Способы образования ковалентной связи. Валентность.

Так как нахождение 2 электронов в поле действия двух ядер энергетически выгоднее, чем пребывание каждого электрона в поле своего ядра, то в образовании К.С. принимают участие все одноэлектронные орбитали внешнего энергетического уровня.

Например:

N

2s 2p образовывать три

К.С.

2s 2p образ. Одну К.С.

Число неспаренных электронов может быть увеличено за счет распаривания при переходе атома в возбужденное состояние:

С 1s²2s²2p² C^*

2s 2p 2s 2p

ð 4 связи.

Затраты энергии на распаривание э-нов компенсируется энергией, выделяющейся при образовании связей. Переход электронов на свободные орбитали другого уровня энергетически не выгоден.

Способ образования К.С., когда каждый из взаимодействующих атомов отдает по одному электрону для образования общей электронной пары, называется обменным.

Другой способ образования К.С.- Один из атомов имеет неподелённую пару электронов (донор), другой - свободную орбиталь (акцептор). Неподелённая пара становится общей для обоих атомов. Данный механизм образования К.С. называется донорно-акцепторным.

a) NH₃+ HCL=NH₄CL

H H

· · · ·

NH₄⁺ H ׃ N ׃ +  H⁺ → H ׃ N H ׃

· · · ·

Н H

Cвязь, образованная по донорно - акцепторному механизму не отличается по своим характеристикам от остальных ковалентных связей азота с водородом, образованных по обменному механизму.

b) CaF₂+ H₂SO₄=CaSO₄+2HF

F׃ ^¯ + H⁺ = H׃ F

При использовании МВС способность образовывать К.С. оценивается с помощью валентности. Количественной мерой валентности является число ковалентных связей, образованных данными атомами, или, число орбиталей, используемых атомом для образования связей.

Свойства ковалентной связи.

a. Насыщаемость

b. Направленность

c. Поляризуемость

Насыщаемость заключается в том, что образование связывающей два атома электронной пары исключает её участие в других химических взаимодействиях. В связи с этим ковалентные соединения имеют строго определенный состав. Например: H₂, N₂, CH₄, H₃, H₄, N₃, CH₅ - не существуют.

К.С. между двумя атомами располагается таким образом, чтобы обеспечить максимальное перекрывание облаков, т.е. можно говорить о направленности химической связи.

Общее число К.С., которое может образовывать атом, ограничено. Оно определяется числом орбиталей атома. Например, у атома элементов 2 периода внешний энергетический уровень состоит из 4 орбиталей (s- и трех p-), поэтому они могут образовывать не более четырёх К.С. У атомов следующих периодов в образовании К.С. могут принимать участие и d-орбитали как внешнего, так и предвнешнего энергетического уровня.

Электронные облака имеют различную форму и ориентацию, поэтому их взаимное перекрывание реализуется различными способами. В случае перекрывания электронных облаков на линии, соединяющей атомы, образуются σ - связи. Например:

s-s s-p p_x- p_x

s-d

При перекрывании электронных облаков в двух областях пространства, по обе стороны от линии связи образуется π - связь.

Х

p_z-p_z p_z-d_xy d_xz-d_xy

σ - связь образуется при перекрывании d- электронных облаков в четырёх областях пространства, расположенных симметрично относительно линии связи.

Кратность связи - это число электронных пар, участвующих в образовании К.С.

π π π

0 σ = С = σ 0 N π ≡ σ N

Увеличение кратности связи приводит к уменьшению межъядерного расстояния и упрочнению связи между атомами.

В молекуле, образованной из атомов одного и того же элемента, с одинаковой электроотрицательностью, общее электронное облако расположено симметрично в пространстве между ядрами. Такая К.С. называется неполярной.

Если в образовании К.С. участвуют атомы с разной электроотрицательностью, то общее электронное облако смещено в сторону атома более электроотрицательного элемента. Двухатомная молекула представляет собой электрический диполь, а такая К.С. называется полярной.

Расстояние между центрами тяжести (эффективных) зарядов

(+q и-q) называется длинной диполя. Центры тяжести (эффективных) зарядов не совпадают с центрами ядер взаимодействующих атомов, поэтому длина диполя для отдельной связи меньше длины связи. Обобществлённая пара электронов смещается к более электроотрицательному атому, вызывая появление отрицательного заряда на нем. Электроположительный атом отдав электрон, приобретает некоторый положительный заряд равный по величине отрицательному. Такие заряды называются эффективными.

Мерой полярности связи является электрический дипольный момент(μ), представляющий собой произведение длины диполя на абсолютный эффективный заряд.

μ =ℓ ∙ q (D-Дебай, 1D= 3, 33∙ 10^-30Кл∙ м)

Электрический дипольный момент является векторной величиной, направленной от положительного к отрицательного полюса диполя

к отрицательному:

q^{+ e} q^¯

→

μ

Дипольный момент сложной молекулы равен векторной сумме дипольных моментов её химических связей и неподелённых пар э-нов. Молекулы с симметричным расположением атомов являются неполярными из-за совпадения центров тяжести положительных и отрицательных эффективных зарядов, хотя каждая химическая связь может быть в этом случае полярной. Например: CCL₄, CH₄, SiBr₄, CO₂- неполярные

H₂O, NH₃, H₂O₂- полярные

Полярность связей и всей молекулы может измениться под действием внешнего электронного поля или под действием другой молекулы или иона. Способность к такому изменению характеризуется поляризуемостью.