Ковалентная связь

Химическая связь

Учение о химической связи является одной из центральных проблем современной химии. Создание надёжной модели, отражающей строение атомов, молекул и природу сил взаимодействия между ними, позволило бы рассчитать свойства веществ, не прибегая к эксперименту.

Совокупность химически связанных атомов (например, молекула или кристалл) – это сложная система ядер и электронов. Из всех сил, существующих в природе, при образовании химической связи мы будем учитывать только электростатические, так как они наиболее существенны.

Современные методы исследования позволяют экспериментально определить пространственное расположение в веществе атомных ядер. С электронами дело обстоит гораздо сложнее, можно говорить лишь о вероятности нахождения электронов в определённом месте вокруг ядра или о плотности электронного облака. Выяснить, как распределяется электронная плотность – это означает описать химическую связь.

В зависимости от характера распределения различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую. В «чистом» виде перечисленные типы связи проявляются редко, в большинстве соединений имеет место наложение разных типов связи.

С помощью физических методов исследования определяют основные параметры молекул – межъядерные расстояния, валентные углы и геометрию молекул.

Характеристики химической связи

Расстояние между ядрами химически связанных атомов называют длиной связи.

Угол между воображаемыми линиями, проходящими через ядра химически связанных атомов, называется валентным углом.

Следующая важнейшая характеристика химической связи определяет её прочность. Энергия связи - это количество энергии, затрачиваемое на её разрыв. Для осуществления процесса диссоциации молекулы воды на атомы Н₂О = 2Н + О необходимо затратить 928 кДж/моль энергии. В молекуле воды две равноценные химические связи О – Н, значит средняя энергия связи Е_О-Н = 928/2 = 464 кДж/моль.

Химическая связь в основном осуществляется так называемыми валентными электронами. У s- и p-элементов вылентными являются электроны внешнего слоя, а у d-элементов – электроны s-состояния внешнего слоя и d-состояния предвнешнего слоя.

Химическая связь возникает в том случае, если электрон оказывается между ядрами. Она осуществляется за счёт электростатического взаимодействия положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов.

Ковалентная связь

Ковалентная связь образуется при соединении атомов с одинаковыми или не очень сильно отличающимися по величине значениями электроотрицательности.

Наиболее признанной для описания этого вида химической связи является теория валентных связей или метод валентных связей.

Теория валентных связей (локализованных электронных пар) исходит из положения, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких электронных пар. Таким образом, в представлении теории ВС химическая связь локализована между двумя атомами, то есть она двухцентровая и двухэлектронная. В рамках данной теории численное значение валентности соответствует числу ковалентных связей, которые образует атом.

Химическая связь возникает, когда встречаются два атома, имеющих неспаренные электроны. Например: Н∙ + ∙ Н = Н: Н. Спаривание электронов и пребывание их в поле двух ядер энергетически гораздо выгоднее, поэтому в образовании ковалентных связей принимают участие все одноэлектронные облака.

∙ H

N 2s² 2p³: N ∙ + 3 H∙ =: N: H

H

Иногда число непарных электронов увеличивается при возбуждении атома, когда двухэлектронные облака распадаются на одноэлектронные. Примером может служить атом углерода: С 2s² 2p² C^* 2s¹ 2p³

_..... F

∙ C ∙ + 4: F ∙ =: F – C – F:

F

Существует ещё и так называемый донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи: одна из частиц имеет пару электронов, а другая – свободную орбиталь: А: +  В = А – В. Частица, предоставляющая своё двухэлектронное облако – донор; частица со свободной орбиталью – акцептор.

Пример: B 2s² 2p¹ B^* 2s¹ 2p²

_. H H H

∙ B ∙ + 3 H ∙ = B – H H – B  +: H^- = [ H – B – H ]^-

H H H

акцептор гидрид-ион донор комплексный ион ВН₄^-

Рассматриваемые механизмы образования ковалентной связи объясняют одно из её важнейших свойств. Речь идёт о насыщаемости химической связи. Насыщаемость – это способность атома образовывать определённое число ковалентных связей, которое зависит от строения атома (количество неспаренных электронов плюс число электронных пар на внешнем уровне или число вакантных орбиталей). Вследствие насыщаемости связи молекулы имеют определённый состав и существуют в виде дискретных частиц с определённой структурой.

Следующим важнейшим свойством является направленность (имеется в виду пространственная) ковалентной связи.

Мы уже выяснили, что электронные облака имеют различную форму, их взаимное перекрывание осуществляется по-разному.

Если перекрывание облаков осуществляется вдоль линии соединения ядер атомов, то образуется сигма-связь σ (s, p, d).

Перекрывание облаков по обе стороны от линии соединения центров атомов приводит к возникновению пи-связи π (p, d).

Перекрывание всех четырёх лопастей d-электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях, влечёт за собой образование дельта-связи δ.

Электронные облака (кроме s) направлены в пространстве, значит и образуемые химические связи также имеют направление. Обычно атомы формируют связи за счёт электронов разных энергетических состояний. При этом, не смотря на различие форм исходных электронных облаков, связи оказываются равноценными и расположены симметрично. Это явление можно объяснить с помощью концепции гибридизации валентных орбиталей.

Гибридизация - это выравнивание электронных орбиталей по форме и энергии.

1s и 1p → 2 sp, например, атом Ве в молекуле BeCl₂,

валентный угол 180˚, форма молекулы линейная;

1s и 2p → 3 sp², например, атом В в молекуле BCl₃,

валентный угол 120˚, форма молекулы – плоский треугольник;

1s и 3p → 4 sp³ , например, атом С в молекуле СCl₄ , (NH₄⁺, BH₄^-)

валентный угол 109˚, форма молекулы - тетраэдр;

1s + 3p + d → 5 sp³d - тригональная бипирамида;

1s + 3p + 2d → 6 sp³d² - октаэдр;

1s + 3p + 3d → 7 sp³d³ - пентагональная бипирамида.