Учебник для 11 класса

ХИМИЯ

§ 6.1. Ковалентная химическая связь

Образование ковалентной связи можно объяснить тем, что у атомов химических элементов энергетически выгодной и устойчивой является электронная конфигурация внешнего электронного уровня из восьми электронов (для атома водорода из двух).

Такую конфигурацию атомы получают не путем отдачи или присоединения электронов, как в случае ионной связи, а посредством образования общих электронных пар. Механизм образования такой химической связи может быть обменный или донорно-акцепторный.

Обменный механизм действует, когда атомы образуют общие электронные пары за счет объединения неспаренных электронов.

Например:

Химическая связь возникает благодаря образованию общей электронной пары s-электронами атомов водорода (перекрыванию s-облаков).

2) НСl — хлороводород:

Химическая связь возникает за счет образования общей электронной пары из s- и р-электронов.

3) Сl₂ — в молекуле хлора ковалентная связь образуется за счет непарных р-электронов:

4) N₂ — в молекуле азота между атомами образуются три общие электронные пары:

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи рассмотрим на классическом примере образования иона аммония NH⁺₂:

Донор имеет электронную пару, акцептор — свободную атомную орбиталь , которую эта пара может занять. В ионе аммония все четыре связи с атомами водорода ковалентные: три образовались благодаря созданию общих электронных пар атомом азота и атомами водорода по обменному механизму, одна образовалась по донорно-акцепторному механизму. Все четыре связи N—Н в катионе аммония равноценны.

Аналогично по донорно-акцепторному механизму образуется связь в ионе метиламмония [CH₃NH₃]⁺:

Ковалентные связи классифицируют не только по механизму образования общих электронных пар, соединяющих атомы, но и по способу перекрывания электронных облаков, по числу общих электронных пар, а также по смещению их к одному из связанных атомов.

По способу перекрывания электронных облаков различают σ- и π-ковалентные связи.

В молекуле азота одна общая электронная пара образуется за счет σ-связи (электронная плотность находится в одной области, расположенной на линии, соединяющей ядра атомов; связь прочная).

Две другие общие электронные пары образуются за счет π-связей, т. е. бокового перекрывания р-облаков в двух областях; π-связь менее прочна, чем σ-связь.

В молекуле азота между атомами существует одна σ-связь и две π-связи, которые находятся во взаимно перпендикулярных плоскостях (так как взаимодействуют 3 неспаренных р-электрона каждого атома).

Следовательно, σ-связи могут образовываться за счет перекрывания электронных облаков:

а также за счет перекрывания «чистых» и гибридных электронных облаков (см. § 7):

По числу общих электронных пар, связывающих атомыу т. е. по кратности, различают ковалентные связи:

По степени смещенности общих электронных пар к одному из связанных ими атомов ковалентная связь может быть неполярной и полярной. При неполярной ковалентной связи общие электронные пары не смещены ни к одному из атомов, так как эти атомы имеют одинаковую электроотрицательность (ЭО) — свойство оттягивать к себе валентные электроны от других атомов.

Например:

т. е. посредством ковалентной неполярной связи образованы молекулы простых веществ — неметаллов.

Например, в молекуле аммиака NH₃ азот — более электроотрицательный элемент, чем водород, поэтому общие электронные пары смещаются к его атому.

В метаноле СН₃ОН:

Следует различать полярность молекулы и полярность связи. Полярность связи зависит от значений электроотрицательности связанных атомов, а полярность молекулы зависит и от полярности связи, и от геометрии молекулы. Например, связи в молекуле углекислого газа СO₂ будут полярными, а молекула не будет полярной, так как имеет линейное строение

Молекула воды Н₂O полярна, так как образована с помощью двух ковалентных полярных связей Н→O и имеет угловую форму. Валентный угол НОН составляет 104,5°, поэтому у атома кислорода с частичным отрицательным зарядом δ- и двумя неподеленными электронными парами формируется отрицательный полюс молекулы, а у атомов водорода с зарядом δ+ — положительный. Молекула воды — диполь.

Вещества с ковалентной связью характеризуются кристаллической решеткой двух типов:

• атомной — очень прочной (алмаз, графит, кварц Si02);
• молекулярной — в обычных условиях это газы, легколетучие жидкости и твердые, но легкоплавкие или возгоняющиеся вещества (хлор Сl₂, вода Н₂O, иод I₂, «сухой лед» СO₂ и др.).

Внутримолекулярная ковалентная связь прочная, но межмолекулярное взаимодействие очень слабое, вследствие чего молекулярная кристаллическая решетка непрочная.

Рассмотренный метод описания химических связей — метод валентных связей — позволяет оценить способность атомов к образованию определенного числа связей, помогает предсказать строение молекул, а также структуру и свойства большинства веществ с ковалентными связями. Однако некоторые факты объяснить с помощью метода валентных связей не удается. Например:

• нельзя описать химические связи в молекуле кислорода, в которой, оказывается, есть неспаренные электроны, благодаря чему жидкий кислород притягивается магнитом;
• нельзя объяснить существование ионов Н⁺₂, Н^-₂, Не⁺₂;
• не удается объяснить превышение заветного октета во владении одного из атомов в молекулах неорганических веществ (у атома фосфора в РСl₅ десять электронов, у атома серы в SF₆ двенадцать).

Все эти «аномальные» для метода валентных связей факты объясняются при помощи другой модели описания химических связей — метода молекулярных орбиталей, который рассматривается в курсе высшей школы.