Вопрос 3.

Ковалентная связь. Механизмы образования ковалентной связи Характеристика ковалентной связи. Электроотрицательность. Теория гибридизации.В органических соединениях этот тип связи является основным. Ковалентная связь возникает между атомами с относительно малыми различиями в электроотрицательностях ( < 2), например, С и Н, С и О, С и N, C и Cl, N и O и т.п., которые образуют химическую связь за счет общей электронной пары: Связь, образованная путем обобществления пары электронов связываемых атомов, называется ковалентной Эта связь может рассматриваться как электростатическое притяжение ядер двух атомов к общей электронной паре. Ковалентная связь, в отличие от ионной, обладает определенной направленностью (от атома к атому), и ее обозначают валентной чертой, символизирующей эту направленность: Cl - Cl, H - CH₃. Ионная связь точнее отражается знаками зарядов ионов: Na⁺Cl^-.Для ковалентных соединений характерно молекулярное строение (молекулярные кристаллические решетки), они имеют относительно низкие температуры плавления и кипения. Такие соединения мало полярны, плохо растворимы в воде, их растворы не проводят электрический ток. Характерные свойства ковалентной связи - направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость - определяют химические и физические свойства органических соединений.

Направленность связи обусловливает молекулярное строение органических веществ и геометрическую форму их молекул. Углы между двумя связями называют валентными. Насыщаемость - способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей. Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные. Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер. Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам. Характеристики ковалентной связиВажными количественными характеристиками ковалентной связи являются энергия связи, ее длина и дипольный момент.

• Энергия связи - энергия, выделяющаяся при ее образовании, или необходимая для разъединения двух связанных атомов. Энергия связи характеризует ее прочность.

• Длина связи - расстояние между центрами связанных атомов. Чем меньше длина, тем прочнее химическая связь.

• Дипольный момент связи () - векторная величина, характеризующая полярность связи.

Длина вектора равна произведению длины связи l на эффективный заряд q, который приобретают атомы при смещении электронной плотности:    = lq. Вектор дипольного момента направлен от положительного заряда к отрицательному. При векторном сложении дипольных моментов всех связей получают дипольный момент молекулы. Чем выше полярность связи, тем больше ее энергия и меньше длина. На характеристики связей влияет их кратность:

• энергия связи увеличивается в ряду: ;

• длина связи растет в обратном порядке: .

Неполярная ковалентная связь Неполярная (симметричная) ковалентная связь - связь между атомами с практически равной электроотрицательностью (0,4 >  = 0) и, следовательно, равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов. Например : HH, FF, ClCl, CC. Дипольный момент таких связей равен 0. Связь СН в предельных углеводородах (например, в СН₄) считается практически неполярной, т.к.  = 2.5_(С)  2.1_(Н) = 0,4. Следует отметить, что в непредельных углеводородах  электроотрицательность углерода выше и связь СН более полярна (особенно, если атом Н связан с углеродом, имеющим тройную связь: Полярная ковалентная связь

Полярная (несимметричная) ковалентная связь - связь между атомами с различной электроотрицательностью (2 >  > 0.5) и несимметричным распределением общей электронной пары. Электронная плотность такой связи смещена в сторону более электроотрицательного атома, что приводит к появлению на нем частичного отрицательного заряда  (дельта минус), а на менее электроотрицательном атоме - частичного положительного заряда  (дельта плюс):C^ Cl^,  C^ O^,  C^ N^,  O^ H^,  C^ Mg^. Направление смещения электронов обозначается также стрелкой: CCl, CО, CN, ОН, CMg. Чем больше различие в электроотрицательности связываемых атомов, тем выше полярность связи и больше ее дипольный момент. Между противоположными по знаку частичными зарядами действуют дополнительные силы притяжения. Поэтому, чем полярнее связь, тем она прочнее. sp³-Гибридизация (тетраэдрическая) Одна s- и три р-орбитали смешиваются, и образуются четыре равноценные по форме и энергии sp³-гибридные орбитали. Для атома углерода и других элементов 2-го периода этот процесс происходит по схеме:2s + 2p_x + 2p_y + 2p_z = 4 (2sp³) Схема sp³-гибридизации атомных орбиталей. Оси sp³-гибридных орбиталей направлены к вершинам правильного тетраэдра. Тетраэдрический угол между ними равен 109°28', что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов. Впервые идею о направленности единиц сродства (валентностей) атома углерода по углам тетраэдра независимо друг от друга выдвинули в 1874 г. Вант-Гоф и Ле Бель sp³-Орбитали могут образовывать четыре -связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов. В этом случае sp³-гибридные орбитали изображают не электронными облаками, а прямыми линиями или клиньями в зависимости от пространственной ориентации орбитали. Такое схематическое изображение используется при написании стереохимических (пространственных) формул молекул. sp³-Гибридизованное состояние свойственно атому, если сумма числа связанных с ним атомов и числа его неподеленных электронных пар равна 4 (Углерод в sp³-гибридном состоянии встречается в простом веществе - алмазе Это состояние характерно для атомов С, N, O и др., соединенных с другими атомами одинарными связями (sp³-атомы выделены красным цветом): СH₄, RCH₃, NH₃, RNH₂, H₂O, ROH, R₂O; а также в анионах типа:    R₃C:^,    RO^   и т.п.