2.3.2. Ковалентний зв’язок

Якщо ядра атомів діють на зовнішні електрони з близькою за величиною силою, створюється рівноважна система, у якій має місце збалансоване притягання протилежно заряджених часток і відштовхування однаково заряджених. У цьому випадку реалізовується так званий ковалентний зв’язок.

Уперше на прикладі водню В. Гайтлер і Ф. Лондон розглянули такий варіант взаємодії атомів. На рис. 12 показана запропонована ними схема сукупних взаємодій протонів і електронів у молекулі водню.

Я

Рис.12. Схема взаємодій протонів

І електронів у молекулі водню н:h

к бачимо, утворена сумісна електронна пара локалізується і фіксується між ядрами. За ознакою фіксації, з одного боку, сумісної пари електронів у міжядерному просторі, а з другого боку – ядер сумісною парою електронів ковалентний зв’язок характеризують як насичений і напрямлений.

У подальшому уявлення В.Гайтлера і Ф.Лондона щодо механізму утворення ковалентного зв’язку в молекулі водню були застосовані й до більш складних молекул.

Виходячи з такої схеми ковалентний зв’язок спочатку зображали у вигляді двох крапок між символами атомів, які хімічно взаємодіють між собою:

.

Ці пари крапок відповідали сумісним парам електронів. Потім їх замінили рисками:

,

що дало змогу зображати просторову будову молекул.

Залежно від того, які орбіталі (s, p, d, f) і як взаємодіють між собою, можуть утворюватись різні типи ковалентного зв’язку: ,  чи .

У випадку утворення -зв’язку електронні хмари мають лише одну зону перекриття:

s s (s,s)

p s (p,s)

p p (p,p)

d s (d,s)

У процесі утворення -зв’язку електронні хмари мають дві зони перекриття. Такий варіант взаємодії зі зрозумілих геометричних міркувань можливий для p, d та f електронів:

p p (p,p)

p d (p,d)

Більш складні за формою d і f електронні хмари можуть мати 4 зони перекриття. У цьому випадку утворюється -зв’язок, зумовлений перекриттям усіх пелюстків орбіталей, розміщених у паралельних площинах.

Якщо ковалентний зв’язок утворюють однакові атоми, то сумісна електронна пара симетрично й рівномірно розташовується між їх ядрами (рис. 12, а). Такий зв’язок є неполярний. Коли взаємодіють атоми різних хімічних елементів, то задіяні в утворенні зв’язку валентні електрони з різною силою притягуються ядрами, внаслідок чого відбувається зміщення електронної пари в бік більш активного атома (рис. 12, б). Такий зв’язок називається полярним.

Н–Н	НHCl
q1 = q2 = qe	q1  q2

а б

Рис. 12. Розподіл заряду сумісної електронної пари в молекулах:

а – Н₂; б – HСl

Кількісно ступінь полярності ковалентного зв’язку оцінюють, з одного боку, за величиною набутого атомами надлишку електронного заряду, а з іншого – його дефіциту. Для цього застосовують співвідношення

яке називають ефективним зарядом.

У випадку молекули HCl _Н = +0,17, _Cl = 0,17. Під час переходу від HCl до молекули H₂S полярність одиничного ковалентного зв’язку HS зменшується, а ефективний заряд атома Сульфуру порівняно з атомом Хлору збільшується: _Н = +0,1, _S = 0,2.

Полярність ковалентного зв’язку впливає, а інколи й дуже суттєво, на геометрію молекули, якщо в ній більше ніж два атоми. Ті атоми, які набувають однакового за знаком заряду, відштовхуються один від одного, як пелюстки в електрометрі (рис. 13). Чим більший заряд локалізується на атомах, тим більшими стають сили відштовхування і валентний кут .

а	О=  О Н Н Н= + Н= + б

Рис. 13. Ефект електростатичної взаємодії:

а – велектрометрі; б – у молекулі води

Так, в ряді молекул H₂Te, H₂Se, H₂S, H₂O величина  збільшується від 90 до 104,5 пропорційно збільшенню ефективного заряду на атомах Гідрогену (табл. 6).

Таблиця 6. Значення валентних кутів

Сполука	H2Te	H2Se	H2S	H2O
Кут, 	90	91	92,2	104,5

У наведеній групі молекул атоми центрального елемента (Te, Se, S, O) для взаємодії з атомами Гідрогену використовують два валентні р-електрони, а вони, як відомо, розташовані в просторі під кутом 90. Таким чином, якби атоми Гідрогену не відштовхувались один від одного, то валентний кут у молекулах типу H₂E становив би 90. Відносно цього кута можна розрахувати збільшення  і зіставити  з величиною _Н.

Слід звернути увагу на те, що відштовхування атомів у складних молекулах не лише збільшує валентний кут, а і впливає на енергетику й геометрію зв’язувальних молекулярних орбіталей, тобто -зв’язків. Інколи деформація буває настільки значною, що форма кінцевої молекулярної орбіталі повністю відрізняється від вихідної. У такому випадку говорять про гібридизацію -зв’язків.

Наочно гібридизаційний ефект можна продемонструвати на класичному прикладі молекули метану. У ній атом Карбону для взаємодії з атомами Гідрогену в збудженому стані використовує один s і три р валентні електрони. У разі відсутності відштовхування полярних фрагментів у молекулі СН₄ утворились би три (s,p)-зв’язки і один (s,s)-зв’язок, які мають принципово різну форму (див. схеми різних типів зв’язків). Замість цього утворюються чотири усереднені рівноцінні зв’язки нової форми.

За типом і кількістю валентних атомних електронів, задіяних в утворенні такого виду зв’язків, характеризують тип гібридизації. Так, у молекулі СН₄ має місце sp³-гібридизація, у молекулі BF₃  sp²-гібридизація, у молекулі BeF₂ – sp-гібридизація. Установити факт гібридизації можна за величиною валентного кута (табл. 7)

Таблиця 7. Типи молекулярних структур

Тип гібридизації	sp3	sp2	sp
Валентний кут	10928	120	180
Структура	тетраедрична	плоска трикутна	лінійна
Приклад	СH4, NH4+	BF3, H3O+	BeF2, CO2

У тих випадках, коли валентний кут наближається до вказаного в табл. 7, теж говорять про наявність гібридизації зв’язків. Так, у молекулі аміаку =10729 і це дає змогу характеризувати її як тетраедричну структуру, у якій четвертим фрагментом є пара s-електронів атома Нітрогену.

У молекулі РН₃ =94, що вказує на деяку деформацію -зв’язків, однак, не настільки сильну, щоб говорити про їх гібридизацію. У зв’язку з цим молекула фосфіну має пірамідальну структуру.