4.1.1. Характерні властивості ковалентного зв’язку

До них відносяться насиченість, напрямленість і поляризованість.

4.1.1.1. Насиченість ковалентного зв’язку

Насиченість виражається в обмеженні ковалентних зв’язків, що може утворити атом даного елемента. Число ковалентних зв’язків, які утворює атом називають ковалентністю. Валентність визначається кількістю незбуджених електронів або утворює при своєму збудженні.

Збудження атома досягається переходом електронів з одного підрівня на інший (з вищою енергією) за рахунок зовнішнього енергетичного чинника. Розглянемо основний та збуджений стани деяких елементів другого й третього періоду періодичної системи:

₃Li – 1s²2s¹ B = 1 (у збудженому та незбудженому станах);

₄Ве – 1s²2s² B = 0 (у незбудженому стані);

₄Ве^* – 1s²2s¹2p¹ В = 2 (у збудженому стані);

₅В – 1s²2s²2p¹ В = 1 (у незбудженому стані);

₅В^* – 1s²2s¹2p² В = 3 (у збудженому стані);

Атоми елементів третього періоду на зовнішньому енергетичному рівні мають вакантний d - підрівень на який при збудженні можуть переходити s - та p - електрони зовнішнього рівня. При цьому з’являється додаткова можливість збільшення числа неспарених електронів. Так, наприклад, атом хлору в основному стані має один неспарений електрон і при затраті енергії може бути переведений у збуджений стан, який характеризується наявністю трьох, п’яти й семи неспарених електронів:

₁₇Cl – 3s²3p⁵ В = 1 (у незбудженому стані);

₁₇Cl ^* – 3s²3p⁴3d¹ В = 3 (у збудженому стані);

₁₇Cl ^** – 3s²3p³3d² В = 5 (у збудженому стані);

₁₇Cl ^*** – 3s¹3p⁴3d³ В = 7 (у збудженому стані);

Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку.

У багатьох випадках ковалентні зв’язки утворюються не внаслідок спарювання електронів різних атомів, а за рахунок неподіленої електронної пари, яка знаходиться на зовнішньому енергетичному рівні певного атома. Розглянемо донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку на прикладі взаємодії аміаку з катіоном водню:

У молекулі аміаку з восьми зовнішніх електронів атома шість утворюють три ковалентні зв’язки і є загальними для атомів нітроґену та гідроґену. Проте два електрони належать лише атомові нітроґену та називаються неподіленою електронною парою. Така пара електронів 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 гідроґену Н⁺. Тому при взаємодії молекул аміаку з катіоном гідроґену між ними виникає ковалентний зв’язок за рахунок неподіленої електронної пари атома нітроґену та вільної орбіталі йона гідроґену. При цьому утворюється катіон амонію. Такий механізм утворення ковалентного зв’язку називається донорно-акцепторним. Атом, який віддає свою неподілену електронну пару для утворення зв’язку (атом нітроґену), називається донором, а атом, який має вільну (вакантну) орбіталь і приймає електронну пару називається акцептором (катіон гідроґену).

Завдяки донорно-акцепторному механізмові утворення зв’язків збільшуються валентні можливості атомів. Наприклад, у молекулі NH₃ нітроґен тривалентний, а в іоні NH₄⁺ – чотиривалентний. Це означає, що валентність елемента визначається не тільки числом неспарених електронів, як зазначалося раніше, а й наявністю неподілених електронних пар чи вільних орбіталей на зовнішньому енергетичному рівні. Отже, у загальному випадку валентність (ковалентність елемента визначається числом орбіталей, які використовуються при утворенні хімічного зв’язку.

4.1.1.2. Напрямленість ковалентного зв’язку.

Відповідно до методу валентних зв’язків хімічний зв’язок між атомами зумовлюється перекриванням s-, p-, d- та f-орбіталей, які (окрім s-орбіталей) мають напрямленість у просторі. Тому й хімічні зв’язки, які утворюються за їхньою участю, мають у просторі певну напрямленість. Оскільки електронні орбіталі мають різну форму, то їхнє взаємне перекривання може здійснюватись різними способами. Залежно від способу перекривання електронних орбіталей розрізняють - (сигма) та - (пі) зв’язки. Сигма-зв’язок здійснюється при перекриванні електронних орбіталей вздовж лінії, яка з’єднує два ядра атомів. Він може утворюватись за рахунок двох s-електронів, одного s- і одного p-електрона, двох p-електронів, двох d-електронів. Сигма-зв’язок характеризується однією областю перекривання електронних орбіталей, він завжди одинарний, тобто утворюється за рахунок однієї електронної пари (мал.4.2)

s – s (σ) p – p (σ) d – d (σ)