Ковалентные связи: поделимся по-братски. Основы ковалентной связи
В этой главе…
ИJM ногда во время приготовления пищи во мне просыпается корифей химии и я начи-Wr%j наю читать на этикетках, из каких ингредиентов состоят продукты. Как правило, очень часто встречаются различные соли, например хлорид натрия, и многие другие соединения с ионной связью (см. главу 6, «Противоположности притягиваются: ионные связи»), в частности нитрат калия. Впрочем, в состав пищевых продуктов также входит множество соединений, не имеющих ионной связи, например сахар.
Какого же типа образуется связь в таких соединениях, как сахар, уксус и ДНК? В этой главе рассматривается второй основной вид связей — ковалентная связь. Что лежит в ее основе, описано на примере водорода, одного из самых простых соединений с ковалентной связью. Кроме того, вы узнаете кое-что весьма интересное о воде — самом необычном из известных мне соединений с ковалентной связью.
Основы ковалентной связи
Ионной связью является связь, возникающая благодаря передаче электронов от металлов к неметаллам, в результате чего образуются противоположно заряженные ионы — катионы (положительно заряженные) и анионы (отрицательно заряженные) — и возникает притяжение между ними. Движущая сила всего этого процесса — стремление заполнить валентный уровень энергии, полностью укомплектовав соответствующий октет атома. (Более подробно об этом речь идет в главе 6, «Противоположности притягиваются: ионные связи».)
Впрочем, есть множество других соединений, в которых не образуются катионы и анионы. Однако движущая сила в них все равно остается та же самая: стремление заполнить валентный уровень энергии. Но в каждом таком соединении валентный уровень комплектуется не за счет потери или получения электронов, а за счет их совместного использования. Этот принцип и положен в основу ковалентной связи.
Водород: соединение с ковалентной связью
Первым элементом периодической таблицы является водород, который расположен в ее верхнем левом углу. В природе водород обычно встречается в виде не отдельного атома, а представляет собой двухатомную (диатомную) молекулу — H2.
Водород имеет один валентный электрон и стремится получить еще один, чтобы заполнить свой первый энергетический уровень. В результате водород должен стать изоэлектрон-ным гелию, ближайшему к нему инертному газу (из-за одинаковой для обоих элементов электронной конфигурации). На ls-орбитали первого энергетического уровня может находиться только два электрона, поэтому для заполнения этой орбитали атому водорода нужен еще один электрон. Таким образом атом водорода заполнит валентный энергетический уровень и приобретет такую же стабильную электронную структуру, как у ближайшего инертного газа.
Допустим, атом водорода передает свой единственный электрон другому атому водорода. Получив электрон, второй атом заполняет свой внешний энергетический уровень и достигает стабильности, становясь при этом анионом H-. Однако первый атом водорода (H+) теперь не имеет электрона и становится еще менее стабильным. Между тем подобная ситуация невозможна, поскольку стремление заполнить валентный уровень энергии является движущей силой обоих атомов. Таким образом, соединение H2 не может образоваться в результате потери или получения электронов. Такое соединение возможно только в одном случае: когда два атома совместно используют свои электроны. Образование химической связи между атомами водорода является результатом взаимопроникновения (перекрытия) электронных орбита-лей (иногда называемых электронными облаками), происходящего при сближении взаимодействующих атомов. Два электрона (по одному из каждого атома водорода) «принадлежат» обоим атомам (или образуют общую электронную пару). При этом каждый атом водорода приобретает устойчивую двухэлектронную оболочку. Таким образом, создается ковалентная связь — химическая связь, образуемая за счет совместного использования двумя атомами, как минимум, одной пары электронов. Перекрытие электронных орбиталей и совместное использование электронной пары представлено на рис. 7.1, а.
Этот процесс также можно показать с помощью электронно-точечной формулы. Согласно этому способу электроны, находящиеся на внешнем энергетическом уровне, изображают точками, располагаемыми вокруг химического символа атома. Общие для двух атомов электроны показывают точками, помещаемыми между их химическими символами. Электронно-точечная формула для H2 приведена на рис. 7.1, б.
Существует еще один способ представления ковалентной связи, который несколько отличается от предыдущего. Это так называемая структурная формула Льюиса. В ней, в отличие от электронно-точечной формулы, пара совместно используемых электронов, образующая ковалентную связь, изображается в виде черточки. Структурная формула Льюиса для водорода приведена на рис. 7.1, в. (Более подробно о написании структурных формул ковалентных соединений речь идет в разделе «Структурная формула: добавьте схему связи».)
Кроме водорода, в природе встречается еще шесть элементов, имеющих двухатомную молекулу: кислород (O2), азот (N2), фтор (F2), хлор (Cl2), бром (Br2) и иод (I2). Таким образом, если речь идет о газообразном кислороде или жидком броме, следует понимать, что имеется в виду их двухатомное соединение (двухатомная молекула).
Рассмотрим еще один пример того, как с помощью электронно-точечной формулы можно показать общую электронную пару в двухатомном соединении. Обратите внимание на бром (Br2), являющийся представителем группы галогенов (рис. 7.2). Два атома галогена, имеющие по семь валентных электронов, образуют общую электронную пару и таким образом комплектуют свои октеты.
Сравнение ковалентных связей с другими связями
Ионная связь возникает между металлом и неметаллом, в то время как ковалентная связь образуется между двумя неметаллами. Эти два вида соединений имеют разные свойства. При комнатной температуре соединения с ионной связью обычно представляют собой твердые вещества, а соединения с ковалентной связью могут находиться в твердом, жидком или газообразном состоянии. Точки плавления для ионных соединений (солей) обычно намного выше, чем для ковалентных. Кроме того, ионные соединения, как правило, являются электролитами, а соединения с ковалентной связью обычно принадлежат к неэлектролитам. (Более подробно ионные связи, электролиты и неэлектролиты рассматриваются в главе 6, «Противоположности притягиваются: ионные связи».)
Скорее всего, вы сейчас подумали: «Если металлы вступают в реакцию с неметаллами, образуя ионные соединения, а неметаллы — с неметаллами, образуя ковалентные связи, то вступают ли металлы в реакцию с другими металлами?». И да и нет.
В действительности металлы в реакцию с другими металлами не вступают и соединения таким способом не образуются. При соединении металлов может быть образован сплав, т. е. раствор одних металлов в других. Валентные электроны каждого атома, участвующего в химической связи, принадлежат не двум или нескольким определенным атомам, а всему кристаллу металла. При этом валентные электроны способны перемещаться в объеме кристалла. Образованную подобным образом химическую связь называют металлической связью, а совокупность «свободных» электронов в металле — электронным газом. Металлическая связь характерна для металлов и их сплавов. Способность валентных электронов перемещаться по всему кристаллу металла является причиной тепло- и электропроводности металлов.
Что такое множественные связи
Как уже отмечалось, ковалентная связь образуется при совместном использовании атомами как минимум одной электронной пары. Что касается водорода и других двухатомных молекул, то в них совместно используется только одна пара электронов. Однако во многих соединениях с ковалентной связью совместно используется несколько электронных пар. Рассмотрим пример молекулы, в которой есть несколько общих электронных пар.
Азот (N2) имеет двухатомную молекулу, а его элемент находится в группе VA периодической таблицы, т.е. атом азота содержит пять валентных электронов. (Группы периодической таблицы элементов рассматриваются в главе 4, «Периодическая таблица (не путать с таблицей умножения!)».) Таким образом, для заполнения октета азоту дополнительно нужны еще три валентных электрона.
Атом азота может заполнить внешний энергетический уровень, совместно используя свои три электрона с тремя электронами другого атома азота. Таким образом создаются три пары электронов, которые называются тройной связью. Образование тройной ковалентной связи в молекуле азота показано на рис. 7.3.
Конечно, не следует утверждать, что тройная связь в три раза прочнее одинарной, однако она все же является достаточно сильной. И действительно, тройная связь в молекуле азота — одна из самых сильных среди всех известных связей. Низкая активность азота объясняется большой прочностью его молекул. Кроме того, благодаря тройной связи азот входит в состав многих взрывчатых соединений (таких, например, как тротил и нитрат аммония). Когда в химических реакциях эти соединения распадаются, образуется газ азот (N2) и при этом высвобождается огромное количество энергии.
Молекул солей не существует!
Молекула — это соединение, обладающее ковалентной связью. Хлорид натрия, имеющий ионную связь, называть молекулой технически неграмотно, тем не менее многие химики упускают этот важный момент. Это все равно, что пользоваться на банкете после официального приема не той вилкой. Одни это заметят, другие или не увидят, или просто не станут акцентировать на этом внимание. Однако справедливости ради стоит отметить, что ионное соединение правильно называть формульной единицей.
Другим примером соединения с множественной связью является диоксид углерода (CO2), который получается при взаимодействии углерода с кислородом. Углерод имеет четыре валентных электрона, а кислород — шесть. Таким образом, углерод может совместно использовать по два своих валентных электрона с каждым из двух атомов кислорода, образуя таким образом две двойные связи (рис. 7.4).