Число связей, образующихся между атомами называют кратностью (порядком) связи.

донорно-акцепторный механизм осуществляется, когда образование ковалентной связи происходит при взаимодействии атома (иона), имеющего неподеленную пару электронов с другим атомом (ионом), имеющим вакантную (свободную) орбиталь.

Донор – частица, поставляющая пару электронов.

:

Акцептор – частица, имеющая свободную орбиталь .

A: + B = A В

Простейший акцептор электронной пары – протон H⁺; его присоединение к молекуле аммиака приводит к образованию комплексного иона аммония. Пример донора электронной пары – фторид-ион F^–. Присоединение отрицательного фторид-иона к молекуле BF₃ приводит к образованию сложного иона BF₄^– с отрицательным зарядом.

	ион NH4+
		ион BF4–

3.1.1. Свойства ковалентной связи. К основным свойствам ковалентной связи можно отнести: прочность, насыщаемость, направленность и полярность.

I.Прочность связихарактеризуется следующими параметрами:

а) энергия связи, Е_св – количество энергии, выделившейся при образовании данной химической связи.Единицы измерения энергии связи – кДж/моль. Очевидно, что с увеличением кратности связи энергия связи возрастает и тем устойчивее молекулы, их содержащие.

б) длина связи,l_св – межъядерное расстояние между химически связанными атомами. Единицы измерения длины связи – нм.Длина связи обусловлена размером атомов и степенью перекрывания их электронных облаков.

в) валентный угол –угол между воображаемыми линиями, проходящими через ядра химически связанных атомов.

II. Насыщаемость ковалентной связи обусловлена тем, что в химическом взаимодействии участвуют электроны внешних и предвнешних уровней, то есть ограниченное число электронов.

Насыщаемость характеризуется:

а) максимальной валентностью;

валентность определяется числом образуемых атомом связей и равна числу неспаренных электронов в атоме;

б) координационным числом;

координационное число – число частиц (атомов, ионов, молекул), непосредственно окружающих данную;

в) степенью окисления;

степень окисления (СО) – заряд атома элемента в соединении, вычисленный из предположения, что вещество состоит из ионов, либо степень окисления – это условный заряд атома в соединении, указывающий сколько электронов оттянуто или притянуто к атому элемента.

Все металлы способны только отдавать электроны, они находятся слева от диагонали, соединяющей элементы ₅В и ₈₅At (граница Цинтля). Отдавая электроны, атом элемента приобретает положительный заряд. Все металлы являются восстановителями. Справа от границы Цинтля находятся элементы, которые являются окислителями.

Наиболее электроотрицательный элемент – ₉F – самый сильный окислитель. Фтор способен только принимать электроны и, кроме степени окисления, равной «0» (в соединении F₂), может иметь степень окисления «–1». Остальные элементы, расположенные между границей Цинтля и фтором, несмотря на преимущественные окислительные свойства могут как отдавать, так и принимать электроны и имеют степени окисления как со знаком «+», так и со знаком «–» в зависимости от атома элемента, вступающего с ним в связь. Знаки при степенях окисления показаны на схеме (рис. 3.3).

Рис. 3.3. Знаки степеней окисления элементов в таблице Д. И. Менделеева

На примере атома селена рассмотрим, как определить теоретически возможные степени окисления элемента. Согласно схеме (рис. 3.3), селен может не только принимать, но и отдавать электроны.

Валентные электроны для селена в нормальном состоянии4s²4p⁴.

Учитывая число свободных мест, необходимых для создания устойчивой конфигурации (восемь электронов на внешнем слое – правило «октета»), определяем, что селен может принять 2 электрона, а, имея в виду, что неспаренных электронов также 2, делаем вывод, что селен может отдать 1 или 2 электрона. Селен в нормальном состоянии имеет следующие степени окисления: 2–, 0, 1+, 2+, устойчивыми из них являются 2–, 0, 2+.

В возбужденном состоянии у селена Se* увеличиваются возможности к отдаче электронов, поэтому теоретически возможные степени окисления Se* в возбужденном состоянии атома следующие:

2–, 0, 1+, 2+, 3+, 4+, 5+, 6+. Устойчивыми степенями окисления являются: 2–, 0, 2+, 4+, 6+.

Для нахождения степени окисления элементов в сложных соединениях используют правила:

1. степень окисления атомов равна нулю,

2. в молекулах алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов равна нулю,

3. для ионов алгебраическая сумма степеней окисления равна заряду иона,

4. в соединениях отрицательный заряд относят к более электроотрицательному элементу, принимая следующие степени окисления:

для фтора всегда –1;

для щелочных металлов всегда +1; для щелочноземельных +2;

для водорода +1, кроме гидридов металлов;

для кислорода –2, за исключением пероксидов, где СО = –1, и соединения с фтором, где СО = +2.

С помощью изложенных правил легко найти СО в различных соединениях. Например, в соединениях Na₂SO₃ и Na₂SO₄ степени окисления серы равны соответственно +4 и +6, марганец в KMnO₄ имеет степень окисления +7 и т.д.

III. Направленность.Наиболее прочные химические связи возникают в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей. Поскольку атомные орбитали имеют определенную форму, их максимальное перекрывание возможно лишь при определенной пространственной ориентации.

В зависимости от способа перекрывания атомных орбиталей различают s-, π-, d- связи (рис. 3.4).

Рис. 3.4. Перекрывание атомных орбиталей при образовании:

а – s-связи; б – π-связи; в – образование одной s- и двух π-связей в молекуле N₂

s-связь возникает при перекрывании атомных орбиталей вдоль оси, соединяющей центры химически связанных атомов (рис. 3.4, а). Перекрывание атомных орбиталей по типу s-связи происходит в молекулах, где существует одинарная связь, например H – H, I – I,

Cl – Cl, H – Cl.

π-связь осуществляется при перекрывании атомных орбиталей по обе стороны оси, соединяющей ядра (рис. 3.4, б).

Двойная связь состоит из одной s-связи и одной π-связи, тройная – из одной s-связи и двух π-связей (рис. 3.4, в). По своей природе π-связь резко отличается от s-связи: π-связь менее прочная вследствие перекрывания электронных облаков вне плоскости молекулы, например, в молекулах кислорода, этилена, диоксида углерода, азота, ацетилена и др.

d-связь возникает при перекрывании всех четырех лопастей d-электронных облаков, находящихся в параллельных плоскостях.

Соответственно, s-элементы могут образовывать только s-связи, p-элементы – s- и π-связи, d-элементы – s-, π- и d-связи. Прочность у π- и d-связей ниже, чем у s-связей.

IV. Полярность.При образовании неполярной связи каждое ядро атома с одинаковой силой притягивает пару связывающих электронов. В молекулах, образованных атомами с одинаковой электроотрицательностью, одна или несколько пар электронов в равной степени принадлежат обоим атомам (Н₂; F₂; O₂ и т.д.).

Когда пара электронов, образующих химическую связь, смещена к одному из ядер атомов, тогда связь – полярная(H–Cl; O–H; Al–Br). Если взаимодействующие атомы характеризуются различной электроотрицательностью, то обобществленная пара электронов смещается к ядру более электроотрицательного атома, то есть образуется диполь. Это система, состоящая из двух равных по величине, но противоположных по знаку зарядов, находящихся на некотором расстоянии lдруг от друга.

Количественной мерой полярности связи является электрический момент диполя, m(мю), равный произведению:

m = g l_св ,

где g– эффективный заряд;l_св– длина диполя.

Электрический момент диполя – векторная величина, условно направленная от положительного заряда к отрицательному. Единицы измерения – Кл∙м, либо Дебай (D) равный 3,3 ·10^-30 Кл·м.