Часть И. ОБЩАЯ ХИМИЯ

Раздел 3. ХИМИЧЕСКИЙ СВЯЗЬ

§ 3.1. Ковалентная связь

Учение о химическом связь - организация вопросы современной химии. Без него невозможно понять причины разнообразия химических соединений, механизм их образования, строения и реакционной способности.

Образование молекул из атомов влечет выигрыш энергии, поскольку при обычных условиях молекулярный состояние устойчивее, чем атомный. Учение о строении атомов объясняет механизм образования молекул, а также природу химической связи.

У атома на внешнем энергетическом уровне может содержаться от одного до восьми электронов. Если число электронов на внешнем уровне атома максимальное, которое он может вместить, то такой уровень называется завершенным. Завершены уровне характеризуются большой прочностью. Такие внешние уровни атомов благородных газов: гелия на внешнем уровне два электроны (s²), в остальных - по восемь электронов (ns²np⁶). Внешние уровни атомов других элементов незавершенные, и в процессе химического взаимодействия они завершаются.

Химическая связь образуется за счет валентных электронов, но осуществляется он по-разному. Различают три основных типа химической связи: ковалентная, ионная и металлическая.

Механизм образования ковалентной связи рассмотрим на примере образования молекулы водорода:

Н + Н = Н2; ∆Н =-436 «Дж/моль.

Ядро свободного атома водорода окружено сферическим симметричным электронным облаком, образованной 1s-электроном (см. рис. 2.2). При сближении атомов до определенного расстояния происходит частичное перекрывание их электронных облаков (орбиталей) (рис. 3.1). В результате между центрами обоих ядер возникает молекулярная двохелектронна облако, что имеет максимальную электронную плотность в пространстве между ядрами; увеличение же плотности отрицательного заряда способствует быстрому росту сил притяжения между ядрами и молекулярным облаком.

Рис. 3.1. Схема перекрывания электронных орбиталей при образовании молекулы водорода

Следовательно, ковалентная связь образуется в результате перекрывания электронных облаков атомов, сопровождается выделением энергии. Если у атомов водорода, что сблизились до соприкосновения, расстояние между ядрами составляет 0,106 нм, то после перекрывания электронных облаков (образование молекулы Н₂) это расстояние составляет 0,074 нм (см. рис. 3.1). Конечно, больше всего перекрывания электронных облаков осуществляется вдоль линии, соединяющей ядра двух атомов. Химическая связь тем прочнее, чем больше перекрывание электронных орбиталей. В результате возникновение химической связи между двумя атомами водорода каждый из них достигает электронной конфигурации атома благородного газа гелия.

Изображать химические связи принято по-разному:

1) с помощью электронов в виде точек, поставленных у химического символа элемента. В этом случае образование молекул водорода можно изобразить схемой:

Н + Н -> Н : Н;

2) с помощью квантовых ячеек (орбиталей) как расположение двух электронов с противоположно напрямленими спинами в одной молекулярной квантовой ячейке:

Схема, размещенная слева, показывает, что молекулярный энергетический уровень ниже исходные атомные уровни, а следовательно, молекулярное состояние вещества устойчивее, чем атомный;

3) часто, особенно в органической химии, ковалентная связь изображают черточкой (штрихом) (например, Н - Н), символизирует пару электронов.

Ковалентная связь в молекуле хлора также осуществляется с помощью двух общих электронов, или электронной пары:

Как видим, каждый атом хлора имеет три неподілені пары и один неспаренный электрон. Химическая связь возникает за счет неспаренных электронов каждого атома. Неспаренные электроны связываются в общую пару электронов, называется также поделенной парой.

Если между атомами возник один ковалентная связь (одна общая электронная пара), то он называется одинарным; если больше, то - кратным: двойным (две общие электронные пары), тройным (три общие электронные пары).

Одинарный связь изображается одной чертой (штрихом), двойной - двумя, тройной - тремя. Черточка между двумя атомами показывает, что в них пара электронов обобщенная, вследствие чего и образовался химический связь.

С помощью таких рисков изображают структурные формулы молекул (см. § 3.8).

Следовательно, в молекуле хлора каждый его атом имеет завершенный внешний уровень из восьми электронов (s г ), причем два из них (электронная пара) в равной мере принадлежат обоим атомам. Перекрытие электронных орбиталей при образовании молекулы показано на рис. 3.2.

Рис. 3.2. Схема образования химических связей в молекулах хлора Сl₂ (о) и хлороводорода НСl (б)

Несколько по-другому изображают связь в молекуле кислорода O₂. Экспериментально установлено, что кислород является парамагнітною веществом (втягивается в магнитное поле). В его молекуле есть два неспаренных электрона. Структуру этой молекулы можно изобразить так:

Как однозначно изображать электронную структуру молекулы кислорода, окончательно еще не решено¹. Однако ее можно изображать так:

В молекуле азота N₂ атомы имеют три общие электронные пары:

Очевидно, молекула азота прочнее, чем молекула кислорода или хлора, чем и обусловлена значительная инертность азота в химических реакциях.

Химическая связь, осуществляемая электронными парами, называется ковалентной². Это двохелектронний и двоцентровий (удерживает двое ядер) связь. Соединения с ковалентной связью называются гомеополярними, или атомными.

Различают два вида ковалентной связи: неполярный и полярный.

¹ Строение молекулы О₂ лучше описывается методом молекулярных орбиталей, который в средних учебных заведениях не изучается.

² Слово “ковалентная” дословно означает “объединенный”. Префикс коозначає “совместное участие”.

В случае неполярной ковалентной связи электронное облако, образованное общей парой электронов, или электронная облако связи, распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов. Примером являются двухатомные молекулы, состоящие из атомов одного элемента: Н₂, Сl₂, О₂, N₂, F₂ и др. У них электронная пара в одинаковой мере принадлежит обоим атомам.

В случае полярной ковалентной связи электронное облако связи смещено в сторону атома с большей относительной електронегативністю. Примером могут быть молекулы летучих неорганических соединений: НСl, Н₂О, H₂S, NH₃ и др.

Образование молекулы НСl можно изобразить схемой:

Электронная пара смещена в сторону атома хлора, поскольку относительная электроотрицательности атома хлора (2,83) больше, чем атома водорода (2,1).

Ковалентная связь возникает не только за счет перекрывания одноэлектронных облаков, - это обменный механизм образования ковалентной связи.

!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!

Возможен также и другой механизм его образование - донорно-акцепторный. В этом случае химическая связь возникает за счет двохелектронної облака одного атома и свободной орбитали другого атома. Рассмотрим в качестве примера механизм образования иона аммония NH⁴⁺ . В молекуле аммиака атом азота

Н

имеет неразделенную пару электронов (двохелектронну облако): N: Н.

Н

В иона водорода является свободная (не заполнена) ls-ообіталь. Что можно обозначить как При образовании иона аммония двохелектронна облако азота становится общей для атомов азота и водорода, то есть она превращается в молекулярное электронное облако. А следовательно, возникает четвертый ковалентная связь. Процесс образования иона аммония можно подать схеме:

Заряд иона водорода становится общим (он делокалізований, то есть рассредоточен между всеми атомами), а двохелектронна облако (неразделенная электронная пара), что принадлежит азота, становится общей и для водорода. В схемах изображения ячейки часто опускается.

Атом, предоставляющий электронную неразделенную пару, называется донором, а атом, принимающий ее (т.е. предоставляет свободную орбиталь), называется акцептор.

Механизм образования ковалентной связи за счет двохелектронної облака одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора) называется донорно-акцепторным. Образован таким путем ковалентная связь называют донорно-акцепторным, или координационным, связью.

Однако это не особый вид связи, а только другой механизм (способ) образования ковалентной связи. По свойствам четвертый N-Н-связь в ионе аммония ничем не отличается от других трех.