А) ковалентная связь

В 1916 г. американский ученый Г. Льюис разработал теорию ковалентной химической связи.

Он так же, как и В. Коссель, исходил из положения, что атомы стремятся иметь восьмиэлектронный слой: электронный октет или электронный дуплет. Ковалентная связь существует в молекулах простых веществ (H₂ , CL₂ , O_{2 ,} N₂и др.) и в молекулах, которые образованы атомами различных неметаллов (HCL, H₂O , PCL₃, NH₃, CO и др.)

Согласно теории Г. Льюиса, образование устойчивой электронной конфигурации происходит путем обобщения электронов с образованием пары, общей для обоих атомов.

Квантово-механическая теория электронного строения атомов объясняет образование общей электронной пары как перекрывание электронных облаков. В перекрывании могут участвовать электронные облака неспаренных электронов, которые имеют антипараллельные спины.

Например, при столкновении друг с другом атомов водорода, электроны, ранее принадлежвщие двум разным ядрам, обобществляются, образуя единое электронное облако:

Схема перекрывания электронных облаков в молекуле водорода H₂

H ^. + ^.H H (:) H

+ H ₂

1 s

z z

х + х

1s¹1s¹

Двухэлектронная связь, принадлежащая одновременно двум ядрам, называется ковалентной связью.

Условно она обозначается черточками (F – F ; О = О) .

При образовании молекулы из одинаковых атомов плотность электронного облака оказывается симметрична относительно ядер обоих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной или гомеополярной, т.е. это ковалентная связь между атомами с одинаковой электроотрицательностью.

Если молекула образована различными атомами, то молекулярное электронное облако смещается в сторону атома, имеющего наибольшую электроотрицательность. Такая ковалентная связь называется полярной или гетерополярной.

Например: в молекуле хлороводорода HCL общая электронная пара (т.е. область перекрывания электронных облаков) смещается в сторону атома хлора, потому что он является более электроотрицательным:

. . . .

H ^. + _.CL : H : CL :

^{. .}^{. .}

^{ЭО 2,1}^3,0

В результате у атома хлора возникает некоторый избыточный отрицательный заряд ( - δ ), а у атома водорода – заряд, равный по величине, но противоположный по знаку ( + δ ) . Чем больше полярность связи, тем больше абсолютная величина этих зарядов.

Полярность молекулы определяется полярностью связей в этой молекуле и их взаимным расположением. Например, в молекуле HCL существует только одна полярная связь. Эта молекула является полярной молекулой; в ней есть центр положительного заряда (на атоме водорода) и центр отрицательного заряда (на атоме хлора).

+ δ - δ

HCL

Полярные молекулы являются диполями. Диполь (два полюса) – это система, в которой имеются центры положительного и отрицательного зарядов, расположенных на определенном расстоянии друг от друга.

В зависимости от того, какие именно электроны – s, p или d обобществляются, возможны различные типы ковалентной связи. Два s – элемента могут образовать только такую связь, при которой перекрывание электронных облаков происходит вдоль прямой, соединяющей центры взаимодействующих атомов. Такую связь называют сигма - связью (σ – сигма).

S S

Сигма – связь может возникать и при взаимодействии одного S – электрона и одного p – электрона, а также при сближении двух p - электронов.

S P P P

Сигма – связь является примером одинарной (простой) связи. Одинарные (простые связи) – это ковалентные связи, которые образованы одной общей электронной парой.

Но два p – электрона наряду с σ – связью могут образовать еще один тип связи, при котором перекрывание электронных облаков проходит к оси связи двух атомов.

P P

Этот тип называется π – связью (пи – связь).

π - связи - это ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.

Перекрывание p – орбитали при образовании π – связей происходит вне области максимальных плотностей электронных облаков, поэтому прочность π - связи меньше прочности σ – связи.

В образовании π - связи могут участвовать и d –электроны.

Ковалентные связи бывают одинарными (связь между двумя атомами образована одной общей электронной парой); двойными (связь между двумя атомами образована двумя общими электронными парами); тройными (связь между двумя атомами образована тремя общими электронными парами).

Двойные и тройные связи называются кратными связями. Двойная связь состоит из одной σ – связи и двух π – связей.

Пример: Образование кратной (тройной) связи на примере образования молекулы азота (N ₂).

Структура внешнего электронного слоя атома азота: 2s² 2p³; на внешнем слое находится 5 электронов, p – электроны являются неспаренными. p – электроны обоих атомов участвуют в образовании трех общих электронных пар.

. . . . .