Ковалентная связь обладает свойствами насыщаемости, направленности и поляризуемости. Разберем эти свойства.

Насыщаемость ковалентной связи – это есть число ковалентных связей, которые способен образовать данный атом с другими атомами. Она определяется природой атома и его валентной структурой. Благодаря насыщаемости связи молекулы имеют определенный состав (Н₂О, НСl, H₃N, H₂S и др.).

Разберем это свойство для некоторых атомов.

1. Возьмем атом водорода Н, у которого на 1S-орбитали находится один неспаренный валентный электрон (↑), за счет которого атом Н может образовать одну ковалентную связь, т.е. ковалентность будет равна 1

(Н –Н, Н – Сl).

2. Возьмем атом углерода. Его электронная формула 1s²2s²2p², а электронно-структурная схема валентного уровня будет:

│ ↑ │ ↑ │ │

│↑↓│ 2р

2s

т.е. имеет 2 неспаренных электрона, за счет которых может образовать 2 ковалентные связи. Но для углерода (С) характерно образование четырех ковалентных связей. Поэтому атом «С» переходит в возбужденное состояние, т.е. один из двух 2s-электронов переходит на свободную орбиталь 2р-подуровня и тогда станет 4 неспаренных электрона, за счет которых атом С может образовать 4 ковалентные связи, т.е. ковалентность будет равна 4 (СН₄, СО₂ и др.).

│ ↑ │ ↑ │ │ возбуждение │ ↑ │ ↑ │ ↑ │

│↑↓│ │ ↑ │ 2р

2s 2s

Таким образом, максимальная ковалентность атома углерода равна числу валентных орбителей и равна 4.

3. Возьмем атом азота, у которого на 4 валентных орбиталях находятся 5 валентных электрона, три из которых неспаренные:

│ ↑ │ ↑ │ ↑ │

│↑↓│ 2р

2s

За счет трех неспаренных электронов атом N образует 3 ковалентные связи с тремя атомами водорода, у которых по одному неспаренному электрону, при этом образуется молекула NH₃:

N │ ↑ │ ↑ │ ↑ │

│↑↓│    NH₃

│ ↓ │ ↓ │ ↓ │

Н Н Н

Кроме того, у атома N осталась еще неподеленная электронная пара, поэтому за счет этой пары электронов азот может образовать с ионом Н⁺ еще одну (четвертую) ковалентную связь. При этом на образование этой связи атом азота отдаст два электрона (электронную пару), а ион водорода (□^Н+) примет эту пару электронов на свою свободную валентную орбиталь. Такая ковалентная связь называется донорно-акцепторной связью, причем азот будет называться донором электронной пары, а ион Н⁺ называется акцептором электронной пары.

Таким образом, атом N в итоге образовал 4 ковалентные связи: три из них за счет 3 неспаренных электронов и одну связь - по донорно-акцепторному механизму.

│ ↑ │ ↑ │ ↑ │ В итоге получили ион аммония

│↑↓│ NH⁺₄, в котором ковалентность

NH⁺₄ ↓ азота равна 4.

│ ││ ↓ │ ↓ │ ↓ │

Н⁺ Н Н Н

Таким образом, максимальная ковалентность атома азота равна числу его валентных орбиталей и равна 4.

Ковалентная связь обладает свойством направленности. Орбитали р- и d-типа направлены по координатным осям. В соответствии с направленностью атомных орбиталей происходит и их перекрывание при образовании ковалентной связи, поэтому и ковалентная связь обладает свойством направленности.

Пример 1. Н – Сl При образовании молекулы НСl образуется ковалентнаясвязь при перекрывании s-электронного облака атома Н и р - электронного облака атома хлора, образуется линейная молекула:

Пример 2. Рассмотрим молекулу Н₂S. У атома серы два неспаренных р-электрона. В молекуле Н₂S образуется две σ - связи за счет перекрывания р-орбиталей атома серы, на которых расположены неспаренные электроны, с s – электронными облаками двух атомов Н. Так как р-орбитали атома серы расположены под углом 90^о относительно друг друга, то и валентный угол (это угол между двумя ковалентными связями) тоже должен быть равен 90^о. Однако он равен 92^о. Это можно объяснить отталкиванием одноименных зарядов δ+ двух атомов Н (т.к. связь S-Н полярна), поэтому валентный угол увеличивается с 90^о до 92^о. Направленность ковалентной связи зависит также от типа гибридизации валентных орбиталей атома (см. ниже).

3. Гибридизация атомных орбиталей.

Гибридизация – это процесс смешивания (сложения) различных по форме и энергии атомных орбиталей с образованием такого же количества новых, но уже одинаковых по форме и энергии гибридных орбиталей. Гибридная орбиталь имеет большую вытянутость по одну сторону от ядра, чем по другую, поэтому степень ее перекрывания с орбиталью другого атома больше, а значит гибридная орбиталь образует более прочную связь по сравнению с негибридными орбиталями.

Существуют следующие типы гибридизации:

1. sp – гибридизация орбиталей – это гибридизация (смешивание) одной s- и одной р-орбитали, при этом образуются две sp – гибридные орбитали, расположенные симметрично под углом 180^о. Поэтому и связи, образуемые с участием этих орбиталей, тоже располагаются под углом 180^о. Например, sр-гибридизация орбиталей наблюдается у атома бериллия в молекуле ВеCl₂, поэтому эта молекула имеет линейную форму:

2. sр²- гибридизация – это смешивание одной s-орбитали и двух р-орбиталей с образованием трех одинаковых sp²-гибридных орбиталей, расположенных под углом120^о относительно друг друга:

Например, sp²-гибридизация валентных орбиталей атома бора в молекуле ВСl₃, поэтому эта молекула имеет форму треугольника:

3. sр³-гибридизация – это смешивание одной s– и трех р–орбиталей с образованием четырех гибридных sp³-орбиталей, причем эти гибридные орбитали направлены к четырем вершинам тетраэдра под углом 109^о28^΄ (сто девять градусов двадцать восемь минут). Такая гибридизация наблюдается в молекулах ССl₄, СН₄ и др.

Если химическая связь образуется между атомами равных размеров и одинаковой электроотрицательностью, то образуется неполярная ковалентная связь ( Н : Н, ). Если электроотрицательности атомов различны, но не сильно отличаются друг от друга, то происходит смещение электронной плотности (общей электронной пары) к более электроотрицательному атому и образуется полярная ковалентная связь, например в НСl. Н^δ+ – Сl^δ-.

Полярность связи количественно выражается дипольным моментом μ = l ∙ q, где μ – дипольный момент связи, l – длина связи, q –абсолютная величина эффективного заряда атома. Дипольный момент выражается в единицах Дебая (Д) или в системе СИ в Кл ∙ м (кулон ∙ метр). μ(НСl) = 1,08 Д или 0,347 ∙ 10^-29Кл м. Чем больше значение μ, тем связь более полярная. Дипольный момент связи зависит от разности электроотрицательностей двух атомов, образующих между собой связь.

Поляризуемость связи – это есть способность ковалентной связи поляризоваться (деформироваться) в результате действия на молекулу внешнего электрического поля (или при действии иона и полярной молекулы). При этом неполярная связь становится полярной, а полярная связь становится более полярной. Поляризуемость связи зависит от заряда атомов, образующих связь, от размера атомов и формы орбиталей.

Эффективный заряд атома – это заряд, который возникает на атомах при образовании химической связи между ними вследствие смещения электронной плотности (общей электронной пары) к атому более электроотрицательного элемента Н^δ+ - Сl^δ-. Согласно опытным данным эффективный (реальный) заряд на атоме водорода составляет δ⁺ = + 0,18, а на атоме хлора составляет δ^- = -0,18 заряда электрона, т.е. связь в молекуле НСl имеет на 18% ионный характер, а на 82% - ковалентный характер (т.е. в НСl ковалентная полярная связь). Чем больше разность электроотрицательностей двух связанных атомов, тем больше на них возникает эффективный заряд.