Ковалентная связь (от латинского «со» совместно и «vales» имеющий силу) осуществляется за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам. Образуется между атомами неметаллов.

Электроотрицательность неметаллов довольно велика, так что при химическом взаимодействии двух атомов неметаллов полный перенос электронов от одного к другому (как в случае ) невозможен. В этом случае для выполнения необходимо объединение электронов.

В качестве примера обсудим взаимодействие атомов водорода и хлора:

H 1s 1 — один электрон

Cl 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 — семь электронов на внешнем уровне

Каждому из двух атомов недостает по одному электрону для того, чтобы иметь завершенную внешнюю электронную оболочку. И каждый из атомов выделяет „в общее пользование” по одному электрону. Тем самым правило октета оказывается выполненным. Лучше всего изобра­жать это с помощью формул Льюиса:

Образование ковалентной связи

Обобществленные электроны принадлежат теперь обоим атомам. Атом водорода имеет два электрона (свой собственный и обобществленный электрон атома хлора), а атом хлора - восемь электронов (свои плюс обобществленный электрон атома водорода). Эти два обобществленных электрона образуют ковалентную связь между атомами водорода и хло­ра. Образовавшаяся при связывании двух атомов частица называется молекулой.

Неполярная ковалентная связь

Ковалентная связь может образоваться и между двумя одинаковы­ми атомами. Например:

Эта схема объясняет, почему водород и хлор существуют в виде двухатомных молекул. Благодаря спариванию и обобществлению двух элек­тронов удается выполнить правило октета для обоих атомов.

Помимо одинарных связей может образовываться двойная или тройная ковалентная связь, как, например, в молекулах кислорода О 2 или азота N 2 . Атомы азота имеют по пять валентных электронов, следовательно, для завершения оболочки требуется еще по три электро­на. Это достигается обобществлением трех пар электронов, как показано ниже:

Ковалентные соединения — обычно газы, жидкости или сравнитель­но низкоплавкие твердые вещества. Одним из редких исключений явля­ется алмаз, который плавится выше 3 500 °С. Это объясняется строением алмаза, который представляет собой сплошную решетку ковалентно связанных атомов углерода, а не совокупность отдельных молекул. Фак­тически любой кристалл алмаза, независимо от его размера, представля­ет собой одну огромную молекулу.

Ковалентная связь возникает при объединении электронов двух атомов неметаллов. Возникшая при этом структура называется молекулой.

Полярная ковалентная связь

В большинстве случаев два ковалентно связанных атома имеют раз­ную электроотрицательность и обобществленные электроны не принад­лежат двум атомам в равной степени. Большую часть времени они нахо­дятся ближе к одному атому, чем к другому. В молекуле хлороводорода, например, электроны, образующие ковалентную связь, располагаются ближе к атому хлора, поскольку его электроотрицательность выше, чем у водорода. Однако разница в способности притягивать электроны не столь велика, чтобы произошел полный перенос электрона с атома водо­рода на атом хлора. Поэтому связь между атомами водорода и хлора можно рассматривать как нечто среднее между ионной связью (полный перенос электрона) и неполярной ковалентной связью (симмет­ричное расположение пары электронов между двумя атомами). Частич­ный заряд на атомах обозначается греческой буквой δ. Такая связь называется полярной ковалентной связью, а о молеку­ле хлороводорода говорят, что она полярна, т. е. имеет положительно заряженный конец (атом водорода) и отрицательно заряженный конец (атом хлора).

В таблице ниже перечислены основные типы связей и примеры веществ:

Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

1) Обменный механизм. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару.

2) Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь.

Ковалентная связь Механизм образования по Льюису.

Cвязь между атомами возникает при перекрывании их атомных орбиталей с образованием молекулярных орбиталей (МО). Различают два механизма образования ковалентной связи.

ОБМЕННЫЙ МЕХАНИЗМ - в образовании связи участвуют одноэлектронные атомные орбитали, т.е. каждый из атомов предоставляет в общее пользование по одному электрону:

ДOНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ - образование связи происходит за счет пары электронов атома-донора и вакантной орбитали атома-акцептора: \\

Характеристики ковалентной связи не зависят от механизма ее образования.

Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность, гибридизация, кратность.

Особенностями ковалентной связи являются ее направленность и насыщаемость. Так как атомные орбитали пространственно ориентированы, то перекрывание электронных облаков происходит по определенным направлениям, что обусловливает направленность ковалентной связи. Количественно направленность выражается в виде валентных углов между направлениями химической связи в молекулах и твердых телах. Насыщаемость ковалентной связи вызывается ограничением числа электронов, находящихся на внешней оболочках, которые могут участвовать в образовании ковалентной связи.

Свойства КС:

1. Прочность КС – это свойства характер длинной связи (межъядерное пространство) и энергии энергией связи.

2. Полярность КС . В молекулах, содержащих ядра атомов одного и того же элемента, одна или несколько пар электронов в равной мере принадлежат обоим атомам, каждое ядро атома с одинаковой силой притяги­вает пару связывающих электронов. Такая связь называется неполярной ковалентной связью.

Если пара электронов, образующих химическую связь, смещена к од­ному из ядер атомов, то связь называют полярной кова­лентной связью .

3. Насыщаемость КС – это способность атома участвовать только в определенном числе КС, насыщаемость характеризует валентностью атома. Количественные меры валентности явл. число не спаренных электронов у атома в основном и в возбужденном состоянии.

4. Направленность КС. Наиболее прочные КС образуются в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей, т.е. мерой направленности служит валентный угол.

5. Гибридизация КС – при гибридизации происходит смещение атомных орбиталей, т.е. происходит выравнивание по энергии и по форме. Существует sp, sp 2 , sp 3 – гибридизация. sp – форма молекулы линейная (угол 180 0), sp 2 – форма молекулы плоская треугольная (угол 120 0), sp 3 - форма тетраэдрическая (угол 109 0 28).

6. Кратность КС или делоколизация связи – Число связей, образующихся между атомами, называется кратностью (порядком) связи. С увеличением кратности (порядка) связи изменяется длина связи и ее энергия.

Крайне редко химические вещества состоят из отдельных, не связанных между собой атомов химических элементов. Таким строением в обычных условиях обладает лишь небольшой ряд газов называемых благородными: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Чаще же всего химические вещества состоят не из разрозненных атомов, а из их объединений в различные группировки. Такие объединения атомов могут насчитывать несколько единиц, сотен, тысяч или даже больше атомов. Сила, которая удерживает эти атомы в составе таких группировок, называется химическая связь .

Другими словами, можно сказать, что химической связью называют взаимодействие, которое обеспечивает связь отдельных атомов в более сложные структуры (молекулы, ионы, радикалы, кристаллы и др.).

Причиной образования химической связи является то, что энергия более сложных структур меньше суммарной энергии отдельных, образующих ее атомов.

Так, в частности, если при взаимодействии атомов X и Y образуется молекула XY, это означает, что внутренняя энергия молекул этого вещества ниже, чем внутренняя энергия отдельных атомов, из которых оно образовалось:

E(XY) < E(X) + E(Y)

По этой причине при образовании химических связей между отдельными атомами выделятся энергия.

В образовании химических связей принимают участие электроны внешнего электронного слоя с наименьшей энергией связи с ядром, называемые валентными . Например, у бора таковыми являются электроны 2 энергетического уровня – 2 электрона на 2s- орбитали и 1 на 2p -орбитали:

При образовании химической связи каждый атом стремится получить электронную конфигурацию атомов благородных газов, т.е. чтобы в его внешнем электронном слое было 8 электронов (2 для элементов первого периода). Это явление получило название правила октета.

Достижение атомами электронной конфигурации благородного газа возможно, если изначально одиночные атомы сделают часть своих валентных электронов общими для других атомов. При этом образуются общие электронные пары.

В зависимости от степени обобществления электронов можно выделить ковалентную, ионную и металлическую связи.

Ковалентная связь

Ковалентная связь возникает чаще всего между атомами элементов неметаллов. Если атомы неметаллов, образующие ковалентную связь, относятся к разным химическим элементам, такую связь называют ковалентной полярной. Причина такого названия кроется в том, что атомы разных элементов имеют и различную способность притягивать к себе общую электронную пару. Очевидно, что это приводит к смещению общей электронной пары в сторону одного из атомов, в результате чего на нем формируется частичный отрицательный заряд. В свою очередь, на другом атоме формируется частичный положительный заряд. Например, в молекуле хлороводорода электронная пара смещена от атома водорода к атому хлора:

Примеры веществ с ковалентной полярной связью:

СCl 4 , H 2 S, CO 2 , NH 3 , SiO 2 и т.д.

Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметаллов одного химического элемента. Поскольку атомы идентичны, одинакова и их способность оттягивать на себя общие электроны. В связи с этим смещения электронной пары не наблюдается:

Вышеописанный механизм образования ковалентной связи, когда оба атома предоставляют электроны для образования общих электронных пар, называется обменным.

Также существует и донорно-акцепторный механизм.

При образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму общая электронная пара образуется за счет заполненной орбитали одного атома (с двумя электронами) и пустой орбитали другого атома. Атом, предоставляющий неподеленную электронную пару, называют донором, а атом со свободной орбиталью – акцептором. В качестве доноров электронных пар выступают атомы, имеющие спаренные электроны, например N, O, P, S.

Например, по донорно-акцепторному механизму происходит образование четвертой ковалентной связи N-H в катионе аммония NH 4 + :

Помимо полярности ковалентные связи также характеризуются энергией. Энергией связи называют минимальную энергию, необходимую для разрыва связи между атомами.

Энергия связи уменьшается с ростом радиусов связываемых атомов. Так, как мы знаем, атомные радиусы увеличиваются вниз по подгруппам, можно, например, сделать вывод о том, что прочность связи галоген-водород увеличивается в ряду:

HI < HBr < HCl < HF

Также энергия связи зависит от ее кратности – чем больше кратность связи, тем больше ее энергия. Под кратностью связи понимается количество общих электронных пар между двумя атомами.

Ионная связь

Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи. Если в ковалентной-полярной связи общая электронная пара смещена частично к одному из пары атомов, то в ионной она практически полностью «отдана» одному из атомов. Атом, отдавший электрон(ы), приобретает положительный заряд и становится катионом , а атом, забравший у него электроны, приобретает отрицательный заряд и становится анионом .

Таким образом, ионная связь — это связь, образованная за счет электростатического притяжения катионов к анионам.

Образование такого типа связи характерно при взаимодействии атомов типичных металлов и типичных неметаллов.

Например, фторид калия. Катион калия получается в результате отрыва от нейтрального атома одного электрона, а ион фтора образуется при присоединении к атому фтора одного электрона:

Между получившимися ионами возникает сила электростатического притяжения, в результате чего образуется ионное соединение.

При образовании химической связи электроны от атома натрия перешли к атому хлора и образовались противоположно заряженные ионы, которые имеют завершенный внешний энергетический уровень.

Установлено, что электроны от атома металла не отрываются полностью, а лишь смещаются в сторону атома хлора, как в ковалентной связи.

Большинство бинарных соединений, которые содержат атомы металлов, являются ионными. Например, оксиды, галогениды, сульфиды, нитриды.

Ионная связь возникает также между простыми катионами и простыми анионами (F − , Cl − , S 2-), а также между простыми катионами и сложными анионами (NO 3 − , SO 4 2- , PO 4 3- , OH −). Поэтому к ионным соединениям относят соли и основания (Na 2 SO 4 , Cu(NO 3) 2 , (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2 , NaOH).

Металлическая связь

Данный тип связи образуется в металлах.

У атомов всех металлов на внешнем электронном слое присутствуют электроны, имеющие низкую энергию связи с ядром атома. Для большинства металлов, энергетически выгодным является процесс потери внешних электронов.

Ввиду такого слабого взаимодействия с ядром эти электроны в металлах весьма подвижны и в каждом кристалле металла непрерывно происходит следующий процесс:

М 0 — ne − = M n + , где М 0 – нейтральный атом металла, а M n + катион этого же металла. На рисунке ниже представлена иллюстрация происходящих процессов.

То есть по кристаллу металла «носятся» электроны, отсоединяясь от одного атома металла, образуя из него катион, присоединяясь к другому катиону, образуя нейтральный атом. Такое явление получило название “электронный ветер”, а совокупность свободных электронов в кристалле атома неметалла назвали “электронный газ”. Подобный тип взаимодействия между атомами металлов назвали металлической связью.

Водородная связь

Если атом водорода в каком-либо веществе связан с элементом с высокой электроотрицательностью (азотом, кислородом или фтором), для такого вещества характерно такое явление, как водородная связь.

Поскольку атом водорода связан с электроотрицательным атомом, на атоме водорода образуется частичный положительный заряд, а на атоме электроотрицательного элемента — частичный отрицательный. В связи с этим становится возможным электростатическое притяжения между частично положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой. Например водородная связь наблюдается для молекул воды:

Именно водородной связью объясняется аномально высокая температура плавления воды. Кроме воды, также прочные водородные связи образуются в таких веществах, как фтороводород, аммиак, кислородсодержащие кислоты, фенолы, спирты, амины.

Ковалентная (неполярная, полярная) связь. Механизмы образования ковалентной связи

При помощи химической связи атомы элементов в составе веществ удерживаются друг возле друга. Тип химической связи зависит от распределения в молекуле электронной плотности.

Химическая связь - взаимное сцепление атомов в молекуле и кристаллической решетке под воздействием электрических сил притяжения между атомами. Атом на внешнем энергетическом уровне способен содержать от одного до восьми электронов. Валентные электроны - электроны предвнешнего, внешнего электронных слоев, участвующие в химической связи. Валентность - свойство атомов элемента образовывать химическую связь.

Ковалентная связь образуется за счет общих электронных пар, возникающих на внешних и предвнешних подуровнях связываемых атомов.

Общая электронная пара осуществляется через обменный или донорно-акцепторный механизм. Обменный механизм образования ковалентной связи - спаривание двух неспа-ренных электронов, принадлежащих различным атомам. Донорно-акцепторный механизм образования ковалетной связи - образование связи за счет пары электронов одного атома (донора) и вакантной орбитали другого атома (акцептора).

Есть две основные разновидности ковалентной связи: неполярная и полярная.

Ковалентная неполярная связь возникает между атомами неметалла одного химического элемента (O2, N2, Cl2) - электронное облако связи, образованное общей парой электронов, распределяется в пространстве симметрично по отношению к ядрам обоих атомов.

Ковалентная полярная связь возникает между атомами различных неметаллов (HCl, CO2, N2O) - электронное облако связи смещается к атому с большей электроотрицательностью.

Чем сильнее перекрываются электронные облака, тем прочнее ковалентная связь.

Электроотрицательность - способность атомов химического элемента оттягивать к себе общие электронные пары, участвующие в образовании химической связи.

Свойства ковалентной связи: 1) энергия; 2) длина; 3) насыщаемость; 4) направленность.

Длина связи - расстояние между ядрами атомов, образующих связь.

Энергия связи - количество энергии, необходимое для разрыва связи.

Насыщаемость - способность атомов образовывать определенное число ковалентных связей.

Направленность ковалентной связи - параметр, определяющий пространственную структуру молекул, их геометрию, форму.

Гибридизация - выравнивание орбиталей по форме и энергии. Существует несколько форм перекрывания электронных облаков с образованием?-связей и?-связей (?-связь намного прочнее?-связи, ?-связь может быть только с?-связью). Ковалентная связь - это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар. В основе ее также лежит представление о приобретении атомами энергетически выгодной и устойчивой электронной конфигурации из 8 электронов (для атома водорода из 2). Такую конфигурацию атомы получают не путем отдачи или присоединения электронов как в ионной связи, а посредством образования общих электронных пар. Механизм образования такой связи может быть обменный или донорно-акцепторный.

К обменному механизму относят случаи, когда в образовании электронной пары от каждого атома участвует по одному электрону. Например водород: Н2 Н. +Н. >Н:Н или Н-Н. Связь возникает благодаря образованию общей электронной пары за счет объединения неспаренных электронов. У каждого атома есть по одному s -электрону. Атомы Н равноценны и пары одинаково принадлежат обоим атомам. По этому же принципу происходит образование общих электронных пар (перекрывание р-электронных облаков) при образовании молекулы Сl2. При образовании молекулы N2 Образуются 3 общие электронные пары. Перекрываются р-орбитали. Связь называется неполярная.

При образовании молекулы хлороводорода перекрывается орбиталь s-электрона водорода и орбиталь р-электрона хлора Н-Сl. Связывающая электронная пара смещена к атому хлора, в результате чего образуется диполь, который измеряется дипольным моментом. Связь называется полярная.

По донорно-акцепторному механизму происходит образование иона аммония. Донор (азот) имеет электронную пару, акцептор - (Н+) свободную орбиталь, которую пара электронная азота может занять. В ионе аммония три связи азота с водородом образованы по обменному механизму, а одна по донорно-акцепторному. Все 4 связи равноценны.

Ковалентные связи классифицируют не только по механизму образования общих электронных пар, соединяющих атомы, но и по способу перекрывания электронных орбиталей, по числу общих пар, а также по смещению их. По способу перекрывания - у (сигма s- s, s-р, р-р) р (р-р гантели перекрываются двумя местами). В молекуле азота между атомами существуют одна у-связь и две р-связи, которые находятся в двух взаимно перпендикулярных плоскостях.

По числу общих электронных пар различают: одинарные Н2, НСl; двойные С2Н4, СО2; тройные N2.

По степени смещенности: полярные и неполярные. Связь между атомами с одинаковой электроотрицательностью - неполярная, с разной - полярная.

Исследования ученых позволили сделать вывод, что химическая связь в молекуле водорода осуществляется путем образования пары электронов с противоположно направленными спинами. Каждый электрон занимает место в квантовых ячейках обоих атомов, т.е. движется в силовом поле, образованном двумя силовыми центрами - ядрами атомов водорода. Это представление о механизме образования химической связи было развито учеными Гейтлером и Лондоном на примере водорода.это было распространено и на более сложные молекулы. Разработанная на этой основе теория образования химической связи получила название метода валентных связей. Метод ВС дал теоретическое объяснение важнейших свойств ковалентной связи, позволил понять строение большого числа молекул. Хотя этот метод не оказался универсальным и в ряде случаев не в состоянии правильно описать структуру и свойства молекул - все же он сыграл большую роль в разработке квантово-механической теории химической связи и не потерял своего значение до настоящего времени. В основе метода ВС лежат следующие положения:

Ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.

Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Геометрическая форма s -орбитали сферическая, от центра к краям размазанная (более плотная у ядра, и менее- на краях). Орбитали р-электронов представляют собой гантели, направленные вдоль осей координат. Облака d -электронов имеют более сложную форму. Метод гибридизации орбиталей исходит из предположения, что при образовании молекул вместо исходных s-, р-, d-,f- орбиталей (облаков) образуются такие равноценные «смешанные» или гибридные электронные облака, которые вытянуты по направлению к соседним атомам, благодаря чему достигается более полное их перекрывание с электронными облаками других атомов. На гибридизацию затрачивается энергия, за то она окупается более полным перекрыванием. Получается более прочная молекула. Затраченная на гибридизацию энергия окупается энергией, выделяющейся при образовании связи. Пример -молекула метана.В результате перекрывания четырех гибридных sр3 орбиталей атома углерода и 4 s орбиталей 4-х атомов водорода, образуется тетраэдрическая модель молекулы метана с четырьмя у связями, под углом 1090. Если в молекуле гибридизуется 3-р орбитали, то sр2 гибридизация - молекула этилена, если 2 орбитали sр - гибридизция (ацетилен). У элементов 3 и последующих периодов в образовании гибридных облаков участвуют и d-электроны. В этом случае образуются 6 равноценных гибридных облака, вытянутых к вершинам октаэдра sр3 d2-гибридизация. Такую гибридизацию имеет центральный атом комплексного иона. Этим объясняется их октаэдрическая структура.

Ковалентная связь обладает направленностью. Область перекрывания располагается в определенном направлении по отношению к взаимодействующим атомам.

Характер распределения электронов по молекулярным орбиталям позволяет объяснить магнитные свойства частиц. Молекулы, суммарный спин которых равен нулю, проявляют диамагнитные свойства, т.е. во внешнем магнитном поле их собственные магнитные моменты ориентируются против направления поля. Молекулы, суммарный спин которых отличен от нуля, проявляют парамагнитные свойства, т.е. во внешнем магнитном поле их собственные магнитные моменты ориентируются в направлении поля. Таким образом молекула Н2 диамагнитна.

Геометрическая форма молекул зависит от направленности химической связи. Ядра атомов молекул имеющих sр-гибридизацию атомных орбиталей расположены в одной плоскости, sр2 -направлены к вершинам треугольника, sр3 - к верщинам тетраэдра

Химическая связь. Типы химической связи: ковалентная, ионная, металлическая, водородная

Химическая связь

Учение о химической связи - центральный вопрос современ­ной химии. Без него нельзя понять причины многообразия хими­ческих соединений, механизмы их образования, строения и реак­ционной способности.

Большинство встречающихся в природе и получаемых искусст­венно веществ в обычных условиях не содержат индивидуальных атомов в химически несвязанном состоянии. Исключение составля­ют лишь благородные газы. В остальных веществах атомы входят в состав молекул этих веществ или образуют кристаллическую решет­ку. Именно возможность атомов связываться друг с другом обуслав­ливает такое широкое многообразие химических веществ при отно­сительно небольшом числе составляющих их химических элементов.

Причины образования химической связи между атомами можно искать в электростатической природе самого атома. Бла­годаря наличию в атомах пространственно разделенных областей, обладающих электрическим зарядом, между различными атома­ми могут возникать электростатические взаимодействия, способ­ные удерживать эти атомы вместе.

При образовании химической связи происходит перераспре­деление в пространстве электронных плотностей, исходно отно­сившихся к различным атомам. Поскольку наименее прочно свя­заны с ядром электроны внешнего уровня, то в образовании химической связи именно этим электронам принадлежит главная роль. Количество химических связей, образованных данным ато­мом в соединении, называют валентностью. По этой причине электроны внешнего уровня называют валентными электронами.

С энергетической точки зрения наиболее устойчивым оказы­вается атом, обладающий завершенным внешним уровнем (чем больше электронов на этом уровне, тем сильнее они связаны с ядром, вспомните закон Кулона). Поэтому благородные газы при обычных условиях находятся в состоянии химически инертного

одноатомного газа. По этой же причине атомы, обладающие не полностью завершенным внешним уровнем, стремятся к его за­вершению. Эта закономерность положена в основу теории образования химической связи в форме положения, сформулированного В. Косселем и Г. Льюисом:

С точки зрения современной теории химической связи, возмож­но несколько способов образования энергетически устойчивой элек­тронной конфигурации. Эти способы приводят к образованию струк­тур различного строения. Соответственно различают ковалентную (обменную и донорно-акцепторную) и ионную связь. Далее мы рас­смотрим каждый из указанных типов связи отдельно.

Механизмы образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный

Известно, что неметаллы взаимодействуют друг с другом. Рассмотрим механизм возникновения ковалентной связи на при­мере образования молекулы водорода:

Н+Н=Н 2 DH=-436кДж/моль

Представим себе, что мы имеем два отдельных изолирован­ных атома водорода. Ядро каждого из свободных атомов водорода окружено сферическим симметричным электронным облаком, образуемым 1s-электроном (см. рис. 5). При сближении атомов до

определенного расстояния происходит частичное перекрывание электронных оболочек (орбиталей) (рис. 6).

В результате между центрами обоих ядер возникает молекуляр­ное двухэлектронное облако, обладающее максимальной электрон­ной плотностью в пространстве между ядрами; увеличение плотнос­ти отрицательного заряд» благоприятствует сильному возрастанию сил притяжения между ядрами и молекулярным облаком.

Итак, ковалентная связь образуется в результате перекрыва­ния электронных облаков атомов, сопровождающегося выделе­нием энергии. Если у сблизившихся до касания атомов водорода расстояние между ядрами составляет 0,106 нм, то после перекрыва­ния электронных облаков (образования молекулы H 2) это расстоя­ние составляет 0,074 нм (рис. 6). Обычно наибольшее перекрывание электронных облаков осуществляется вдоль линии, соединяющей ядра двух атомов. Химическая связь тем прочнее, чем больше пере­крывание электронных орбиталей. В результате возникновения хи­мической связи между двумя атомами водорода каждый из них достигает электронной конфигурации атома благородного газа.

Изображать химические связи принято по-разному:

1) с помощью электронов в виде точек, поставленных у химичес­кого знака элемента. Тогда образование молекулы водорода можно показать схемой:

Н + Н®Н:Н

2) с помощью квантовых ячеек (ячеек Гунда), как размещение двух электронов с противоположными спинами в одной моле­кулярной квантовой ячейке:

Схема, расположенная слева, показывает, что молекулярный энергетический уровень ниже исходных атомных уровней, а значит, молекулярное состояние вещества более устойчиво, чем атомное.

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

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

Как видно, каждый атом хлора имеет три неподеленные пары и один неспаренный электрон. Образование химической связи происходит за счет неспаренных электронов каждого атома. Неспаренные электроны связываются в общую пару электронов, на­зываемую также поделенной парой.

Если между атомами возникла одна ковалентная связь (одна общая электронная пара), то она называется одинарной; если больше, то кратной (две общие электронные пары), тройной (три общие электронные пары).

Одинарная связь изображается одной черточкой (штрихом), двойная - двумя, тройная - тремя. Черточка между двумя атомами показывает, что у них пара электронов обобщена, в результате чего и образовалась химическая связь. С помощью таких черточек изобра­жают последовательность соединения атомов в молекуле (см. §3).

Итак, в молекуле хлора каждый его атом имеет завершенный внешний уровень из восьми электронов (s 2 p 6), причем два из них (электронная пара) в одинаковой мере принадлежат обоим атомам.

Несколько по-иному изображают связь в молекуле кислорода О 2 . Экспериментально установлено, что кислород является пара­магнитным веществом (втягивается в магнитное поле). В его мо­лекуле имеется два неспаренных электрона. Структуру этой мо­лекулы можно изобразить так:

Однозначное решение об изображении электронной структу­ры молекулы кислорода еще не найдено. Однако ее нельзя изо­бражать так:

В молекуле азота N 2 атомы имеют три общие электронные пары:

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

Химическая связь, осуществляемая электронными парами, называется ковалентной. Это двухэлектронная и двухцентровая (удерживает два ядра) связь. Соединения с ковалентной связью называются гомеополярными, или атомными.

Различают две разновидности ковалентной связи: неполяр­ную и полярную. ,

В случае неполярной ковалентной связи электронное облако, образованное общей парой электронов, или электронное облако свя­зи, распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов. Примером являются двухатомные молекулы, состоя­щие из атомов одного элемента: Н 2 Cl 2 , О 2 , N 2 , F 2 и др.. в которых электронная пара в одинаковой мере принадлежит обоим атомам.

В случае полярной ковалентной связи электронное облако связи смещено к атому с большей относительной электроотрица­тельностью (см. §6.3.4). Примером могут служить молекулы ле­тучих неорганических соединений: НС1, Н 2 О, H 2 S, NH 3 и др.

Образование молекулы НС1 можно представить схемой:

Электронная пара смещена к атому хлора, так как относи­тельная электроотрицательность атома хлора (2,83) больше, чем атома водорода (2,1).

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

Возможен и другой механизм образования ковалентной связи - донорно-акцепторный. В этом случае химическая связь возникает за счет двухэлектронного облака одного атома и свобод­ной орбитали другого атома. Рассмотрим в качестве примера ме­ханизм образования иона аммония NH + 4 . В молекуле аммиака атом азота имеет неподеленную пару электронов (двухэлектрон-

ное облако):

У иона водорода свободна (не заполнена) 1s-

орбиталь, что можно обозначить так: Н + . При образовании иона аммония двухэлектронное облако азота становится общим для атомов азота и водорода, т.е. оно превращается в молекулярное электронное облако. А значит, возникает четвертая ковалентная связь. Процесс образования иона аммония можно представить схемой:

Заряд иона водорода становится общим (он делокализован, т.е. рассредоточен между всеми атомами), а двухэлектронное об­лако (неподеленная электронная пара), принадлежащее азоту, становится общим с водородом. В схемах изображение ячейки  часто опускается.

Атом, предоставляющий неподеленную электронную пару, называется донором, а атом, принимающий ее (т.е. предоставляющий свободную орбиталь), называется акцептором.

Однако это не особый вид связи, а лишь иной механизм (способ) образования ковалентной связи. По свойствам четвертая N-H-связь в ионе аммония ничем не отличается от остальных связей,

Металлическая связь

Атомы большинства металлов на внешнем энергетическом уровне содержат небольшое число электронов. Так, по одному электрону содержат 16 элементов, по два - 58, по три - 4 элемен­та и ни одного - только у Pd. Атомы элементов Ge, Sn и Pb имеют на внешнем уровне по 4 электрона, Sb и Bi - по 5, Ро - 6, но эти элементы не являются характерными металлами.

Элементы металлы образуют простые вещества - металлы. В обычных условиях это кристаллические вещества (кроме ртути). На рис. 7 представлена схема кристалличес­кой решетки натрия. Как видно, каждый атом натрия окружен восемью соседни­ми. На примере натрия рассмотрим при­роду химической связи в металлах.

У атома натрия, как и у других ме­таллов, имеется избыток валентных ор­биталей и недостаток электронов. Так, валентный электрон (3s 1) может зани­мать одну из девяти свободных орбита­лей - 3s (одна), Зр (три) и 3d (пять). При сближении атомов в результате образо-

вания кристаллической решетки валентные орбитали соседних атомов перекрываются, благодаря чему электроны свободно перемещаются из одной орбитали в другую, осуществляя связь между всеми атомами кристалла металла. Такой тип химичес­кой связи называется металлической связью.

Металлическую связь образуют элементы, атомы которых на внешнем уровне имеют мало валентных электронов по сравнению с общим числом внешних энергетически близких орбиталей, а валентные электроны из-за небольшой энергии ионизации слабо удерживаются в атоме. Химическая связь в металлических крис­таллах сильно делокализована, т.е. электроны, осуществляющие связь, обобществлены («электронный газ») и перемещаются по всему куску металла, в целом электронейтрального.

Металлическая связь характерна для металлов в твердом и жидком состоянии. Это свойство агрегатов атомов, расположен­ных в непосредственной близости друг к другу. Однако в парооб­разном состоянии атомы металлов, как и всех веществ, связаны между собой ковалентной связью. Пары металлов состоят из от­дельных молекул (одноатомных и двухатомных). Прочность связи в кристалле больше, чем в молекуле металла, а потому процесс образования металлического кристалла протекает с вы­делением энергии.

Металлическая связь имеет некоторое сходство с ковалент­ной, поскольку и в ее основе лежит обобществление валентных электронов. Однако электроны, которые осуществляют ковалент­ную связь, находятся вблизи соединенных атомов и прочно с ними связаны. Электроны же, осуществляющие металлическую связь, свободно перемещаются по всему кристаллу и принадлежат всем его атомам. Именно поэтому кристаллы с ковалентной связью хрупки, а с металлической - пластичны, т.е. они изменяют форму при ударе, прокатываются в тонкие листы и вытягиваются в проволоку.

Металлической связью объясняются физические свойства ме­таллов.

Водородная связь

Водородная связь - это своеобразная химическая связь. Она может быть межмолекулярной и внутримолекулярной.

Межмолекулярная водородная связь возникает между моле­кулами, в состав которых входят водород и сильно электроотри­цательный элемент - фтор, кислород, азот, реже хлор, сера. По­скольку в такой молекуле общая электронная пара сильно смещена от водорода к атому электроотрицательного элемента, а

положительный заряд водорода сконцентрирован в малом объе­ме, то протон взаимодействует с неподеленной электронной парой другого атома или иона, обобществляя ее. В результате образуется вторая, более слабая связь, получившая название водородной.

Ранее водородную связь сводили к электростатическому при­тяжению между протоном и другой полярной группой. Но более правильным следует считать, что в ее образование вносит вклад и донорно-акцепторное взаимодействие. Для этой связи характер­ны направленность в пространстве и насыщаемость.

Обычно водородную связь обозначают точками и этим указы­вают, что она намного слабее ковалентной связи (примерно в 15-20 раз). Тем не менее она ответственна за ассоциацию моле­кул. Например, образование димеров (в жидком состоянии они наиболее устойчивы) воды и уксусной кислоты можно предста­вить схемами:

Как видно из этих примеров, посредством водородной связи объединены две молекулы воды, а в случае уксусной кислоты - две молекулы кислоты с образованием циклической структуры.

Водородная связь оказывает влияние на свойства многих ве­ществ. Так, благодаря водородной связи фтороводород в обычных условиях существует в жидком состоянии (ниже 19,5 С) и содер­жит молекулы состава от H 2 F 2 до H 6 F 6 . Благодаря водородной связи образуется гидродифторид-ион HF 2 - :

f - + h-f®f - h-f ® hf - 2

который входит в состав солей - гидрофторидов (KHF 2 - гидродифторид калия, NH 4 HF 2 - гидродифторид аммония).

Наличием водородных связей объясняется более высокая температура кипения воды (100° С) по сравнению с водородными соединениями элементов подгруппы кислорода (H 2 S, H 2 Se, Н 2 Те). В случае воды надо затратить дополнительную энергию на разру­шение водородных связей.

Особенно распространены водородные связи в молекулах бел­ков, нуклеиновых кислот и других биологически важных соеди­нений, а потому эти связи играют важную роль в химии процессов жизнедеятельности.