§ 35. Ковалентная химическая связь

Химическая связь, возникающая в результате образования общих (поделённых) электронных пар между взаимодействующими атомами:

• 1. Принцип образования — предложен в 1916 году американским физикохимиком Г. Льюисом; связывающиеся атомы не отдают и не принимают электроны полностью, а объединяют свои неспаренные электроны в общее пользование, достраивая внешнюю оболочку до устойчивого завершённого состояния (дублета у водорода, октета из 8 электронов у остальных элементов).
• 2. Физическая сущность — оба положительно заряженных ядра притягиваются к находящейся между ними отрицательно заряженной области перекрывания электронных облаков (общей электронной паре), что удерживает атомы в составе прочной молекулы.

Способы наглядного графического отображения состава и электронного строения молекул:

• 1. Электронная формула (формула Льюиса) — условная запись, в которой валентные электроны внешнего энергетического уровня атомов обозначаются точками вокруг химического знака (неподелённые пары — двоеточиями, общие связывающие пары — точками между символами атомов).
• 2. Структурная формула — графическое отображение порядка соединения атомов в молекуле, в котором каждая общая связывающая электронная пара (ковалентная связь) обозначается черточкой (валентным штрихом).

Число общих электронных пар, с помощью которых данный атом химически связан с другими атомами в молекуле:

• 1. Определение числа связей — валентность атома в ковалентном соединении строго равна числу ковалентных связей, образованных им (например, в молекулах $H_2$ и $Cl_2$ атомы одновалентны, в $N_2$ — трёхвалентны).
• 2. Расчёт числа неспаренных электронов — для атома неметалла число неспаренных электронов, способных образовать общие пары, определяется разностью: $8 - \text{№ группы}$.

Разновидность ковалентной связи, возникающая между атомами с одинаковой электроотрицательностью (как правило, между атомами одного и того же химического элемента-неметалла):

• 1. Симметрия электронной плотности — общие электронные пары в равной степени принадлежат обоим связывающимся атомам и расположены строго симметрично посередине между их ядрами; частичные электрические заряды на атомах не возникают.
• 2. Кратность связи — число общих электронных пар между двумя атомами определяет кратность связи: одинарная (одна пара, например $H-H, Cl-Cl$), двойная (две пары, например $O=O$), тройная (три пары, например $N \equiv N$).

Два контрастных типа пространственной организации твёрдых веществ с ковалентной связью:

• 1. Молекулярная решётка — в узлах решётки расположены дискретные молекулы, удерживаемые слабыми силами межмолекулярного взаимодействия (например, твёрдый углекислый газ, иод $I_2$, кислород $O_2$, азот $N_2$, белый фосфор $P_4$); вещества легкоплавки, летучи, не проводят ток, имеют низкую твёрдость.
• 2. Атомная решётка — в узлах решётки располагаются отдельные атомы, соединённые во всех направлениях непрерывной пространственной сеткой прочных ковалентных связей (алмаз $C$, кремний $Si$, бор $B$, кварц $SiO_2$); вещества обладают исключительно высокой твёрдостью, сверхвысокими температурами плавления (у алмаза свыше $3500\ ^\circ\text{C}$, у кремния — $1415\ ^\circ\text{C}$), нерастворимы в воде и нелетучи.

Выдающийся американский физикохимик, создатель классической электронной теории ковалентной химической связи и концепции обобществления электронов. Ввёл представление об общих электронных парах и разработал метод изображения молекул с помощью валентных точек (формулы Льюиса).

• В 1916 году сформулировал электронную теорию химической связи, доказав, что атомы неметаллов достигают устойчивого восьмиэлектронного внешнего слоя путём образования общих электронных пар.
• Предложил наглядный способ отображения строения молекул (электронные формулы Льюиса), в котором валентные электроны обозначаются точками вокруг химического знака, а общая пара — соединительным штрихом.
• В фундаментальном труде «Валентность и структура атомов и молекул» (1923) обобщил правило электронного октета, показав, что у атомов в стабильных молекулах число связывающих электронных пар, как правило, равно четырём.

1. Определение:

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

2. Механизм образования:

Ковалентная связь возникает между атомами неметаллов. Поскольку атомы неметаллов обладают высокой электроотрицательностью, полная отдача электронов энергетически невозможна. При сближении атомов их внешние электронные облака, содержащие неспаренные электроны, взаимно перекрываются. Возникает общая электронная пара (или несколько пар), которая одновременно принадлежит обоим атомам. Положительно заряженные ядра атомов электростатически притягиваются к общей отрицательно заряженной электронной плотности, связывая атомы в устойчивую молекулу.

3. Определение числа непарных (неспаренных) электронов:

Для элементов главных подгрупп:

• Общее число электронов на внешнем слое равно номеру группы.
• Максимальное число электронов на внешнем уровне равно 8 (устойчивый октет).
• Число непарных электронов $N_{\text{несп.}}$ у атома неметалла рассчитывается по формуле:

$$N_{\text{несп.}} = 8 - N_{\text{группы}}$$

Примеры:

• Хлор ($Cl$, VIIA-группа): $8 - 7 = 1$ неспаренный электрон;
• Кислород ($O$, VIA-группа): $8 - 6 = 2$ неспаренных электрона;
• Азот ($N$, VA-группа): $8 - 5 = 3$ неспаренных электрона.

4. Обозначение электронных формул внешнего уровня:

В электронных формулах (точечных символах Льюиса) символ химического элемента окружается точками, обозначающими валентные электроны:

• Неподелённые (спаренные) электронные пары изображаются парами точек (двоеточиями $\colon$);
• Неспаренные электроны обозначаются одиночными точками ($\cdot$).

Например, для атома хлора: $\colon\ddot{\underset{\cdot\cdot}{Cl}}\cdot$ (три электронные пары и один неспаренный электрон).

Сравнительная характеристика ионной и ковалентной химической связи:

| Параметр сравнения | Ионная связь | Ковалентная связь |

|---|---|---|

| Природа сил взаимодействия | Электростатическое притяжение противоположно заряженных ионов | Электростатическое притяжение ядер к общей электронной паре |

| Между какими элементами образуется | Между атомами с большой разностью электроотрицательностей (типичный металл + неметалл) | Между атомами с близкой или одинаковой электроотрицательностью (неметалл + неметалл) |

| Механизм возникновения | Полная отдача и присоединение электронов с образованием катионов и анионов | Обобществление неспаренных электронов с образованием общих пар |

| Локализация электронов | Электроны практически полностью переходят к аниону ($Na^+ Cl^-$) | Электронная пара обобществлена и находится в общем пользовании связывающихся атомов |

| Направленность и насыщаемость | Ненаправленная и ненасыщаемая связь | Строго направленная в пространстве и насыщаемая связь |

| Строение веществ | Исключительно немолекулярное строение (ионные кристаллы) | Как молекулярное ($H_2, Cl_2, H_2O$), так и немолекулярное ($C, Si, SiO_2$) |

| Физические свойства веществ | Твёрдые, тугоплавкие кристаллы, проводящие ток в расплавах и растворах | Разнообразные: газы, жидкости или легкоплавкие/сверхтугоплавкие твёрдые тела; растворы недиссоциированных веществ не проводят ток |

Схема образования ковалентной связи в молекуле хлора $Cl_2$:

• Атом хлора $Cl$ находится в VIIA-группе 3-го периода. Заряд ядра $+17$, электронная конфигурация внешнего слоя: $3s^2 3p^5$ (семь электронов: три неподелённые пары и один неспаренный электрон).
• До завершения устойчивого октета каждому атому хлора недостает одного электрона ($8 - 7 = 1$).
• При сближении двух атомов хлора их неспаренные электроны объединяются в одну общую электронную пару:

$$\colon\ddot{\underset{\cdot\cdot}{Cl}}\cdot + \cdot\ddot{\underset{\cdot\cdot}{Cl}}\colon \longrightarrow \colon\ddot{\underset{\cdot\cdot}{Cl}}\colon\ddot{\underset{\cdot\cdot}{Cl}}\colon$$

(Электронная формула молекулы $Cl_2$)

• Заменяя общую электронную пару валентным штрихом, получаем структурную формулу:

$$Cl - Cl$$

• Вывод: молекула хлора $Cl_2$ образована одинарной ковалентной неполярной связью, атомы хлора одновалентны.

Дано:

• Состав молекулы: двухатомная молекула простого вещества $Э_2$.
• Суммарное число протонов в двух ядрах: $\Sigma N(p^+) = 16$.
• Общее число нейтронов в молекуле: $\Sigma N(n) = \Sigma N(p^+) + 14 = 16 + 14 = 30$.

Найти:

а) Формулу вещества;

б) Изотопы данного элемента;

в) Вид химической связи.

Решение:

• Поскольку вещество простое, оба атома принадлежат одному химическому элементу. Так как сумма протонов в двух ядрах равна 16, порядковый номер элемента ($Z$):

$$Z = \frac{\Sigma N(p^+)}{2} = \frac{16}{2} = 8$$

Элемент с порядковым номером $8$ — кислород ($O$). Следовательно, простое двухатомное вещество — кислород $O_2$.

• Суммарная масса молекулы (общее число нуклонов):

$$M_{\text{мол}} = \Sigma N(p^+) + \Sigma N(n) = 16 + 30 = 46\text{ а.е.м.}$$

Сумма массовых чисел двух атомов: $A_1 + A_2 = 46$.

Среди природных изотопов кислорода наиболее распространены $^{16}O, ^{17}O, ^{18}O$. Математически условию $A_1 + A_2 = 46$ удовлетворяет молекула, состоящая из тяжелых радиоактивных изотопов кислорода $^{23}O$ ($23 + 23 = 46$, где в каждом ядре содержится $8p^+$ и $15n$).

• Вид связи: простое вещество образовано одинаковыми атомами неметалла с равной электроотрицательностью, следовательно, связь — ковалентная неполярная (двойная, $O=O$).

Ответ:

а) Формула вещества — $\mathbf{O_2}$ (кислород);

б) Молекула образована изотопом кислорода $\mathbf{^{23}O}$ (по 8 протонов и 15 нейтронов в ядре каждого атома);

в) Вид химической связи — ковалентная неполярная.

Анализ кратности связи:

• Молекула водорода ($H_2$):

Атом водорода имеет 1 электрон на $1s$-подуровне. До завершения устойчивого дублета гелия ему не хватает 1 электрона. Два атома водорода объединяют свои электроны, образуя одну общую электронную пару:

$$H\colon H \quad (H - H)$$

Кратность связи: одинарная связь (ковалентная неполярная).

• Молекула хлора ($Cl_2$):

Атом хлора (VIIA-группа) имеет 7 внешних электронов, из которых 1 неспаренный ($8 - 7 = 1$). Два атома хлора обобществляют по одному электрону, образуя одну общую электронную пару:

$$Cl\colon Cl \quad (Cl - Cl)$$

Кратность связи: одинарная связь (ковалентная неполярная).

• Молекула азота ($N_2$):

Атом азота (VA-группа) имеет 5 внешних электронов, из которых 3 неспаренных ($8 - 5 = 3$). Два атома азота обобществляют по три неспаренных электрона, образуя три общие электронные пары:

$$\colon N \ \vdots\vdots\ N\colon \quad (N \equiv N)$$

Кратность связи: тройная связь (ковалентная неполярная). Тройная связь обладает колоссальной прочностью и энергией диссоциации, что обусловливает исключительную химическую инертность молекулярного азота.

Дано:

$m(N_2) = 112\text{ г}$

$V_m = 22{,}4\text{ л/моль}$ (при н. у.)

Найти:

$V(N_2) - ?$

Решение:

• Молярная масса молекулярного азота ($N_2$):

$$M(N_2) = 2 \times A_r(N) = 2 \times 14 = 28\text{ г/моль}$$

• Рассчитаем количество вещества азота ($\nu$):

$$\nu(N_2) = \frac{m(N_2)}{M(N_2)} = \frac{112\text{ г}}{28\text{ г/моль}} = 4\text{ моль}$$

• Рассчитаем объём газа при нормальных условиях по закону Авогадро:

$$V(N_2) = \nu(N_2) \times V_m = 4\text{ моль} \times 22{,}4\text{ л/моль} = 89{,}6\text{ л}$$

Ответ: Объём азота составляет $\mathbf{89{,}6\text{ л}}$.

1. Обоснование постоянного состава двухатомных молекул (правило октета):

Утверждение Г. Льюиса о том, что число электронных пар вокруг атома равно четырем, отражает фундаментальное правило октета (электронной восьмерки: $4 \text{ пары} \times 2 = 8 \text{ электронов}$). Завершенный восьмиэлектронный внешний уровень ($s^2 p^6$) обладает наименьшей потенциальной энергией и максимальной термодинамической устойчивостью (конфигурация благородных газов).

В двухатомных молекулах неметаллов 2-го и последующих периодов (например, $F_2, O_2, N_2$) сумма собственных неподелённых пар и общих связывающих пар у каждого атома строго равна 4:

• В $F_2$: 1 связывающая пара $+ 3$ неподелённые пары $= 4$ пары (8 электронов);
• В $O_2$: 2 связывающие пары $+ 2$ неподелённые пары $= 4$ пары (8 электронов);
• В $N_2$: 3 связывающие пары $+ 1$ неподелённая пара $= 4$ пары (8 электронов).

Как только каждый атом набирает 4 электронные пары, его валентные возможности полностью исчерпываются (насыщаются). Присоединение третьего атома привело бы к переполнению устойчивого октета, что энергетически невыгодно. Поэтому состав молекул строго постоянен и ограничивается двумя атомами.

2. Причина несостоятельности для молекулы водорода ($H_2$):

Атом водорода находится в 1-м периоде. Единственным энергетическим уровнем для него является первый ($K$-уровень, главное квантовое число $n=1$), который состоит только из одной $1s$-орбитали и принципиально не может вместить более двух электронов (одной электронной пары).

Устойчивым завершённым состоянием для атома водорода является не октет, а электронный дублет благородного газа гелия ($1s^2$). В молекуле водорода $H_2$ имеется всего одна общая электронная пара на оба атома, поэтому правило четырех электронных пар к водороду неприменимо.