°.

Ковалентные связи, образуемые многовалентными атомами, всегда имеют пространственную направленность. Углы между связями называются валентными.