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.
