Электрон общая электронная пара

 

Общая электронная пара обозначается черточкой: Н – Н.

Общая электронная пара принадлежит обоим атомам, поэтому каждый атом водорода в молекуле Н₂ имеет завершенную электронную структуру IS₂.

Квантово-механическая теория электронного строения атомов объясняется образованием общей электронной пары как перекрывание электронных облаков.

 

В перекрывании могут участвовать электронные облака неспаренных электронов, которые имеют антипараллельные спины.

Схема перекрывания электронных облаков в молекуле водорода Н₂.

 

Область перекрывания электронных облаков – это область высокой плотности отрицательного заряда, который притягивает положительно заряженные ядра атомов.

 

 

ОБРАЗОВАНИЕ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ В МОЛЕКУЛЕ ХЛОРА Cl₂.

 

Структура внешнего электронного слоя атома Cl: 3s²3p⁵; на внешнем слое атома находятся 7ē, один из р-электронов является неспаренным:

 

В результате образования одной общей электронной пары каждый атом хлорида в молекуле Cl₂ приобретает электронную структуру 3s²3p⁶ (электронный октет).

 

 

Схема перекрывания электронных облаков в молекуле хлора Cl₂.

 

Связи в молекулах Н₂ и Cl₂ являются δ-связями (сигма).

 

δ-связи – это ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится на линии, соединяющей ядра атомов.

 

Связи в молекулах Н₂ и Cl₂ являются также примерами одинарных (простых) связей.

Одинарные (простые) связи – это ковалентные связи, которые образованы одной общей электронной парой.

Одинарные (простые) связи всегда являются δ-связями.

Ковалентные связи бывают одинарными, двойными и тройными.

Если связь между двумя атомами образована тремя общими электронными парами, то такая связь называется тройной связью.

Двойные тройные связи называются кратными связями.

Двойная связь состоит из одной δ-связи и одной π-связи (пи).

Тройная связь состоит из одной δ-связи и двух π-связей.

 

π-связи – это ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.

 

В образовании π-связей могут участвовать р- и d-облака (т. е. р- и d-электроны), но не могут участвовать s-облака (s-электроны).

 

Например:

 

 

Образование кратной (тройной) связи рассмотрим на примере молекулы азота.

Образование молекулы азота N₂.

Структура внешнего электронного слоя атома азота: 2s²2p³, на внешнем слое атома находится 5ē, р- электроны являются неспаренными. р-электроны обоих атомов участвуют в образовании трех общих электронных пар.

 

N + N → N N (N ≡ N)

 

В результате образования трех общих электронных пар каждый атом в молекуле N приобретает устойчивую электронную структуру 2s²2р⁶ (электронный ² октет).

 

Схема перекрывания электронных облаков в молекуле азота N₂.

 

Ковалентные связи бывают полярными и неполярными.

Неполярная связь - это ковалентная связь между атомами с одинаковой ЭО; при образовании неполярной связи область перекрывания электронных облаков находится на одинаковом расстоянии от ядра обоих атомов (например: H₂, O₂, Cl₂, N₂ и др.).

 

Полярная связь - это ковалентная связь между атомами с различной ЭО; при образовании полярной связи область перекрывания электронных облаков смещается в сторону атома с большей ЭО (в сторону более электроотрицательного атома).

 

Например, в молекуле HCl общая электронная пара (т. е. область перекрывания электронных облаков) смещается в сторону атома хлора, потому что он является более электроотрицательным:

 

H + Cl → H: Cl

 

ЭО: 2,1 3,0

 

Чем больше разность величин ЭО связанных атомов, тем больше полярность связи.

 

Например:

Н – Г H – Cl H – Br H – I

 

ЭО 2,1 – 4,0 2,1 – 3,0 2,1 – 2,8 2,1 – 2,6

 

∆ЭО 1, 9 0,9 0,7 0,5

 

полярность связи уменьшается

 

В результате частичного смещения электронных облаков при образовании ковалентной полярной связи на атоме с большей ЭО появляется некоторый отрицательный заряд (-δ), а на атоме с меньшей ЭО – положительный заряд (+δ). Чем больше полярность связи тем больше абсолютная величина этих зарядов.

Полярность молекулы определяется полярностью связей в этой молекуле и их взаимным расположением.

Например, в молекуле HCl существует только одна полярная связь. Эта молекула является полярной молекулой: в ней центр положительного заряда (на атоме водорода) и центр отрицательного заряда (на атоме хлора): ^+δH Cl^-δ.