logo
пособие по химии

3.1. Ковалентная связь

Ковалентная связь образуется в результате обобществления электронов внешнего (валентного) слоя атомов двумя ядрами. Это связь за счет общей пары электронов. Она возникает между атомами элементов с одинаковыми (близкими) свойствами (разница в ОЭО < 2.5). Например: Н2, N2, H2O, NH3, HCl, . При возникновении ковалентной связи происходит перекрывание двух атомных орбиталей каждого из участников с образованием локализованной молекулярной орбитали, принадлежащей обоим ядрам и способной удерживать два электрона с противоположными спинами. Максимум перекрывания может при этом находиться или на линии, соединяющей центры атомов (концевое перекрывание, -связь) или симметрично по обе стороны от этой линии (боковое перекрывание, -связь). Образование молекулярной орбитали с электронной парой возможно по двум механизмам.

Ковалентная связь характеризуется энергией, длиной, кратностью, полярностью, насыщаемостью и направленностью.

Энергия связи - это та энергия, которая выделяется при образовании молекулы из одиночных атомов (кДж/моль). Энергия связи - мера ее прочности.

Длина связи - расстояние между ядрами (нм, Е).

Кратность связи определяется числом электронных пар, связывающих два атома. Она может выражаться не только целым, но и дробным числом (например, кратность связи СС в бензоле составляет 1.5).

Полярность связи обусловливается различием в электроотрицательности атомов и смещением электронной плотности молекулярной орбитали к более электроотрицательному атому. Ковалентную связь делят на неполярную (образована атомами с одинаковой электроотрицательностью - Н2, N2) и полярную (образована атомами с разной электроотрицательностью - Н2O, HCl). Количественной характеристикой полярности связи является величина дипольного момента. Векторная сумма дипольных моментов всех связей определяет полярность молекулы в целом.

Под поляризуемостью связи понимают способность связывающей электронной пары смещаться к одному из атомов под действием внешнего электрического поля, в частности, создаваемого приблизившейся полярной молекулой. Поляризуемость молекулы определяется векторной суммой наведенных дипольных моментов всех связей. Поляризуемость связи с атомами элементов, имеющих подобные конфигурации внешних квантовых слоев, возрастает с увеличением размера атома. Например, поляризуемость связи НХ возрастает в ряду Х = Cl, Br, I.

Под насыщаемостью понимают способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Атомы образуют молекулу в таком стехиометрическом соотношении, что все неспаренные электроны задействованы в образовании связи. Этот принцип не выполняется для молекул NO, NO2, O2, содержащих неспаренные электроны. В молекуле могут быть и вакантные атомные орбитали или орбитали, заселенные неподеленными электронными парами. Такие молекулы химически ненасыщены и могут быть, соответственно, акцепторами или донорами электронных пар в дальнейших химических превращениях (см. вышеприведенный пример образования иона аммония).

К принципу насыщаемости связи примыкает понятие валентного состояния атома. Оно не отражает реальный метод получения молекул из атомов, позволяя, тем не менее, оценить, как происходит комбинация атомов с образованием молекулы. Валентным может быть как основное, так и возбужденное состояние атома, а валентной конфигурации элемента в соединении может отвечать как конфигурация нейтральной системы (атома), так и иона (подробнее о понятии валентности см главу 4).

Направленность связи предопределена тем, что молекулы имеют определенное пространственное строение, поскольку локализованные молекулярные орбитали должны располагаться по принципу наименьшего взаимного отталкивания.

Этот принцип реализуется в концепции гибридизации атомных орбиталей, под которой понимают перераспределение электронной плотности, при котором образуются новые по форме, но одинаковые для всех валентных электронов электронные орбитали. В результате атом предоставляет на образование связей гибридные орбитали, имеющие строго определенное направление в пространстве. Число образующихся гибридных орбиталей равно суммарному числу исходных, а их название показывает, какие орбитали и в каком количестве подверглись гибридизации.

Для определения геометрической формы молекулы надо установить тип гибридизации центрального атома, учитывая суммарное количество валентных электронов, идущих на образование -связей (равно числу партнеров), а также свободных электронных пар во внешнем квантовом слое. Так, sp-гибриды дают линейные, sp2-гибриды - плоские тригональные, sp3-гибриды - тетраэдрические молекулы. При наличии d-орбиталей в валентном слое атома могут быть и другие типы гибридизации, в частности, dsp2 (квадраты), d2sp3 (октаэдры).

Кратная связь, образованная атомами, имеющими более одного валентного электрона, наряду с -компонентой, образованной гибридными атомными орбиталями, содержит одну или две -компоненты, образованные негибридизованными р- и d-орбиталями.