Число связей, образующихся между атомами называют кратностью (порядком) связи.

донорно-акцепторный механизм осуществляется, когда образование ковалентной связи происходит при взаимодействии атома (иона), имеющего неподеленную пару электронов с другим атомом (ионом), имеющим вакантную (свободную) орбиталь.

Донор – частица, поставляющая пару электронов.

:

Акцептор – частица, имеющая свободную орбиталь.

A: + B = A В

Простейший акцептор электронной пары – протон H⁺; его присоединение к молекуле аммиака приводит к образованию комплексного иона аммония. Пример донора электронной пары – фторид-ион F^–. Присоединение отрицательного фторид-иона к молекуле BF₃ приводит к образованию сложного иона BF₄^– с отрицательным зарядом.

	ион NH4+
		ион BF4–

3.1.1. Свойства ковалентной связи. К основным свойствам ковалентной связи можно отнести: прочность, насыщаемость, направленность и полярность.

I.Прочность связи характеризуется следующими параметрами:

а) энергия связи, Е_св – количество энергии, выделившейся при образовании данной химической связи.Единицы измерения энергии связи – кДж/моль. Очевидно, что с увеличением кратности связи энергия связи возрастает и тем устойчивее молекулы, их содержащие.

б) длина связи, l_св – межъядерное расстояние между химически связанными атомами. Единицы измерения длины связи – нм. Длина связи обусловлена размером атомов и степенью перекрывания их электронных облаков.

в) валентный угол – угол между воображаемыми линиями, проходящими через ядра химически связанных атомов.

II. Насыщаемость ковалентной связи обусловлена тем, что в химическом взаимодействии участвуют электроны внешних и предвнешних уровней, то есть ограниченное число электронов.

Насыщаемость характеризуется:

а) максимальной валентностью;

валентность определяется числом образуемых атомом связей и равна числу неспаренных электронов в атоме;

б) координационным числом;

координационное число – число частиц (атомов, ионов, молекул), непосредственно окружающих данную;

в) степенью окисления;

степень окисления (СО) – заряд атома элемента в соединении, вычисленный из предположения, что вещество состоит из ионов, либо степень окисления – это условный заряд атома в соединении, указывающий сколько электронов оттянуто или притянуто к атому элемента.

Все металлы способны только отдавать электроны, они находятся слева от диагонали, соединяющей элементы ₅В и ₈₅At (граница Цинтля). Отдавая электроны, атом элемента приобретает положительный заряд. Все металлы являются восстановителями. Справа от границы Цинтля находятся элементы, которые являются окислителями.

Наиболее электроотрицательный элемент – ₉F – самый сильный окислитель. Фтор способен только принимать электроны и, кроме степени окисления, равной «0» (в соединении F₂), может иметь степень окисления «–1». Остальные элементы, расположенные между границей Цинтля и фтором, несмотря на преимущественные окислительные свойства могут как отдавать, так и принимать электроны и имеют степени окисления как со знаком «+», так и со знаком «–» в зависимости от атома элемента, вступающего с ним в связь. Знаки при степенях окисления показаны на схеме (рис. 3.3).

 

 

 

 

Рис. 3.3. Знаки степеней окисления элементов в таблице Д. И. Менделеева

 

На примере атома селена рассмотрим, как определить теоретически возможные степени окисления элемента. Согласно схеме (рис. 3.3), селен может не только принимать, но и отдавать электроны.

Валентные электроны для селена в нормальном состоянии 4 s² 4 p⁴.

 

Учитывая число свободных мест, необходимых для создания устойчивой конфигурации (восемь электронов на внешнем слое – правило «октета»), определяем, что селен может принять 2 электрона, а, имея в виду, что неспаренных электронов также 2, делаем вывод, что селен может отдать 1 или 2 электрона. Селен в нормальном состоянии имеет следующие степени окисления: 2–, 0, 1+, 2+, устойчивыми из них являются 2–, 0, 2+.

В возбужденном состоянии у селена Se* увеличиваются возможности к отдаче электронов, поэтому теоретически возможные степени окисления Se* в возбужденном состоянии атома следующие:

 

2–, 0, 1+, 2+, 3+, 4+, 5+, 6+. Устойчивыми степенями окисления являются: 2–, 0, 2+, 4+, 6+.

 

Для нахождения степени окисления элементов в сложных соединениях используют правила:

1. степень окисления атомов равна нулю,

2. в молекулах алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов равна нулю,

3. для ионов алгебраическая сумма степеней окисления равна заряду иона,

4. в соединениях отрицательный заряд относят к более электроотрицательному элементу, принимая следующие степени окисления:

для фтора всегда –1;

для щелочных металлов всегда +1; для щелочноземельных +2;

для водорода +1, кроме гидридов металлов;

для кислорода –2, за исключением пероксидов, где СО = –1, и соединения с фтором, где СО = +2.

С помощью изложенных правил легко найти СО в различных соединениях. Например, в соединениях Na₂SO₃ и Na₂SO₄ степени окисления серы равны соответственно +4 и +6, марганец в KMnO₄ имеет степень окисления +7 и т.д.

III. Направленность. Наиболее прочные химические связи возникают в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей. Поскольку атомные орбитали имеют определенную форму, их максимальное перекрывание возможно лишь при определенной пространственной ориентации.

В зависимости от способа перекрывания атомных орбиталей различают s-, π-, d- связи (рис. 3.4).

 

 

Рис. 3.4. Перекрывание атомных орбиталей при образовании:

а – s-связи; б – π-связи; в – образование одной s- и двух π-связей в молекуле N₂

s -связь возникает при перекрывании атомных орбиталей вдоль оси, соединяющей центры химически связанных атомов (рис. 3.4, а). Перекрывание атомных орбиталей по типу s-связи происходит в молекулах, где существует одинарная связь, например H – H, I – I,

Cl – Cl, H – Cl.

π -связь осуществляется при перекрывании атомных орбиталей по обе стороны оси, соединяющей ядра (рис. 3.4, б).

Двойная связь состоит из одной s-связи и одной π-связи, тройная – из одной s-связи и двух π-связей (рис. 3.4, в). По своей природе π-связь резко отличается от s-связи: π-связь менее прочная вследствие перекрывания электронных облаков вне плоскости молекулы, например, в молекулах кислорода, этилена, диоксида углерода, азота, ацетилена и др.

d -связь возникает при перекрывании всех четырех лопастей d -электронных облаков, находящихся в параллельных плоскостях.

Соответственно, s -элементы могут образовывать только s-связи, p -элементы – s- и π-связи, d -элементы – s-, π- и d-связи. Прочность у π- и d-связей ниже, чем у s-связей.

IV. Полярность. При образовании неполярной связи каждое ядро атома с одинаковой силой притягивает пару связывающих электронов. В молекулах, образованных атомами с одинаковой электроотрицательностью, одна или несколько пар электронов в равной степени принадлежат обоим атомам (Н₂; F₂; O₂ и т.д.).

Когда пара электронов, образующих химическую связь, смещена к одному из ядер атомов, тогда связь – полярная (H–Cl; O–H; Al–Br). Если взаимодействующие атомы характеризуются различной электроотрицательностью, то обобществленная пара электронов смещается к ядру более электроотрицательного атома, то есть образуется диполь. Это система, состоящая из двух равных по величине, но противоположных по знаку зарядов, находящихся на некотором расстоянии l друг от друга.

Количественной мерой полярности связи является электрический момент диполя, m (мю), равный произведению:

m = g l _св,

где g – эффективный заряд; l _св – длина диполя.

Электрический момент диполя – векторная величина, условно направленная от положительного заряда к отрицательному. Единицы измерения – Кл∙м, либо Дебай (D) равный 3,3 ·10^-30 Кл·м.