9.6: Ковалентное связывание и структуры Льюиса

По сравнению с ионной связью, которая является результатом передачи электронов между металлическими и неметаллическими атомами, ковалентные связи являются результатом взаимного притяжения атомов для “общей” пары электронов.  

Ковалентные связи образуются между двумя атомами, когда у обоих есть схожие тенденции к притягиванию электронов к себе (т.е. когда оба атома имеют идентичные или достаточно похожие энергии ионизации и электроны).  

Физические свойства ковалентных соединений

Соединения, содержащие ковалентные связи, имеют иные физические свойства, чем ионные соединения. Поскольку притяжение между молекулами, которые электрически нейтральны, слабее, чем между электрически заряженными ионами, ковалентные соединения, как правило, имеют гораздо более низкие точки плавления и кипения, чем ионные соединения. На самом деле, многие ковалентные соединения являются жидкостями или газами при комнатной температуре, и в своих твёрдых состояниях они обычно намного мягче, чем ионные твердые тела. Кроме того, в то время как ионные соединения являются хорошими проводниками электричества при растворении в воде, большинство ковалентных соединений нерастворимы в воде; поскольку они электрически нейтральны, они являются плохими проводниками электричества в любом состоянии.

Формирование ковалентных связей

Неметаллические атомы часто образуют ковалентные связи с другими неметаллическими атомами. Например, молекула водорода, H₂, содержит ковалентную связь между двумя атомами водорода. Два отдельных атома водорода с определенным потенциалом энергии приближаются друг к другу, их валентные орбитали (1s) начинают перекрываться. Затем отдельные электроны на каждом атоме водорода взаимодействуют с обоими атомными ядрами, занимая пространство вокруг обоих атомов. Сильное притяжение каждого общего электрона к обоим ядрам стабилизирует систему, а потенциальная энергия уменьшается по мере уменьшения расстояния связи. Если атомы продолжают приближаться друг к другу, положительные заряды в двух ядрах начинают отталкиваться друг от друга, и потенциальная энергия возрастает. Длина связи определяется расстоянием, на котором достигается наименьшая потенциальная энергия.

Важно помнить, что для разрыва химических связей необходимо добавить энергию (эндотермический процесс), в то время как формирование химических связей высвобождает энергию (экзотермический процесс). В случае H₂ ковалентная связь очень сильна; необходимо добавить большое количество энергии, 436 кДж, чтобы разорвать связи в одном моль молекул водорода и вызвать разделение атомов:

С другой стороны, когда один моль молекул H₂ образует две моль атомов H, высвобождается одинаковое количество энергии:

Структуры Льюиса

Символы Льюиса могут использоваться для обозначения образования ковалентных связей, которые показаны в структурах Льюиса, чертежах, описывающих связывание в молекулах и полиатомных ионах. Например, когда два атома хлора образуют молекулу хлора, они совместно используют одну пару электронов:

Структура Льюиса показывает, что каждый атом CL имеет три пары электронов, которые не используются в связке (называемые одинокими парами) и одну общую пару электронов (написанную между атомами). Тире (или линия) иногда используется для обозначения общей пары электронов: CL—CL.

• Одна общая пара электронов называется одной связью. Каждый атом CL взаимодействует с восемью валентными электронами: Шестью в одиночных парах и двумя в одиночной связи.
• Однако для достижения требуемого октета пара атомов, возможно, потребуется разделить несколько пар электронов. Двойная связь образуется, когда две пары электронов распределяются между парами атомов, как между атомами углерода и кислорода в CH2O (формальдегид), так и между двумя атомами углерода в C2H₄ (этилен).  
  
• Тройная связь образуется, когда три пары электронов разделены парой атомов, как в угарном угарном (CO) и цианидном ионе (CN–).
  

Периодическая таблица может использоваться для прогнозирования количества валентных электронов в атоме и количества связей, которые будут образованы для достижения октета. Элементы группы 18, такие как аргон и гелиум, заполняли электронную конфигурацию и, таким образом, редко участвуют в связке химических веществ. Однако атомам из группы 17, таким как бром или йод, для доступа к октету требуется только один электрон. Поэтому атомы, принадлежащие к группе 17, могут образовывать единую ковалентную связь. Атомам группы 16 требуется 2 электронов, чтобы достичь октета; следовательно, они могут образовывать две ковалентные связи. Точно так же углерод, принадлежащий к группе 14, нуждается в 4 дополнительных электронах для достижения октета; таким образом, углерод может образовывать четыре ковалентные связи.  

Этот текст адаптирован из Openstax, Химия 2е изд., раздел 7.2: Ковалентные связи и Openstax, Химия 2е изд., раздел 7.3: Символы и структуры Льюиса.

Ковалентные связи образуются между неметаллами за счет обмена валентными электронами. Но почему неметаллы предпочитают делить электроны, а не отдавать их, как в ионных связях? Неметаллы обладают высокой энергией ионизации, что затрудняет перенос валентных электронов от одного атома к другому.

Рассмотрим молекулу аммиака. Атому азота требуется еще три электрона, чтобы достичь октета, а атому водорода нужен электрон, чтобы достичь дуэта. Следовательно, атом азота связывается с тремя атомами водорода, так что и азот, и водород достигают стабильных электронных конфигураций.

Поскольку каждая из этих связей образована одной парой электронов, она называется одинарной связью. Общая пара электронов в ковалентной связи называется связывающей парой. Валентные электроны, не участвующие в образовании связи, называются неподеленной парой или несвязывающими электронами.

С 6 валентными электронами атомам кислорода нужно еще два электрона, чтобы достичь октета. Следовательно, два атома кислорода разделяют двухэлектронные пары, образующие двойную связь. Азот, с другой стороны, разделяет три неспаренных электрона в своей двухатомной форме, создавая тройную связь.

Одинарные и кратные связи различаются по длине и прочности. Тройные связи короче двойных связей, которые короче одинарных. Прочность связи увеличивается с увеличением кратности связи.

Вот почему в азоте сложно разорвать тройную связь, что делает его относительно инертным. Модель Льюиса помогает предсказать структуру и стабильность молекул. Согласно модели Льюиса, H2O стабильная молекула;потому что и кислород, и водород достигли стабильных электронных конфигураций.

Если кислород разделяет электроны только с одним атомом водорода, полученная молекула ОН не будет стабильной, поскольку у кислорода будет только 7 валентных электронов, и он не достигнет октета. Однако, если к кислороду добавляется дополнительный электрон для завершения октета, полученный ион гидроксида становится стабильным с отрицательным зарядом. Ковалентные связи являются направленными, потому что общие электроны связывают две определенные пары атомов.

Напротив, ионные связи ненаправленные и удерживают несколько ионов в решетке. Таким образом, в ковалентном соединении фундаментальными единицами считаются отдельные молекулы.