Свойства ковалентной химической связи

Ковалентная связь характеризуется: насыщаемостью, направленностью и полярностью.

Насыщаемость — это способность данного элемента образовывать ограниченное число связей с другими элементами. Для элементов II периода максимальная насыщаемость равна четырем (1s +3р = 4). Например, при возбуждении атома углерода электрон с 2s-подуровня переходит на 2р-подуровень:

В результате образуются четыре наполовину заполненные валентные орбитали и атом углерода становится четырехвалентным, т. к. максимальная насыщаемость его равна четырем. Для атома элемента серы в 3-м периоде максимальная насыщаемость равна шести, т. к. может образоваться шесть наполовину заполненных валентных орбиталей (1s +3р + 2d = 6). В этом случае атом серы становится шестивалентным.:

Элементы пятых и шестых периодов могут проявлять валентность равную

восьми: 1s+3р+2d+2f =8, где 1s,3p,2d, и 2f-валентные орбитали.

Направленность ковалентной химической связи. Химическая связь возникает в том направлении, при котором достигается максимальное перекрывание АО, приводящее к минимуму полной энергии системы. Угол, образованный между направлениями двух связей, носит название валентного угла. Изучением величины валентных углов и геометрии молекул занимается стереохимия (рис. 1).

Рис.1. Валентные углы у молекул H₂S, H₂O и NH₃

Геометрия молекул. Для объяснения пространственного строения молекул в МВС используется концепция гибридизации АО. Гибридизация АО — это не явление, а всего лишь полезный прием, с помощью которого мы можем облегчить себе задачу наглядно представить особенности строения той или иной молекулы. Содержание этого понятия сводится к тому, что в образовании химических связей участвуют не только исходные s-, р-, d-орбитали, но и гибридные АО, которые образуются из исходных АО. Под гибридизацией следует понимать такую комбинацию АО различной формы и энергии, при которой образуются гибридные АО одинаковой формы и энергии.

sp¹-Гибридизация. Линейная комбинация 1s-орбитали и 1р-орбитали ведет к образованию двух sр-гибридных АО:

Два гибридных sр-облака в результате взаимного отталкивания располагаются относительно ядра атома под углом 180º. В результате такого расположения гибридных облаков молекулы состава АВ2 имеют линейную конфигурацию, т. е. ядра всех взаимодействующих атомов располагаются на одной прямой. Линейную конфигурацию имеют молекулы ВеСl₂, BeBr₂, ZnCl₂, CO₂ и др.

sp2-Гибридизация. Это гибридизация одной s-орбитали и двух р-орбиталей. В результате комбинации трех исходных орбиталей возникают три гибридные sp-орбитали. Они располагаются в одной плоскости под углом 120º друг к другу. Происходит выравнивание электронных облаков:

Соединения бора, ионы СО^2-₃ , NО^-₃ имеют строение в виде плоского треугольника с валентными углами 120º. Это позволяет предположить sр²-гибридизацию атомов бора, углерода, азота.

sp3-Гибридизация. Образуется в результате линейной комбинации одной s-орбитали и трех р-орбиталей. Четыре sр3-гибридные орбитали располагаются под углом 109º28 друг к другу. Они направлены к вершине тетраэдра, в центре которого находится ядро атома углерода:

Молекулы: СН₄, NH₃, H₂O, CCl₄, CF₄, SiH₄, SiBr₄; ионы: SO₄^2–_, ClO₄^-, PO₄^3– и т. д. имеют одинаковое пространственное (тетраэдрическое) расположение связей. Этот факт можно объяснить sр3-гибридизацией атомных орбиталей.

Поляризуемость ковалентной связи. Явление смещения электронной плотности в электрическом или магнитном поле называется поляризуемостью. Если молекулу А:В поместим в электрическое поле, то происходит смещение электронной плотности или даже разрыв химической связи. Возможны два случая разрыва химической связи: гомолитический и гетеролитический.

В случае гомолитического разрыва электроны связующей пары распределяются по одному между возникающими атомами или группами атомов (радикалами):

При гетеролитическом разрыве ковалентной связи оба электрона связующей пары полностью переходят к одному из возникающих атомов, причем один из этих атомов приобретает положительный, а другой — отрицательный электрический заряд:

Смещение электронной плотности приводит к несовпадению центров положительных и отрицательных зарядов, молекула поляризуется и принимает характер диполя. Диполь представляет собой электрически нейтральную систему с двумя одинаковыми по величине положительными и отрицательными зарядами, находящимися на определенном расстоянии (длина диполя) друг от друга. Полярность молекулы оценивается дипольным моментом (μ) :

μ= q · ℓ ,

где q — эффективный заряд, ℓ — длина диполя.

Дипольный момент молекулы характеризует способность молекул ориентироваться в электрическом поле между положительными и отрицательными электродами. Дипольный момент выражается в кулон на метр (Кл·м). В качестве единицы измерения используют также внесистемную единицу измерения дебай D, равную 3,3·10^–30 Кл·м.

Донорно-акцепторная связь

Разновидностью ковалентной связи является так называемая донорно-акцепторная связь. Химическая связь, обусловленная парой электронов, принадлежащей до образования связи одному из атомов, называется донорно-акцепторной связью. Атом, поставляющий электронную пару, называется донором, а атом, к которому эта пара перемещается, - акцептором. Смещение электронной пары делает связь полярной. Донорно-акцепторную связь иногда называют также координационной связью. Примером донорно-акцепторной связи может служит образование иона аммония NH₄⁺ из аммиака. Молекула аммиака NH₃ имеет электронное строение:

H H

.. ½

H:N: или H-N:

.. ½

H H

В ней три электронные пары образуют связь N-H, а четвертая пара внешних электронов принадлежит только атому азота. Эта пара может дать связь с ионом водорода, в результате образуется ион аммония:

Ионнуюсвязь можно рассматривать как предельный случай ковалентной связи, когда пара образующих связь электронов полностью переходит к более электроотрицательному элементу.

Металлическая связь— связь между положительными ионами в кристаллах металлов, осуществляемая за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу. В соответствии с положением в периодической системе атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов. Эти электроны достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. В результате в кристаллической решетке металла появляются положительно заряженные ионы и свободные электроны. Поэтому в кристаллической решетке металлов существует большая свобода перемещения электронов: одни из атомов будут терять свои электроны, а образующиеся ионы могут принимать эти электроны из «электронного газа». Модель металлической связи показана на рисунке 2.

Рис.2. Модель кристаллической решетки металла

Как следствие, металл представляет собой ряд положительных ионов, локализованных в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество электронов, сравнительно свободно перемещающихся в поле положительных центров. В этом состоит важное отличие металлических связей от ковалентных, которые имеют строгую направленность в пространстве.

В твердом состоянии металлы отличаются от всех остальных веществ своими характерными свойствами - очень высокими теплопроводностью и электропроводностью, почти полной непрозрачностьюи высокой отражательной способностью по отношению к видимому свету благодаря так называемому металлическомублеску.