-Механізми утворення ковалентного зв'язку

В молекулах Н2, Lі2, Nа2 зв'язки утворюються за рахунок не­спарених
s-електронів їхніх атомів (а), в молекулах F2 і Сl2 – за ра­хунок неспарених
р-електронів (б), в молекулах НF і НСl – s-електронами атомів водню і
р-електронами атомів галогенів (в):

 а) Lі2 , б) F2 , в) НF

 2s 2s 2р 2р 2s 2s 2р 1s

Особливістю утворення сполук за таким механізмом є насиче­ність, яка показує, що атом утворює не будь-яке, а обмежене число зв'язків. Це число залежить, зокрема, від кількості неспарених електронів.

У багатьох випадках ковалентні зв'язки утворюються не вна­слідок спарювання електронів різних атомів, а за рахунок електронної пари, яка є на зовнішньому енергетичному рівні пев­ного атома.

У молекулі аміаку з восьми зовнішніх електронів атома Нітрогену шість утворюють три ковалентні зв'язки і є загальними для атомів нітрогену і гідрогену. Проте два електрони належать тільки атому нітрогену і називаються неподіленою електронною парою. Така пара елек­тронів також може брати участь в утворенні ковалентного зв'язку з іншими атомами, якщо останні мають на зовнішньому енергетич­ному рівні вільну орбіталь. Вільну 1s-орбіталь має, наприклад, іон гідрогену Н+. Тому при взаємодії молекули аміаку з іоном гідрогену між ними виникає ковалентний зв'язок за рахунок неподіленої електронної пари атома нітрогену і вільної орбіталі іона гідрогену. При цьому утворюється іон амонію NН4+ :

Такий механізм утворення ковалентного зв'язку називається донорно-акцепторним. Атом, який віддає свою неподілену елек­тронну пару для утворення зв'язку (атом Нітрогену), називається донором, атом, який має вільну вакантну орбіталь і приймає електронну пару, називається акцептором (йон Гідрогену)

Завдяки донорно-акцепторному механізму збільшуються вален­тні можливості атомів. Валентність елемента, таким чином, визначається не тільки числом неспарених електронів, а й наявністю неподілених електронних пар і вільних орбіталей на валентному енергетичному рівні.

Отже, в загальному вигляді валентність (ковалентність) елемента визначається числом орбіталей, які використовуються при утворенні хімічного зв'язку (метод ВЗ).

Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку має особливо велике значення при утворенні координаційних спо­лук.

Напрямленість ковалентного зв'язку

Відповідно до методу ВЗ хімічний зв'язок між атомами зумов­люється перекриванням s-, р-, d- і f-орбіталей, які (крім s-орбіталі) мають напрямленість у просторі. Тому і хімічний зв'язок, який утворюється за їх участю, має в просторі певну напрямленість. Оскільки електронні орбіталі мають різну форму, то їхнє взаємне перекривання може здійснюватись різними способами. Залежно від способу перекривання електронних орбіталей розрі­зняють σ- (сигма), π- (пі)і δ- (дельта) зв'язки (рис.6).

Сигма-зв'язок (σ-зв'язок) здійснюється при перекри­ванні електронних орбіталей вздовж лінії, яка з'єднує два ядра. Він може утворюватись за рахунок двох s-електронів, одного s- і одного р-електрона, двох р-електронів, двох d-електронів.

Сигма-зв'язок характеризується однією областю перекривання електрон-них орбіталей, він завжди одинарний, тобто утворюється за рахунок однієї електронної пари (рис.7).

Пі-зв'язок (π-зв'язок) виникає при перекриванні елек­тронних орбіталей по обидва боки від лінії, яка з'єднує ядра атомів. Цей зв'язок може утворитись при взаємодії двох електронних орбіталей з двома областями перекривання за рахунок двох р-орбіталей і двох d-орбіталей. Пі-зв'язок, наприклад, виявляється в мо­лекулі азоту.

На рис. 8,а показано розміщення у просторі р-орбіталей в двох атомах Нітрогену. В молекулі азоту рх-орбіталі утворюють один σ-зв'язок (див. рис.8,б). При утворенні зв'язку рz-орбіталями (див. рис.8,в) і ру-орбіталями виникають π-зв'язки. Отже, в молекулі азоту з трьох зв'язків один – σ-зв'язок, а два інші – π-зв'язки. Хімічний зв'язок, утворений більш ніж одною елек­тронною парою, називається кратним. Підвищення кратності зв'яз­ку приводить до зміцнення міжатомного зв'язку і зменшення між'ядерної відстані (довжини зв'язку). Наприклад, енергія дисо­ціації молекул фтору F2 і азоту N2 відповідно дорівнює 159 і 946 кДж/моль. У молекулах С2Н6 (Н3С–СН3), С2Н4 (Н2С=СН2) і С2Н2 (НССН) відстань між ядрами атомів вуглецю з підви­щенням кратності зв'язку зменшується і відповідно дорівнює: 0,1543; 0,1353 і 0,1205 нм.

Дельта-зв'язок (δ-зв'язок) зумовлений перекриван­ням усіх чотирьох пелюсток d-електронних орбіталей, розміщених у паралельних площинах.

Хімічний зв'язок утворюється тоді, коли орбіталі, які перекри­ваються, мають однакову симетрію відносно лінії зв'язку. З умов симетрії випливає, що електрони s-орбіталей можуть брати участь лише в утворенні σ-зв'язків, електрони р-орбіталей – в утворенні σ- і π-зв'язків, а електрони d-орбіталей – в утворенні σ-, π- і δ-зв'язків.

Модуль 1. Будова речовини.