Хімія. Профільний рівень. 11 клас. Григорович

§ 7. Ковалентний зв'язок. Властивості ковалентного зв'язку

Пригадайте:

• як визначити будову електронної оболонки атомів у збудженому стані (за § 4);
• у формулах Льюїса (електронні графічні формули, або електронно-крапкові формули) крапкою позначають електрони тільки зовнішнього енергетичного рівня;
• що таке електронегативність та як порівняти електронегативності різних елементів.

Утворення ковалентного зв'язку

Ковалентний зв’язок виникає переважно між атомами неметалічних елементів. Для таких елементів характерне те, що вони прагнуть не віддавати електрони із зовнішнього енергетичного рівня, а, навпаки, доповнити його до октету. А якщо два атоми не віддають один одному електрони, а намагаються їх забрати, то вони починають притягуватися до цих електронів та «усуспільнюють» їх, тобто утворюють спільну електронну пару.

Хімічний зв'язок, що виникає в результаті утворення спільних електронних пар, називають ковалентним.

Існує два способи утворення ковалентного зв’язку: обмінний (рекомбінаційний) та донорно-акцепторний.

• Обмінний, або рекомбінаційний, механізм утворення ковалентного зв’язку ви вже вивчали у 8 класі. Він полягає в тому, що для утворення спільної електронної пари кожний з атомів надає в спільне користування по одному електрону. Наприклад, під час утворення молекули водню з атомів Гідрогену:

Електрони спільної електронної пари однаковою мірою належать обом атомам Гідрогену, завдяки чому кожен з них набуває електронної конфігурації атомів інертного елемента (Гелію), що зумовлює стійкість молекули водню.

Аналогічно утворюється зв’язок між атомами інших неметалічних елементів, наприклад між атомами Флуору в молекулі фтору F₂:

У цьому випадку спільна електронна пара утворюється перекриванням р-орбіталей:

У результаті кожен з атомів на зовнішньому рівні має по вісім електронів (октет), з яких два перебувають у «спільному користуванні», а шість (три пари) не беруть участі в утворенні хімічного зв’язку і належать самому атому (неподілені електронні пари).

У молекулі гідроген флуориду зв’язок утворюється електроном на 1s-орбіталі атома Гідрогену та р-електроном атома Флуору, завдяки чому кожен з атомів також набуває повністю заповненої електронної оболонки:

• Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку принципово інший. За цим механізмом один атом — донор — надає в користування неподілену електронну пару, а інший — акцептор — надає вільну орбіталь. У такий спосіб для обох атомів ця електронна пара стає спільною, а отже, утворюється ковалентний зв’язок.

Класичним прикладом утворення ковалентного зв’язку за донорно-акцепторним механізмом є утворення йона амонію NH₄⁺. У молекулі амоніаку NH₃ атому Нітрогену належать чотири електронні пари: три з них є спільними з трьома атомами Гідрогену, а четверта — неподілена:

За участі неподіленої пари атом Нітрогену може утворити четвертий зв’язок за донорно-акцепторним механізмом з йоном Гідрогену Н⁺, на орбіталях якого взагалі відсутні електрони:

Позитивний заряд тепер належить усьому йону амонію, а всі утворені атомом Нітрогену чотири зв’язки однакові й не відрізняються один від одного. Тобто немає різниці, за яким механізмом утворюється ковалентний зв’язок, головне, що утворюється спільна електронна пара.

Донорно-акцепторний механізм є досить поширеним і реалізується під час утворення багатьох сполук та частинок. Одним із найвідоміших учених, хто досліджував такі сполуки, був Альфред Вернер.

Критерії утворення ковалентного та йонного зв'язку

Атоми різних хімічних елементів мають різну електронегативність, отже, по-різному притягують спільну електронну пару. Ґрунтуючись на цьому, можна визначити, є ковалентний зв’язок полярним чи неполярним, або передбачити можливість утворення йонного зв’язку.

За результатами досліджень різниці полярності хімічних зв’язків у різних речовинах Лайнус Полінг установив різну здатність атомів притягувати електрони. Він назвав цю здатність електронегативністю, розробив шкалу електронегативності (шкала Полінга) та встановив значення електронегативностей для багатьох хімічних елементів (див. Періодичну систему на с. 268). За значеннями електронегативностей елементів можна робити висновки щодо можливих зв’язків у їхніх сполуках, розв’язуючи зворотну задачу, ніж Полінґ (мал. 7.1).

Мал. 7.1. Залежність типу зв'язку від різниці електронегативностей елементів: а — ковалентний неполярний; б — ковалентний полярний; в — йонний

За значної різниці електронегативностей хімічних елементів (ΔΕΗ > 2) один з атомів настільки сильніше притягує електрони, що перетворюється на йон. У такому випадку в речовині існує йонний зв’язок (мал. 7.1в).

За умови незначної різниці електронегативностей (ΔΕΗ ≤ 0,4) обидва атоми майже однаково притягуються до спільних електронних пар, і електрони розподіляються майже рівномірно, не виникає надлишку чи нестачі електронної густини (мал. 7.1а). Такий зв’язок є ковалентним неполярним зв’язком.

Ковалентний неполярний зв’язок існує в усіх простих речовинах, утворених неметалічними елементами, а також у деяких складних сполуках, наприклад у метані СН₄ й силані SiH₄.

У разі невеликої різниці електронегативностей (мал. 7.1б) спільна електронна пара зміщується до атома більш електронегативного елемента, а на атомах з’являються полюси позитивного і негативного зарядів. Такий ковалентний зв’язок є полярним:

Чим сильніше зміщення спільної електронної пари, тим більшою є полярність зв’язку. Так, у ряду галогеноводнів різниця електронегативностей між Гідрогеном та Флуором значно більша, ніж між Гідрогеном та Йодом, тому в гідроген флуориді полярність зв’язку більша, ніж у гідроген йодиді:

Також слід пам’ятати, що в одній речовині одночасно можуть існувати декілька типів хімічних зв’язків. Так, наприклад, у молекулі гідроген пероксиду наявні ковалентний полярний і неполярний зв’язки, а в солях оксигеновмісних кислот — йонний і ковалентні зв’язки:

Слід зауважити, що межі різниці електронегативностей, зазначені на малюнку 7.1 як критерій класифікації зв’язків, є досить умовними. Вони обрані з огляду на ступінь зміщення спільної електронної пари: так, за різниці електронегативностей ΔΕΗ < 0,4 спільна електронна пара зміщується не більш ніж на 5 %, а за різниці ΔΕΗ > 2 — більш ніж на 70 %.

Сьогодні дуже важливою є задача теоретичного обчислення розподілу електронів (електронної густини) у великих молекулах. Це дозволить зробити багато висновків, зокрема визначити геометрію молекул, реакційну здатність та багато інших властивостей молекул і речовин. Видатних результатів в обчисленні електронних структур молекул досяг англійський хімік Джон Попл. Також у цьому напрямку працюють багато українських учених у складі різних наукових груп.

Властивості ковалентного зв'язку

• Полярність ковалентного зв’язку характеризує ступінь зміщення спільної електронної пари, із чим ви ознайомилися в попередньому підрозділі.

• Поляризованість зв’язку характеризує можливість ковалентного зв’язку ставати більш полярним під впливом зовнішніх чинників, зазвичай в оточенні полярних молекул або під дією зовнішнього магнітного поля. Наприклад, у молекулах гідроген хлориду зв’язок ковалентний полярний. Потрапляючи в оточення молекул води в розчині, спільна електронна пара додатково зміщується в бік атома Хлору. Причому зміщується настільки, що зв’язок стає йонним, унаслідок чого відбувається електролітична дисоціація гідроген хлориду:

Сполуки з неполярним зв’язком у полярному оточенні можуть стати полярними. Так, приміром, спільна електронна пара в молекулах хлору, розчиненого у воді, зміщується до одного з атомів Хлору, на якому виникає надлишок електронної густини:

Унаслідок поляризації молекули хлор вступає з водою в реакцію обміну:

Поляризованість залежить від рухливості спільної електронної пари. Чим далі від ядра перебувають спільні електрони і чим слабше вони притягуються, тим вони більш рухливі. Так, у гідроген хлориді поляризованість зв’язку більша, ніж у гідроген флуориді, а в бромі більша, ніж у хлорі.

• Напрямленість зв’язку. Ковалентний зв’язок є напрямленим, тобто він утворюється винятково в напрямку, в якому спрямована електронна орбіталь, що бере участь в утворенні спільної електронної пари. Унаслідок напрямленості в молекул є певна форма, оскільки ковалентні зв’язки орієнтовані в певному напрямку під певними кутами один до одного.

На відміну від ковалентного, йонний зв’язок є ненапрямленим. Йонний зв’язок реалізується через електростатичне притягання, яке поширюється однаково в усіх напрямках від зарядженої частинки, тож різнойменно заряджені йони однаково притягуються один до одного в усіх напрямках. Сила притягання залежить лише від відстані між йонами.

• Насичуваність зв’язку. Ковалентний зв’язок є насичуваним, тобто кожний атом утворює лише певну кількість хімічних зв’язків з іншими атомами, яка дорівнює валентності. Насичуваність ковалентного зв’язку визначається тим, що він утворюється перекриванням орбіталей, яких може бути лише певна кількість.

На відміну від ковалентного, йонний зв’язок є ненасичуваним. Будь-який катіон притягує до себе всі аніони, до яких поширюється сила його електростатичного притягання, і навпаки. У кристалах кількість частинок, з якими існує взаємне притягання між йонами, визначається лише відносними розмірами катіонів і аніонів. Чим більший радіус йона, тим більше протилежно заряджених йонів може розміститися навколо нього.

• Кратність ковалентного зв’язку визначається кількістю спільних електронних пар, що утворює атом в одному напрямку. Так, у молекулах водню та фтору зв’язок одинарний, отже, кратність зв’язку в їхніх молекулах дорівнює одиниці. У молекулах кисню кратність дорівнює двом, а в молекулах азоту — трьом.

Ключова ідея

Ковалентний зв'язок утворюється за рахунок притягання ядер двох атомів до спільних електронів.

Запитання та завдання

33. Дайте визначення ковалентного зв'язку. Який ковалентний зв'язок називають полярним, а який — неполярним?

34. Схарактеризуйте механізми утворення ковалентного зв'язку.

35. Поясніть, як за значеннями електронегативностей відрізнити ковалентний неполярний, ковалентний полярний та йонний зв'язки.

36. У яких сполуках існує: а) ковалентний неполярний зв'язок; б) ковалентний полярний зв'язок?

37. Схарактеризуйте властивості ковалентного зв'язку: напрямленість, насичуваність, поляризованість та кратність.

38. Назвіть спільні та відмінні риси йонного й ковалентного зв'язків.

39 Зобразіть перекривання атомних орбіталей для утворення хімічного зв'язку в: молекулах гідроген хлориду, хлору, води, метану, амоніаку, йоні амонію. Складіть для них електронно-крапкові графічні формули.

40. Із поданого переліку випишіть окремо формули сполук, у яких хімічний зв'язок: а) ковалентний неполярний; б) ковалентний полярний; в) йонний.

Н₂, HBr, Na₂O, CaO, СО₂, CO, О₂, NO₂, K₃N, NH₃, N₂, NF₃, F₂, OF₂, MgF₂, S₈, ClF₃, P₄, NO.