Основные характеристики ковалентной связи: длина связи, энергия связи. Насыщаемость, направленность.

Ковалентной называется химическая связь, осуществляемая за счет образования электронной пары, принадлежащей обоим атомам.

Для квантово-механического описания ковалентной связи и строения молекул могут быть применены два подхода: метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей.

В основе метода валентных связей лежат следующие положения:

1. Ковалентная связь осуществляется двумя электронами с противоположными спинами, которые принадлежат одновременно двум различным атомам.

2. Взаимное перекрывание валентных электронных облаков двух атомов приводит к образованию электронного облака молекулы, у которого максимальная электронная плотность располагается в пространстве между ядрами, вызывая их притяжение, т.е. осуществляя связь между ними.

3. Связь между атомами в молекуле тем прочнее, чем больше перекрывание облаков.

Различают две разновидности ковалентной связи:

1) неполярная ковалентная связь образуется между атомами с одинаковой относительной электроотрицательностью (например, H2, N2, O2, F2 и др.);

2) полярная ковалентная связь образуется между атомами разных элементов с различной близкой относительной электроотрицательностью (например, HCl, H2O, CO2 и др.).

При образовании полярной ковалентной связи смещение общего электронного облака приводит к тому, что плотность отрицательного электрического заряда оказывается выше вблизи более электроотрицательного атома и ниже – вблизи менее электроотрицательного атома. В результате первый атом приобретает избыточный отрицательный заряд, а второй – такой же по абсолютной величине избыточный положительный заряд. Подобную систему из двух равных по абсолютной величине и противоположных по знаку зарядов, расположенных на определенном расстоянии друг от друга, называют электрическим диполем.

Существуют два механизма образования ковалентной связи:

1) обменный – за счет перекрывания одноэлектронных облаков с противоположными спинами;

2) донорно-акцепторный – за счет двухэлектронного облака одного атома и свободной орбитали другого.

Атом, предоставляющий неподеленную электронную пару, называют донором или нуклеофильным атомом. Атом, предоставляющий свободную орбиталь, – акцептором или электрофильным атомом.

В методе валентных связей валентность атома элемента определяется числом его химических связей в соединении. При этом учитываются связи, образованные по обменному и донорно -акцепторному механизмам.

Свойства ковалентной связи:

1. Длина связи – это расстояние между ядрами атомов в молекуле.

2. Энергия связи – определяется количеством энергии, которое необходимо для разрыва связи. Служит мерой прочности.

3. Насыщаемость – это способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей.

4. Направленность – свойство ковалентной связи, определяющее пространственную структуру молекулы, т.е. её геометрию.

Для объяснения геометрии молекул привлекается концепция гибридизации атомных орбиталей. Сущность концепции: приобразовании молекулы вместо исходных s-, p-, d-электронных облаковобразуются равноценные «смешанные» или гибридные электронныеоблака, которые полнее перекрываются. За счет этого достигаетсявыигрыш энергии: образующаяся связь является более прочной.

Пространственное строение молекул зависит от типа гибридизации, который в свою очередь зависит:

1) от количества общих электронных пар;

2) от количества электронных пар, имеющихся у атома, но не участвующих в образовании связей.

По способу перекрывания электронных орбиталей различают сигма- и пи-ковалентные связи.

Ковалентная связь, которая образуется при перекрывании облаков вдоль линий, связывающих центры с соединяющихся атомов, называется соединяющихся атомов, называется сигма-связью.

Пи-связь образуется при взаимодействии р-электронных облаков, не участвовавших в гибридизации. Перекрывание атомных орбиталей происходит по обе стороны от линии связи. Она менее прочна.

Метод валентных связей не может объяснить образование одноэлектронной связи Н2 +, роли неспаренных электронов в молекуле, парамагнетизм, ряд свойств комплексных соединений. Чтобы объяснить эти факты был предложен метод молекулярных орбиталей.

Сущность метода молекулярных орбиталей:

1. В молекуле все электроны являются общими. Сама молекула – это единое целое, совокупность ядер и электронов.

2. Каждому электрону в молекуле соответствует молекулярная орбиталь, подобно тому как каждому электрону в атоме соответствует атомная орбиталь.

Обозначения: АО s- p- d- f- МО σ- π- δ- φ-

3. Молекулярная орбиталь представляет собой линейную комбинацию атомных орбиталей.

Молекулярные орбитали электронами заполняются в порядке возрастания энергии и с учетом принципа Паули и правила Гунда.

Молекулярная орбиталь, энергия которой меньше энергии атомной орбитали, называется связывающей.

Молекулярная орбиталь, энергия которой выше энергии атомной орбитали, называется разрыхляющей.

Согласно методу молекулярных орбиталей образование молекул возможно, если число электронов на связывающих орбиталях больше числа электронов на разрыхляющих орбиталях.

В настоящее время метод молекулярных орбиталей – это лучший метод квантово-механической трактовки химической связи.__

Ненаправленность определяется тем, что каждый ион может

притягивать ион противоположного знака по любоиу направлению (нет

направления).

Взаимодействие ионов противоположного знака не приводит к

компенсации силовых полей, у них остается способность притягивать

ионы противоположного знака по другим направлениям

(ненасыщаемость).