Хімія. Повторне видання. 8 клас. Григорович

§ 18. Ковалентний зв'язок

Пригадайте: визначення електронних конфігурацій атомів (за § 10).

Утворення ковалентного зв'язку

Ви вже знаєте, що під час утворення хімічного зв’язку атоми прагнуть того, щоб на їхньому зовнішньому енергетичному рівні було два або вісім (октет) електронів. Цього можна досягти кількома способами. Один із них полягає в об’єднанні неспарених електронів у спільні електронні пари, що належать одночасно обом атомам. Такий зв’язок називають ковалентним.

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

Розглянемо утворення ковалентних зв’язків у деяких простих молекулах. У найпростішому з відомих атомів — атомі Гідрогену — на зовнішньому електронному рівні перебуває один електрон:

Для зображення утворення хімічного зв’язку валентні електрони позначають крапкою або хрестиком:

Такі формули називають електронними формулами, або електронно-крапковими формулами, або формулами Льюїса.

Утворення молекули водню Н₂ можна записати у вигляді формули:

Отже, кожний атом Гідрогену віддає свій валентний електрон у «спільне користування». При цьому утворюється спільна електронна пара, що одночасно належить обом атомам Гідрогену. Кожний атом Гідрогену набуває електронної конфігурації атома інертного елемента (Гелію), тобто отримує заповнений зовнішній енергетичний рівень, що зумовлює стійкість молекули водню.

Спільну електронну пару, яка визначає хімічний зв’язок, можна позначити рискою. У такий спосіб складають структурні формули, наприклад, для водню:

Н-Н

Між атомами Гідрогену утворюється одна спільна електронна пара, тобто один хімічний зв’язок. Такий зв’язок називають ординарним, або одинарним. Якщо зобразити утворення спільної електронної пари перекриванням відповідних орбіталей, то вийде молекула, модель якої зображена на малюнку 18.1: дві s-орбіталі атомів Гідрогену перекриваються, і в цій частині простору підвищується електронна густина.

Мал. 18.1. У разі перекривання s-орбіталей атомів Гідрогену електронна густина підвищується між ядрами сполучених атомів, де переважно перебуває спільна електронна пара

Атоми неметалічних елементів другого періоду прагнуть доповнити свою електронну оболонку до октету. Складемо схему утворення зв’язку в молекулі фтору F₂. Атом Флуору містить на зовнішньому рівні сім електронів: три електронні пари й один неспарений електрон:

До завершення зовнішнього рівня атому Флуору бракує одного електрона, тому кожний з атомів надає в спільне користування по одному неспареному електрону:

У молекулі фтору F₂ атоми Флуору утворюють одну спільну електронну пару шляхом перекривання р-орбіталей (мал. 18.2). У такий спосіб кожний з атомів має на зовнішньому рівні по вісім електронів (октет), із яких два є спільними, а шість (три пари) не беруть участі в утворенні хімічного зв’язку й належать самому атому. Ці три електронні пари називають неподіленими.

Мал. 18.2. Перекривання р-орбіталей атомів Флуору під час утворення молекули фтору. Інші р-орбіталі, на яких перебувають електронні пари, не беруть участі в утворенні зв'язку

Утворення подвійного й потрійного зв'язків

У разі взаємодії двох атомів, кожний із яких має кілька неспарених електронів, утворюється одночасно кілька спільних електронних пар. Прикладом є молекула кисню О₂. В атомі Оксигену на зовнішньому рівні є шість електронів: дві електронні пари і два неспарені електрони:

Ці неспарені електрони беруть участь в утворенні двох спільних електронних пар:

Завдяки цьому кожний атом Оксигену отримує завершений зовнішній енергетичний рівень із восьми електронів (октет). Такий хімічний зв’язок називають подвійним і позначають двома рисками.

В атомах Нітрогену на зовнішньому електронному рівні містяться три неспарені електрони:

Завдяки їм під час утворення молекули азоту Ν₂ виникають три спільні електронні пари:

Кожний з атомів Нітрогену отримує завершений зовнішній електронний рівень, що містить октет електронів: шість електронів спільні для обох атомів (три спільні пари), і в кожного з атомів по одній власній електронній парі. Зв’язок у молекулі азоту називають потрійним і позначають трьома рисками.

Утворення зв'язку між різними атомами

Ми розглянули, як утворюється хімічний зв’язок у молекулах простих речовин, але ковалентний зв’язок може виникнути й між атомами різних елементів. У молекулі гідроген флуориду HF (фтороводню) атоми за рахунок «чужого» електрона завершують свій зовнішній енергетичний рівень: атом Гідрогену — перший, а атом Флуору — другий (мал. 18.3).

Мал. 18.3. В утвореній молекулі гідроген флуориду s-орбіталь атома Гідрогену перекривається з р-орбіталлю атома Флуору

Якщо в одному атомі є кілька неспарених електронів, то він може утворити ковалентні зв’язки одночасно з кількома атомами. У молекулі води Н₂О атом Оксигену утворює два ординарні ковалентні зв’язки з двома атомами Гідрогену:

Кожний атом Гідрогену в молекулі води містить на зовнішньому рівні по два електрони (спільні з атомом Оксигену), а атом Оксигену — вісім електронів (чотири свої і дві спільні пари).

Між атомами різних елементів може також утворюватися й подвійний зв’язок, наприклад, у молекулі вуглекислого газу СО₂ між атомами Карбону й Оксигену:

У цьому випадку кожний з атомів Оксигену утворює один подвійний зв’язок, а атом Карбону — два подвійні зв’язки.

Зверніть увагу, що у звичайному стані в атомі Карбону на зовнішньому рівні перебувають лише два неспарені електрони. Аби утворити чотири хімічні зв'язки, атом Карбону поглинає невелику кількість енергії і переходить у збуджений стан (графічно він позначається зірочкою). Поглинаючи додаткову енергію, один електрон із s-орбіталі переходить на вільну р-орбіталь, і на зовнішньому рівні атома Карбону стають чотири неспарені електрони:

Такий процес досить поширений і відбувається, коли на зовнішньому рівні атомів є вільні орбіталі й електронні пари. Завдяки йому в атомах деяких елементів під час поглинання додаткової енергії у збудженому стані стає більше неспарених електронів, ніж у звичайному (основному) стані, і елементи можуть виявляти свою вищу валентність.

Лінгвістична задача

Латиною co означає «спільний», a vales — «той, що має силу». Ґрунтуючись на цьому, поясніть зміст терміна «ковалентний».

Латиною ordinary означає «звичайний». Як ви вважаєте, чому терміни «одинарний зв'язок» та «ординарний зв'язок» є синонімами?

Висновки

• 1. Ковалентний зв'язок виникає завдяки усуспільненню електронів. При цьому між атомами утворюються спільні електронні пари, що належать обом сполученим атомам. У разі утворення ковалентного зв'язку за рахунок неподілених електронних пар та спільних електронів атом набуває електронної конфігурації атома інертного елемента.
• 2. Зв'язок, що виникає завдяки утворенню однієї спільної електронної пари, є ординарним. Атоми, на зовнішніх електронних рівнях яких є більше одного неспареного електрона, можуть утворювати подвійний зв'язок (дві спільні електронні пари) та потрійний зв'язок (три спільні електронні пари).

Контрольні запитання

• 1. Дайте визначення ковалентному зв'язку.
• 2. Спільна електронна пара — це: а) пара електронів, що належить обом атомам, між якими утворений хімічний зв'язок; б) пара електронів, що не утворює хімічного зв'язку; в) два електрони, що перебувають на одному енергетичному підрівні.
• 3. Які електрони називають неспареними?
• 4. Яку електронну пару називають неподіленою?
• 5. Який зв'язок називають: а) ординарним; б) подвійним; в) потрійним? Наведіть приклади молекул із такими зв'язками.

Завдання для засвоєння матеріалу

1. Скільки електронних пар і неспарених електронів містять на зовнішньому енергетичному рівні атоми: а) Хлору; б) Сульфуру; в) Фосфору? Складіть для них формули Льюїса.

2. Скільки неспарених електронів містить: а) атом Флуору; б) молекула фтору?

3. Чому не можуть існувати двоатомні молекули інертних елементів?

4. Завдяки електронам якого шару здійснюється зв'язок між атомами: а) у молекулі водню; б) молекулі хлору?

5. Складіть формули Льюїса для молекул гідроген хлориду НСІ, гідроген сульфіду H₂S, амоніаку NH₃, метану СН₄. Скільки спільних і неподілених електронних пар містять атоми в кожному випадку?

6. Складіть формулу Льюїса для молекули сірки S₂. Скільки електронних пар беруть участь в утворенні ковалентного зв'язку між атомами Сульфуру? Чи виконується правило октету?

8*. Складіть графічні електронні формули будови електронної оболонки атома Сульфуру в основному й збудженому станах, щоб на зовнішньому електронному рівні атома було чотири та шість неспарених електронів. Складіть формули Льюїса для сульфуp(IV) оксиду та сульфур(VІ) оксиду.

9*. Складіть графічні електронні формули для електронних оболонок атомів Фосфору та Хлору в основному та різних можливих збуджених станах. Ґрунтуючись на них, поясніть можливі валентності, що можуть виявляти атоми Фосфору та Хлору в сполуках.

10*. Утворення ковалентного зв'язку може відбуватися за обмінним (рекомбінаційним) механізмом, що описаний у цьому параграфі, та за донорно-акцепторним. Знайдіть у додатковій літературі відмінні та спільні риси між цими двома механізмами. Наведіть приклади частинок, у разі утворення яких має місце донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку.