§ 35. Ковалентная химическая связь

МЕХАНИЗМ ОБРАЗОВАНИЯ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ И ТЕОРИЯ ЛЬЮИСА

Молекулы подавляющего большинства простых веществ, образованных неметаллами, состоят из двух или более одинаковых атомов. Мы дышим двухатомным кислородом O₂, пьем воду, содержащую молекулы водорода H₂, используем галогены (газообразные фтор F₂ и хлор Cl₂, жидкий бром Br₂, твердый кристаллический йод I₂), знаем о существовании трехатомного озона O₃, восьмиатомной ромбической серы S₈ и четырехатомного белого фосфора P₄.

Возникает фундаментальный вопрос: какая сила удерживает вместе абсолютно одинаковые атомы неметаллов? В отличие от ионной связи, здесь нет атома-металла, готового легко отдать электроны, и нет атома с преобладающей силой притяжения. У одинаковых атомов неметаллов внешних электронов слишком много (от 4 до 7), радиусы их атомов малы, а положительные ядра крепко держат собственную электронную оболочку. Ни один из атомов не в силах оторвать электрон у своего соседа.

Разгадку этого природного механизма в том же 1916 году, параллельно с теорией ионной связи Косселя, нашел выдающийся американский физикохимик Гилберт Ньютон Льюис. Он показал, что атомы неметаллов достигают заветного устойчивого восьмиэлектронного октета (а для водорода — завершенного двухэлектронного дублета гелия) путем обобществления неспаренных внешних электронов.

Каждый связывающийся атом отдает во взаимное совместное пользование свои неспаренные валентные электроны. В пространстве между сближающимися ядрами формируются общие (поделённые) электронные пары. Отрицательный электрический заряд общего электронного облака одновременно притягивает к себе положительные ядра обоих атомов.

Химическую связь, возникающую в результате образования общих электронных пар между атомами, называют ковалентной (или атомной) связью.

Слово «ковалентная» происходит от латинского co- — совместно и valens — имеющий силу, подчеркивая объединение валентных возможностей атомов.

ЭЛЕКТРОННЫЕ И СТРУКТУРНЫЕ ФОРМУЛЫ: ХЛОР И ВОДОРОД

Для наглядного отображения строения молекул и механизма возникновения ковалентной связи используют специальные химические записи — электронные и структурные формулы.

1. Образование молекулы хлора Cl₂:

Атом хлора является элементом VIIA-группы и содержит на внешнем энергетическом уровне 7 электронов. В виде электронной формулы Льюиса внешние электроны изображаются точками вокруг химического символа:

• Шесть электронов спарены в три устойчивые неподеленные электронные пары.
• Один электрон является неспаренным (одиночным).

До завершения заветного октета каждому атому хлора не хватает ровно одного электрона ($8 - 7 = 1$). При сближении двух атомов хлора их неспаренные электроны объединяются, образуя одну общую электронную пару:

Теперь эта общая пара электронов в равной степени принадлежит обоим атомам хлора. Каждый атом оказывается окружен восемью электронами — его внешний уровень становится завершенным, как у благородного газа аргона Ar.

В структурных формулах каждую общую электронную пару условно обозначают соединительной черточкой — валентным штрихом. Неподеленные электронные пары при этом чаще всего опускают:

2. Образование молекулы водорода H₂:

Атом водорода H находится в 1-м периоде и имеет единственный электрон. Чтобы приобрести устойчивую двухэлектронную оболочку благородного газа гелия He, ему не хватает одного электрона. Два сближающихся атома водорода обобществляют свои одиночные электроны:

Возникает прочная молекула водорода с завершенным электронным дублетом у каждого атома.

ВАЛЕНТНОСТЬ И КРАТНОСТЬ СВЯЗИ НА ПРИМЕРЕ АЗОТА

Открытие ковалентной связи позволило дать строгое научное определение понятию валентности, которое до этого воспринималось лишь как эмпирическое правило соединения элементов:

Валентностью химического элемента с точки зрения строения атома называют число общих электронных пар (ковалентных связей), которыми данный атом связан с другими атомами.

Число неспаренных электронов, способных участвовать в образовании ковалентных связей, у элементов-неметаллов в основном состоянии легко вычисляется по формуле: 8 минус номер группы.

Если между двумя атомами возникает одна общая электронная пара, такую связь называют одинарной (атомы одновалентны, как в молекулах Cl₂ и H₂). Однако атомы могут обобществлять две или три пары электронов, образуя кратные связи:

Молекула азота N₂:

Азот расположен в VA-группе Периодической системы. На его внешнем уровне находится 5 электронов. Чтобы узнать число неспаренных электронов, вычитаем: $8 - 5 = 3$. Следовательно, на внешнем уровне атома азота находятся одна неподеленная пара и три неспаренных электрона:

При образовании молекулы азота N₂ каждый атом предоставляет по три своих неспаренных электрона. В результате между ядрами возникают три общие электронные пары:

В молекуле азота реализуется тройная ковалентная связь (кратность связи равна 3), а сам азот трехвалентен.

Тройная ковалентная связь обладает колоссальной механической и термической прочностью. Именно поэтому молекулярный азот N₂, составляющий 78% объема земной атмосферы, исключительно химически стоек и инертен при нормальных условиях: он не горит, не поддерживает дыхание и вступает в реакции лишь при экстремальном нагревании, высоком давлении или под действием электрического разряда молнии.

КОВАЛЕНТНАЯ НЕПОЛЯРНАЯ СВЯЗЬ В ПРОСТЫХ ВЕЩЕСТВАХ

Поскольку молекулы простых веществ (H₂, O₂, N₂, Cl₂, F₂) построены из атомов одного и того же химического элемента, их ядра обладают абсолютно равной силой притяжения к электронам.

Общие электронные пары располагаются строго симметрично, на одинаковом удалении от обоих взаимодействующих ядер, и принадлежат обоим атомам в равной мере. В такой молекуле не происходит смещения отрицательного заряда в какую-либо сторону, и атомы не приобретают электрических полюсов.

Ковалентную связь, образующуюся между атомами с одинаковой способностью притягивать электроны (как правило, между атомами одного и того же неметалла), называют ковалентной неполярной связью.

МОЛЕКУЛЯРНЫЕ И АТОМНЫЕ КРИСТАЛЛИЧЕСКИЕ РЕШЕТКИ

Способ связывания атомов в веществе напрямую определяет его кристаллическое строение в твердом агрегатном состоянии и все его физические свойства. Вещества с ковалентной неполярной связью делятся на две принципиально разные группы:

1. Молекулярная кристаллическая решетка:

Подавляющее большинство простых веществ-неметаллов состоит из отдельных замкнутых молекул. При обычных условиях это газы (H₂, O₂, N₂, F₂, Cl₂), легколетучая жидкость (бром Br₂) или легкоплавкие твердые вещества (кристаллический йод I₂, белый фосфор P₄, ромбическая сера S₈).

При охлаждении и затвердевании эти молекулы выстраиваются в узлах молекулярной кристаллической решетки:

• Внутри каждой молекулы атомы связаны прочнейшими ковалентными связями.
• Однако между соседними молекулами действуют лишь чрезвычайно слабые силы межмолекулярного притяжения.
• Физические свойства: малая механическая прочность, низкая твердость, легкоплавкость (температуры плавления очень низкие), высокая летучесть. Многие молекулярные вещества способны к сублимации (возгонке) — прямому переходу из твердого состояния в газообразное, минуя жидкую фазу (наглядный пример — фиолетовые кристаллы йода, испаряющиеся уже при слабом нагревании).

2. Атомная кристаллическая решетка:

Некоторые простые вещества-неметаллы вообще не содержат молекул. В узлах их кристаллической решетки находятся отдельные атомы, намертво сшитые друг с другом прочными ковалентными связями во всех трех направлениях пространства, образуя единый пространственный макрокаркас.

Классические представители веществ с атомной решеткой — алмаз (углерод C), кристаллический кремний Si, бор B и германий Ge:

• В алмазе каждый атом углерода образует четыре равноценные прочные ковалентные связи с соседними атомами, расположенными в вершинах тетраэдра.
• Физические свойства: колоссальная твердость (алмаз — самое твердое природное вещество на Земле), чрезвычайно высокие температуры плавления (у алмаза — выше 3500 °C, у кремния — 1415 °C), полная нелетучесть, нерастворимость в воде и любых органических растворителях, химическая инертность.