Ковалентная химическая связь возникает в результате совместного
использования атомами одной или нескольких пар электронов. В отличие от
ионной связи, где происходит перенос электронов от одного атома к
другому, ковалентная связь обеспечивает равномерное распределение
электронной плотности между связанными атомами. Основным условием
образования ковалентной связи является стремление атомов завершить
внешнюю электронную оболочку, достигнув устойчивой конфигурации
благородного газа.
Ковалентная связь характеризуется:
- Направленностью — электроны располагаются в
пространстве так, чтобы минимизировать взаимное отталкивание, что
определяет геометрию молекул.
- Определенной длиной — расстояние между ядрами
атомов, при котором энергия системы минимальна.
- Энергетической устойчивостью — величина энергии
связи отражает силу удерживания атомов вместе.
Типы ковалентных связей
Одинарная связь образуется при совместном
использовании одной пары электронов. Примеры: H–H, Cl–Cl. Длина связи
больше, чем у кратных, энергия меньше.
Двойная связь формируется двумя парами электронов,
что повышает прочность и сокращает длину связи. Примеры: O=O, C=O.
Двойная связь ограничивает вращение вокруг оси, что влияет на
конформацию молекул.
Тройная связь включает три пары электронов, обладает
наибольшей прочностью и минимальной длиной. Пример: N≡N, C≡C. Такая
связь делает молекулу жесткой и линейной.
Координационная (дативная) связь возникает, когда
обе общие электроны предоставлены одним атомом. Пример: комплекс [NH₄]⁺,
где атом азота предоставляет пару электронов для связи с протоном.
Полярность ковалентной связи
Разность электроотрицательностей атомов определяет полярность
связи. Чем больше эта разность, тем сильнее смещена электронная
плотность к более электроотрицательному атому. Полярная связь
проявляется в появлении дипольного момента, что влияет на физические
свойства вещества: растворимость, температуру плавления и кипения,
взаимодействие с другими молекулами.
- Неполярные ковалентные связи образуются между
атомами с одинаковой или близкой электроотрицательностью. Пример: H₂,
Cl₂.
- Полярные ковалентные связи формируются между
атомами с различной электроотрицательностью. Пример: H–Cl, H₂O.
Геометрия молекул и теория
ВЭЭР
Геометрия молекул определяется отталкиванием электронных пар на
центральном атоме (теория ВЭЭР — валентных электронных пар вокруг
атома):
- Линейная — 180°, пример: CO₂.
- Треугольная плоская — 120°, пример: BF₃.
- Тетраэдрическая — 109,5°, пример: CH₄.
- Пирамидальная — около 107°, пример: NH₃.
- Изогнутая (V-образная) — около 104,5°, пример:
H₂O.
Геометрическая форма молекул определяет их физические и химические
свойства, включая дипольный момент и полярность.
Энергия ковалентной связи
Энергия ковалентной связи измеряется в кДж/моль и характеризует
прочность взаимодействия атомов. Основные закономерности:
- Тройные связи сильнее двойных, а двойные — сильнее одинарных.
- Энергия связи обратно пропорциональна длине связи.
- Полярные связи обычно обладают большей энергией, чем неполярные
аналогичные связи, за счет дополнительного электростатического
притяжения.
Механизмы образования
ковалентных связей
Ковалентная связь формируется через перекрытие атомных орбиталей:
- Сигма (σ) связь — образование при линейном
перекрытии орбиталей, обеспечивает прочность связи и устойчивость к
вращению.
- Пи (π) связь — перекрытие боковых частей орбиталей,
возникает в двойных и тройных связях, обеспечивает дополнительную
прочность, но ограничивает вращение.
Комбинация σ- и π-связей определяет структурную и электронную
конфигурацию молекул.
Специфические
свойства ковалентных соединений
- Растворимость — зависит от полярности молекул.
Полярные соединения растворимы в полярных растворителях, неполярные — в
неполярных.
- Температуры плавления и кипения — зависят от силы
межмолекулярных взаимодействий; ковалентные молекулы с сильными
водородными связями имеют высокие температуры плавления.
- Электропроводность — большинство ковалентных
соединений не проводят электричество в твердом состоянии, за исключением
некоторых сетевых структур (например, графит).
Ковалентная
связь в неорганических соединениях
В неорганических соединениях ковалентные связи проявляются в:
- Молекулах галогенов, оксидов, кислот — например,
Cl₂, SO₂, H₂SO₄.
- Комплексных соединениях — координационные связи в
комплексах металлов с лигандами.
- Сетевых структурах — алмаз, кварц,
кремнийорганические соединения, где атомы соединены прочной ковалентной
сетью, что обеспечивает высокую твердость и устойчивость к химическому
воздействию.
Влияние
ковалентной связи на реакционную способность
Сила и полярность ковалентной связи определяют химическую активность
молекул. Например:
- Слабые σ-связи легче разрушаются при химических реакциях.
- Полярные связи склонны к нуклеофильным и электрофильным атакам.
- π-связи в двойных и тройных связях являются локусами повышенной
реакционной способности.
Эти свойства формируют основу классификации реакций неорганической
химии: присоединение, замещение, окислительно-восстановительные процессы
и полимеризация.