Характеристики ковалентной связи

Ковалентная связь характеризуется направленностью в пространстве, полярностью, кратностью, энергией и длиной.

Как мы знаем, электронные орбитали (кроме s-орбиталей) имеют пространственную направленность. Ковалентная связь, которая является результатом электронно-ядерных взаимодействий, располагается в определенном направлении по отношению к ядрам этих атомов. Если электронные облака перекрываются в направлении прямой, которая соединяет ядра атомов (т. е. по оси связи), такая ковалентная связь называется s-связью (сигма-связью). Например, в молекулах Н₂, Cl₂, HC1 атомы соединяются ковалентной s-связью. Ковалентные сигма-связи образуются при перекрывании орбиталей: s — s (как в Н₂): s — р (как в НС1), р — р (как в С1₂).

При перекрывании p-орбиталей, направленных перпендикулярно оси связи, образуются две области перекрывания по обе стороны оси связи. Такая ковалентная связь называется p-связью (пи-связью) (рис. 6). Например, в молекуле азота атомы связаны одной s-связью и двумя p-связями (рис. 7).

Рис. 6. Схематическое изображение p-связи

Рис. 7. Схематическое изображение s- и p-связей в молекуле азота

Направленность ковалентной связи определяет пространственную структуру молекул, т. е. их форму. Молекула хлороводорода имеет линейную форму: она образована с помощью одной s-связи (s — р-орбитали). Молекула воды имеет угловое строение: она образуется за счет перекрытия s-орбиталей двух атомов водорода с двумя взаимно перпендикулярными р-орбиталями атома кислорода (рис. 8). Следовательно, угол между s-связями в молекуле воды должен быть равен 90°. В действительности угол равен 104,5°, что объясняется явлением гибридизации. Молекула аммиака имеет форму правильной пирамиды, молекула метана — форму тетраэдра.

Рис. 8. Строение молекулы воды

Полярность связи определяется асимметрией в распределении общего электронного облака вдоль оси связи.

Если общие электронные пары располагаются симметрично относительно обоих ядер, то такая ковалентная связь называется неполярной.

В молекулах простых веществ — водорода Н₂, кислорода О₂, азота N₂, хлора С1₂, фтора F₂ атомы соединяются неполярной ковалентной связью.

Если общие электронные пары смещаются к одному из атомов (располагаются несимметрично относительно ядер различных атомов), то такая ковалентная связь называется полярной.

Связь в молекулах воды Н₂О, аммиака NH₃, хлороводорода НС1— полярная.

Кратность ковалентной связи определяется числом общих электронных пар, которые связывают атомы.

Связь между двумя атомами при помощи одной пары электронов называется простой (связи Н — С1,С — Н,Н — О и т. д.). Связь между двумя атомами при помощи двух электронных пар называется двойной. Связь между двумя атомами при помощи трех электронных пар называется тройной.

Например, двойная связь наблюдается между атомами углерода в этилене Н₂С = СН₂ , тройная связь наблюдается в молекулах азота N N, ацетилена Н — С С — Н.

Длина связи — это равновесное расстояние между ядрами атомов. Длину связи выражают в нанометрах (нм). Чем меньше длина связи, тем прочнее химическая связь. Мерой прочности связи является ее энергия.

Энергия связи равна работе, которую необходимо затратить на разрыв связи. Выражают энергию связи в килоджоулях на моль (кДж/моль); например, в молекуле водорода энергия связи равна 435 кДж/моль. Энергия связи увеличивается с уменьшением длины связи (табл. 10).

Таблица 10. Вид, длина и энергия связи в молекулах некоторых веществ

Молекула	Вид связи	Длина связи, нм	Энергия связи, кДж/моль
H2 С12 HF	sx(s—s) sx (px-px) sx (s—p)	0,074 0,20 0,092

Энергия связи увеличивается с увеличением кратности связи (табл. 11).

Таблица 11. Длина и энергия связи между атомами азота и между атомами углерода

Связь	Длина связи, нм	Энергия связи, кДж/моль
N - N	0,140	164,2
N = N	0,120	420,5
N N	0,109	945,6
С - С	0,154	347,7
С = С	0,134	606,7
C C	0,120	831,4

Процесс образования связи протекает с выделением энергии (экзотермический процесс), а процесс разрыва связи — с поглощением энергии (эндотермический процесс).

Полярность молекул

Полярность молекул зависит от полярности отдельных связей и от их расположения в молекуле (т. е. от строения молекул).

Молекулы простых веществ (Н₂, F₂, N₂ и др.), образованные неполярными ковалентными связями, неполярны.

Молекулы сложных веществ могут быть и неполярными и полярными. Примеры веществ с неполярными молекулами: диоксид углерода СО₂, метан СН₄, бензол С₆Н₆, глюкоза С₆Н₁₂О₆, диметиловый эфир С₂Н₆О и др. Примеры веществ с полярными молекулами: диоксид серы SO₂, вода Н₂О, аммиак NH₃, этиловый спирт С₂Н₅ОН и др.

В неполярных молекулах «центр тяжести» электронного облака совпадает с «центром тяжести» положительного заряда ядер. В полярных молекулах «центр тяжести» электронного облака не совпадает с «центром тяжести» положительного заряда.

Например, в молекуле хлороводорода НС1 электронная плотность около ядра хлора выше, чем около ядра водорода, т. е. атом хлора имеет отрицательный заряд q = - 0,18, а атом водорода положительный заряд q -= + 0,18. Заряды (q) атомов в молекуле называют .эффективными. Поэтому полярные молекулы можно рассматривать как электрические диполи, в которых заряды, разные по знаку, но одинаковые по величине, расположены на определенном расстоянии друг от друга. Мерой полярности молекул является электрический момент диполя.

Электрический момент диполя — это произведение эффективного заряда на расстояние между центрами положительного и отрицательного зарядов в молекуле. Электрический момент диполя в молекуле зависит от ее структуры. Наличие или отсутствие электрического момента диполя позволяет судить о геометрическом строении молекулы. Например, молекула СО₂ неполярна, а молекула SO₂ обладает электрическим моментом диполя. Отсюда следует, что молекула СО₂ имеет линейное строение, а молекула SO₂ — угловое.

Свойства веществ зависят от полярности молекул. Вещества, молекулы которых полярны, имеют температуры кипения и плавления выше, чем вещества, молекулы которых неполярны. Это объясняется взаимным притяжением полярных молекул.

Электроотрицательность

Способность атомов химического элемента притягивать к себе общие электронные пары называется электроотрицательностью.

Электроотрицательность элемента определяется суммой его энергии ионизации и сродства к электрону. Относительные электроотрицательности атомов некоторых элементов приведены в табл. 12.

Таблица 12. Относительные электроотрицательности некоторых элементов

Период	Группа
	I	II	III	IV	V	VI	VII
	Н 2,1
	Li 0,98	Be 1.5	В 2,0	С 2,5	N 3,07	О 3.50	F 4,0
	Na 0,93	Mg 1,2	Al 1,6	Si 1,9	P 2,2	S 2,6	Cl 3,0
	К 0.91	Са 1,04	Ga 1,8	Ge 2,0	As 2,1	Se 2.5	Br 2,8
	Rb 0,89	Sr 0,99	In 1.5	Sn 1.7	Sb 1.8	Те 2,1	I 2,6

Чем больше электроотрицательность атома, тем сильнее притягивает он общую электронную пару. Когда между двумя атомами разных элементов образуется ковалентная связь, общие электронные пары смещаются к более электроотрицательному атому. Например, в молекуле воды Н₂О общие электронные пары смещаются к атому кислорода.

Относительная электроотрицательность атома не является строго постоянной величиной и применяется только для определения направления смещения общих электронных пар при образовании молекул

Электроотрицательность элементов подчиняется периодическому закону. В периоде электроотрицательность элементов возрастает с увеличением порядкового номера элемента. В начале периода находятся элементы с низкой электроотрицательностью (металлы), а в конце периода элементы с наивысшей электроотрицательностью (неметаллы) В подгруппе электроотрицательность элементов уменьшается с увеличением порядкового номера. Самым электроотрицательным элементом в периодической системе является фтор У инертных элементов электроотрицательность отсутствует.

Химические элементы можно расположить в ряд в порядке возрастания электроотрицательности.

Sb, Si. В, As. H, Те. Р. С, Se, I, S, Br. Cl, N. О, F

электроотрицательностъ возрастает

Электроотрицательность характеризует различие свойств элементов. Поэтому ее используют как качественную характеристику при определении природы химической связи в различных соединениях.

Ионная связь

При образовании соединений из элементов, очень отличающихся по электроотрицательности (типичных металлов и типичных неметаллов), общие электронные пары полностью смещаются к более электроотрицательному атому. В результате образуются ионы.

Например, при горении натрия в хлоре неспаренный 3s-электрон атома натрия спаривается с 3p-электроном атома хлора. Общая электронная пара полностью смещается к атому хлора. В результате образуется натрий-ион Na⁺ и хлорид-ион CI^-.

Заряженные частицы, в которые превращаются атомы в результате отдачи или присоединения электронов, называют ионами.

Заряд отрицательного иона равен числу электронов, которые атом присоединил. Заряд положительного иона равен числу электронов, которые атом отдал.

Противоположно заряженные ноны притягиваются друг к другу.

Соединения, которые образуются из ионов, называются ионными. Связь между ионами называется ионной.

Между ионной и ковалентной связью нет резкой границы. Ионную связь можно рассматривать как крайний случай ковалентной полярной связи (рис. 9). В отличие от ковалентной ионная связь ненаправленна

Процесс отдачи электронов называется окислением. Процесс присоединения электронов называется восстановлением.

Например, при взаимодействии натрия с хлором атом натрия отдает электрон, окисляется и образуется натрий-ион Na – e^- ®Na⁺

Рис 9. Схема перехода от ковалентной связи кионной

Атом хлора присоединяет электрон, восстанавливается и образуется хлорид-ион Cl + е^- ®Сl^- .

Металлы главных подгрупп I и II групп при соединении с неметаллами главной подгруппы VII группы образуют типичные ионные соединения. Например, хлорид натрия NaCl, фторид калия KF, хлорид кальция СаС1₂.

Ионные соединения — твердые кристаллические вещества.

Водородная связь

Атом водорода, связанный с сильно электроотрицательным элементом (фтором, кислородом, азотом), может образовать еще одну связь с другим атомом сильно электроотрицательного элемента. Например, в молекуле воды атомы водорода связаны с атомами кислорода полярной ковалентной связью. Общие электронные пары смещаются к атому кислорода. Атом водорода имеет частичный положительный заряд, а атом кислорода частичный отрицательный. Положительно заряженный атом водорода одной молекулы воды притягивается отрицательно заряженным атомом кислорода другой молекулы воды. Между двумя атомами кислорода возникает связь, образованная с помощью атома водорода. Атом водорода находится на прямой, которая соединяет ядра этих атомов

O ¾ H. . . O ¾ H. . . O ¾ H. . . O ¾ H

½ ê ê ê

H H H H

Водородная связь образуется за счет сил электростатического притяжения полярных молекул друг к другу, особенно когда они содержат атомы сильно электроотрицательных элементов (F, O, N).

Например, водородные связи образуют HF, H₂O, NH₃, но не образуют их аналоги HCl, H₂S, PH_3.

Водородные связи малоустойчивы и разрываются довольно легко (например, при плавлении льда и кипении воды), но так как на разрыв этих связей требуется затратить некоторую энергию, то температуры плавления и кипения веществ с водородными связями между молекулами оказываются значительно выше, чем у подобных веществ, но без водородных связей. Например:

Вещество	tпл,°С	tкип,°С	Вещество	tпл,°С	tкип,°С
HF	-83,36	19,52	H2O	0,00	100,00
HCl	-114,00	-85,08	H2S	-85,54	-60,35

(в HF и H₂O есть водородные связи, а в HCl и H₂S их нет).

Многие органические соединения также образуют водородные связи, важную роль водородная связь играет в биологических процессах.

Металлическая связь

У металлов самая низкая энергия ионизации. Поэтому в металлах валентные электроны легко отрываются от отдельных атомов и становятся общими для всего кристалла (обобществленными). Так образуются положительные ионы металла и электронный газ — совокупность подвижных электронов. В кристалле металла небольшое число обобществленных электронов связывает большое число ионов.

Химическая связь в металлах между положительными ионами и обобществленными электронами называется металлической связью.

Металлическая связь сходна с ковалентной. В основе образования этих связей лежат процессы обобществления валентных электронов. Но в металле валентные электроны являются общими для всего кристалла, а в соединениях с ковалентной связью общими являются только валентные электроны двух соседних атомов. Металлическая связь ненаправленна, так как валентные электроны распределены по кристаллу почти равномерно.

Металлическая связь характерна только для металлов в твердом или жидком агрегатном состоянии.

Лекция 6.

УЧЕНИЕ О РАСТВОРАХ