4. Властивості ковалентного зв’язку: напрямленість, насиченість, поляризованість

Метод валентних зв’язків теоретично обґрунтовує таку властивість ковалентного зв’язку, як його просторова напрямленість. Зв’язок утворюється у напрямку одноелектронної орбіталі, оскільки саме там може виникнути найбільше пере­кривання орбіталей. Якщо ж атом утворює з іншими атомами декілька σ-зв’язків, то останні розміщуються у просторі під певними кутами.

Іншою властивістю ковалентного зв’язку є його насиченість. Число зв’язків, що їх може утворювати певний атом, за меха­нізмом спарювання електронів відповідає наявному числу його одноелектронних орбіталей у нормальному чи збудженому стані.

Важливо визначити, як розташована спільна електронна па­ра у просторі між сполученими атомами. У двохатомних моле­кулах простих сполук спільні електронні пари зв’язку лока­лізуються симетрично відносно ядер і однаковою мірою нале­жать кожному ядру. Такий зв’язок називають неполярним. Якщо ж сполучаються атоми з різними електронегативностями, спільні електронні пари зв’язків зміщуються у бік ядра більш електронегативного атома. Зв’язок стає полярним. Атом, у бік якого змістилась електронна пара, одержує надлишок негатив­ного заряду, а на атомі іншого учасника зв’язку виникає деякий позитивний заряд.

Тоді по­лярність можна виразити у величинах ефективних зарядів, пропорційних заряду електрона.

Під ефективним зарядом розуміють такий заряд на окре­мому атомі після утворення хімічного зв’язку, який вини­кає внаслідок зміщення електронної густини до більш електронегативного атома.

Наприклад, у молекулі НС1 розподіл ефективних зарядів відповідає значенням +0,17 на атомі водню та -0,17 – на атомі хлору. Молекулу НС1 можна було б зобразити так: Н^+0,17Сl^-0,17, тобто зв’язок у ній на 17 % є йонним.

Під дією зовнішнього електромагнітного поля спільна елек­тронна пара зміщується у бік одного з атомів, внаслідок чого зростає полярність зв’язку. Цю зміну полярності називають поляризованістю. Поляризованість зв’язку залежить від напруги електромагнітного поля і від здатності атомів, які утворюють зв’язок, до поляризації, тобто деформування їхніх електронних оболонок. Здатність атомів до поляризації зростає в міру збільшення їхніх розмірів і зменшення електронегативності.

Під дією зовнішнього поля спільна електронна пара може повністю перейти до більш електронегативного атома, що зумо­вить виникнення позитивно і негативно заряджених іонів:

Такий процес відбувається, наприклад, під час дисоціації деяких полярних молекул у водних розчинах.

Гібридизація. Просторову будову багатьох молекул з утво­ренням певних кутів між зв’язками важко пояснити з погляду використання атомами тільки атомних орбіталей.

Теоретично цей факт обгрунтували Дж. К. Слетер і Л. К. Полінг. Вони запропонували модель особливим способом збудженого центрального атома в молекулі. Відповідно до неї електронні ор­біталі такого атома, які спочатку відрізнялися між собою за енер­гією, а отже, формою і просторовим розміщенням до збудження, можуть перетворитися на таке саме число енергетично рівно­цінних орбіталей після збудження. Такі орбіталі дістали назву гібридизованих, а сам ефект – гібридизації орбіталей. Отже, гібридизація полягає у виникненні енергетично рівноцін­них орбіталей у разі утворення хімічного зв’язку з почат­ково нееквівалентних атомних орбіта лей (це орбіталі, які вступають у взаємодію між собою і вирівнюються за формою та енергією).

Гібридизовані електронні орбіталі несиметричні, вони мало витягнуті з одного боку від ядра і значно більше – з іншого. Це забезпечує більше перекривання гібридизованих орбіталей з орбіталями партнерів під час утворення зв’язку, внаслідок чого зв’язок між сполученими атомами стає міцнішим. Поверхня гібридизованої орбіталі має вигляд, наведений на рис. 7.

Рис. 7. Форма sp-гібридизованої орбіталі

Так, якщо змішуються одна s-орбіталь з однією р-орбіталлю, то виникають дві гібридизовані орбіталі, напрямлені у проти­лежні боки від ядра під кутом 180°. Такий тип гібридизації на­зивають sр-гібридизацією (рис. 8.).

Рис. 8. Схема утворення двох sp-гібридизованих орбіталей в разі sp-гібридизації.

Саме sp-гібридизацією валентних орбіталей пояснюють лінійну просторову будову трьохатомних молекул ВеС1₂, СО₂. Дві р-орбіталі, які не гібридизуються, залиша­ються незмінними атомними орбіталями.

Для прикладу розглянемо будову молекули вуглекислого га­зу СО₂. Ця молекула лінійна, неполярна, обидва зв’язки С–О мають однакову міцність, що відповідає подвійному зв’язку між атомами вуглецю та кисню:

Оскільки молекула СО₂ лінійна, то це пояснюють sp-гібридизацією s- і однієї p-орбіталі атома вуглецю, тому утворення зв’язків у молекулі СО₂ можна подати схемою (рис.9.):

Рис. 9. Схема утворення σ-звя’зків у молекулі СО₂

Отже, в молекулі СО₂ атом вуглецю утворює σ-зв’язки з обома атомами кисню за рахунок перекривання одноелектронної гібридизованої sр-орбіталі атома вуглецю з одноелектронною р_х-орбіталлю атома кисню. Крім цього, атом вуглецю у збудже­ному стані має ще дві одноелектронні р-орбіталі, які утворюють π-зв’язки з аналогічними орбіталями кожного атома кисню.

Хоча обидва зв’язки С–О полярні, оскільки електронегативності атомів вуглецю і кисню різні, лінійна молекула СО₂ зага­лом неполярна.

Коли змішуються одна s- і дві р-орбіталі, виникають три гібридизовані орбіталі, розміщені у площині під кутом 120° одна до одної. Такий тип гібридизації називають sp²-гібридизацією (рис. 10.).

Рис. 10. Схема утворення трьох sp-гібридизованих орбіталей у разі sp²-гібридизації

За рахунок більшої порівняно з sр-гібридизацією часткою участі р-орбіталей атомів у sр²-гібридизації гібридизовані орбіталі більш витягнуті у просторі в напрямку партнера по зв’язку.

Отже, якщо в молекулі кути між зв’язками близькі до 120°, то вважають, що центральний атом перебуває в sр²-гібридизо­ваному стані. Наприклад, молекула BF_3.

Рис. 12. Схема утворення σ-звя’зків у молекулі BF₃.

Нарешті, під час утворення зв’язків можуть змішуватись од­на і- і три р-орбіталі з виникненням чотирьох гібридизованих орбіталей у разі sр³-гібридизації. Оскільки тут частка р-орбіталей ще більша, ніж у попередньому ви­падку відносно s-орбіталі, кожна така гібри­дизована орбіталь по­довжується в напрямку зв’язку ще більшою мірою.

Просторово чотири гібридизовані орбіталі розміщуються в на­прямку від центра тет­раедра до його вершин, і утворюють кути 109°28' (рис. 12). Наприклад, молекула метану.

Рис. 12. Схема утворення чотирьох гібридизованих sp-орбіталей у разі sp³-гібридизації.