Ковалентная связь является наиболее универсальной в том плане, что ей подчиняется подавляющее большинство веществ как органических, так и неорганических.
Суть ковалентной связи по методу валентных связей (ВС) заключается в том, что атомы, объединяя свои неспаренные валентные электроны с антипараллельными спинами в общую электронную пару, образуют более сложную частицу.
.
Электронную пару по методу ВС обозначают двумя точками или чёрточкой — валентным штрихом.
Ковалентная связь имеет пять основных свойств:
1. Энергия связи – выделенная атомами потенциальная энергия при образовании ими более сложных частиц.
При сближении двух атомов водорода максимально выделяется 435 кДж/моль. Это и является энергией молекулы водорода. Такой энергии соответствует максимально прочная молекула водорода. Энергия ковалентной связи лежит в пределах 150 ÷ 1000 кДж/моль. Чем выше энергия, тем прочнее частица.
= 150 кДж/моль
= 435 кДж/моль
= 970 кДж/моль.
2. Длина связи – расстояние между центрами двух атомов, которое соответствует максимально потерянной потенциальной энергии, и сложная частица является наиболее прочной. Таким образом, длина связи тесно связана с энергией.
|
|
|
Для атома водорода длина связи составляет 0,74 
.
Это означает, что два атома Н2 не просто соприкасаются, а частично перекрывают друг друга.
Область перекрытия показывает место нахождения общей электронной пары и называется областью повышенной электрической плотности.
3. Полярность
Ковалентные частицы могут быть полярными и неполярными. Полярная ковалентная связь возникает в том случае, если частица образованна атомами с различными электроотрицательностями.
| +1 -1 | |
| HF | |
| ЭО (Н) = 2,1 | +1 -1 |
| ЭО (F) = 4 | H: F |
В молекуле возникают два поля – диполи (+ . -), между которыми есть какое-то расстояние. Диполь определяется дипольным моментом, который равен заряду электрона, умноженному на дипольное расстояние
μ = е • l
Размерность дипольного момента Кулон/метр (Кл/м).
Чем больше разница между электроотрицательностью элементов, тем больше дипольный момент сложной частицы, т.е. тем полярней диполь.
Неполярная ковалентная связь возникает в том случае, если частица образуется атомами с одинаковой электроотрицательностью.
В ковалентных неполярных частицах общая электронная пара принадлежит одинаково ядрам обоих атомов.
расстояние между + и – равно нулю.
Дипольный момент тоже равен нулю.
Полярность связи и полярность частиц не всегда совпадают между собой.
 |
 |
 |
Полярность – векторная величина. Вектор всегда направлен от менее электроотрицательных элементов к более электроотрицательным элементам.
|
|
|
В молекуле СО2 два вектора, равные по величине, но противоположные по направлению, компенсируют друг друга, и молекула оказывается неполярной при полярной связи.
4. Насыщаемость ковалентной связи заключается в том, что все неспаренные валентные электроны обязаны участвовать в образовании сложных частиц.
Электроны обладают способностью самопроизвольно перераспределяться по подуровням в пределах одного энергетического уровня (без изменения главного квантового числа).
Из четырёх валентных электронов неспаренными являются два и 
валентность углерода в данном случае равна двум.
Теперь все четыре валентных электрона распарены, 
и валентность углерода равна четырем.
5. Направлентность ковалентной связи заключается в том, что ковалентные частицы имеют определённую пространственную конфигурацию.
Пространственная конфигурация отдельной частицы определяется количеством σ – связей и их взаимным расположением в пространстве.
σ- связями называются связи, у которых область повышенной электрической плотности располагается на линии, связывающей ядра двух атомов.
σ – связь — это первичная связь. Она является прочной и трудно разрывается.
π – связью называется та связь, при которой обе повышенные электрические плотности располагаются выше и ниже линии, связывающей ядра двух атомов.
π – связь всегда вторична и менее прочна, чем σ – связь.
При образовании молекулы водорода перекрываются 2S – облака, и образуется одна σ – связь.
Возникает линейная молекула с нулевым валентным углом.
Такие же частицы, т.е. линейные с нулевым валентным углом, образуются при перекрывании двух рх – облаков, при образовании, например, молекул хлора или фтора.
Такие же частицы образуются при перекрывании S- и p-облаков (например, HCl).
Рассмотрим элемент шестой группы таблицы Менделеева — кислород.
.
Кислород является центральным атомом в молекуле воды.
Из шести валентных электронов атомов кислорода — два неспаренных. в пространстве возникают две σ–связи, расположенные друг к другу под теоретическим углом 90°.
В молекуле воды угол равен 105°, но это вызывается дополнительными причинами.
Азот, элемент пятой группы таблицы, имеет следующее валентное окончание:
.
Атом азота имеет три неспаренных электрона, которые участвовуют в образовании частиц, например, NH3.
Три σ – связи, расположенные под углом 90° по отношению друг к другу, приводят к образованию молекулы, имеющей форму треугольной пирамиды с валентными углами 90° (рисунок).
Углерод, элемент четвёртой группы таблицы, в возбуждённом состоянии имеет четыре неспаренных электрона и проявляет валентность, равную четырём
.
Электроны, находящиеся в S- и в p-состояниях, не равноценны между собой, так как имеют разную конфигурацию и различный запас потенциальной энергии. Чтобы образовать равноценные связи, эти электроны должны гибридизироваться.
Гибридизация электронов происходит по форме и энергии. S- и р – облака образуют гибридные q – облака, имеющие конфигурацию
.
 |
В атоме углерода происходит SP3 – гибридизация, которая приводит к образованию четырёх гибридных q – электронов: SP3  q4. Четыре равноценных q – электрона образуют четыре равноценные σ – связи, например, в молекуле метана CH4. Такие молекулы (CH4, CCl4 и т.д.) имеют пространственную конфигурацию — тетраэдр с валентными углами 109°28. |
Бор, элемент третьей группы таблицы Менделеева, имеет валентное окончание:
.
В молекуле BCl3 все три связи должны быть образованы равноценными электродами, поэтому валентные электроны атома бора подвергаются гибридизации. В данном случае, SP2 -гибридизации, в результате которой образуются три гибридных q-электрона.
|
|
|
 |
SP2  q3 Молекула BCl3 имеет в пространстве конфигурацию плоского треугольника с валентными углами 120°. |
Элемент второй группы, бериллий, образует сложные частицы только в возбуждённом состоянии:
.
 |
Валентные электроны атома бериллия подвергаются Sp – гибридизации, в результате которой образуется два гибридных q – электрона. SP q2 Два гибридных q – электрона, перекрываясь, образуют две σ – связи. |
В результате образуется линейная молекула с валентным углом 180°.
Пространственная конфигурации частиц
| N группы | Валентный электрон | Конфигурация частиц | Валентный угол | Пример частицы |
| S1 | линейная | 0° | Н2 | |
| q2 | линейная | 180° | BeCl2 | |
| q3 | плоский треугольник | 120° | BCl3 | |
| q4 | тетраэдр | 109°28 | CH4 | |
| p3 | треугольная пирамида | 90° | NH3 | |
| p2 | угловая | 90° | H2Se | |
| p1 | линейная | 0° | Cl2, F2 |
Донорно – акцепторный механизм ковалентной связи
| NH4+ | H3O+ |
| ион аммония | ион гидроксония |
| NH3 + H+ = NH4+ | H2O + H+= H3O+ |
Ион водорода – атом Н, потерявший свой единственный электрон и имеющий свободную орбиталь.
H0 – e  H+ |
 |
На связь с водородом идет 3 электрона атома азота
Неподелённая электронная пара азота самопроизвольно, с энергетическим выигрышем, занимает свободную орбиталь иона водорода.
.
Атом азота, имеющий неподелённую электронную пару, называется донором.
Частица принимающая электронную пару на свою свободную орбиталь, называется акцептором.
Отсюда — донорно – акцепторная связь.
В случае донорно – акцепторной связи две частицы соединяются в одну при помощи электронной пары (также как в ковалентной связи по методу валентных связей).
При возникновении донорно-акцепторной связи частицы не имеют неспаренных валентных электронов. В данном случае одна частица имеет неподелённую электронную пару, а другая — свободную орбиталь. Это отличает донорно- акцепторный механизм от ковалентной связи по методу валентных связей.
Понятие ковалентной связи объяснило образование, строение и свойства очень многих веществ, органических и неорганических.
|
|
|
Но ковалентная связь не смогла объяснить образование сложных частиц, имеющих нечётное колличество валентных электронов . существование таких частиц, как молекулярные ионы. А также ковалентная связь по методу ВС не объяснила парамагнитные и диамагнитные свойства веществ.
Для ответа на все эти вопросы в середине двадцатого века был разработан метод молекулярных орбиталей, трактующий механизм ковалентной связи.
По методу молекулярных орбиталей любая молекула рассматривается как совокупность всех ядер и электронов всех атомов, образующих данную сложную частицу.
Существует несколько вариантов этого метода. Рассмотрим один из них, наиболее распространённый.
ЛКАО МО – линейная комбинация атомных орбиталей — есть молекулярная орбиталь.
Образование её можно представить как результат сложения и вычитания комбинируемых атомных орбиталей.
Если атомные орбитали обозначить φA и φB, то их линейная комбинация даст молекулярные орбитали двух типов. При сложении возникает молекулярная орбиталь ψ+, при вычитании — ψ—.
Сложение означает, что молекулярная орбиталь характеризуется повышенной электронной плотностью в пространстве между ядрами, поэтому энегетически она выгоднее исходных атомных орбиталей. Такая орбиталь называется связующей.
При вычитании атомных орбиталей образуется орбиталь с пространственным разрывом между ядрами. Электронная плотность равна нулю, и подобная орбиталь энергетически менее выгодна, чем исходные атомные орбитали. Такая молекулярная орбиталь называется разрыхляющей.
Молекулярные орбитали дополняются электронами по тем же законам,что и атомные — согласно принципу наименьшей энергии и запрету Паули.
Молекулярные орбитали располагаются по уровню энергии в следующем порядке:
σсв 1S < . σразр 1S < . σсв 2S < . σразр 2S < . σсв 2Px < . πсв 2Py= πсв 2PZ < . πсв 2Py = πсв 2PZ < . σсв 2Px
Ион водорода H2+ имеет один электрон, который займёт наиболее энергетически выгодную орбиталь σсв 1S.
Электронная формула данного иона:
σсв 1S1.
Молекула водорода H2 имеет два электрона и его электронная формула:
σсв 1S2.
Существует критерий, по которому определяют, образовалась ли прочная частица.
Этот критерий называют порядком связи.
Порядок связи (N) оценивается полуразностью связующих и разрыхляющих электронов
.
Чем выше порядок связи, тем прочнее ковалентная частица. Если порядок связи равен нулю, частица не существует.
