Ковалентная связь: механизмы образования, σ и π-связи

Цели урока

• Различать ковалентную неполярную и полярную связь
• Объяснять обменный и донорно-акцепторный механизмы образования связи
• Определять сигма- и пи-связи в молекулах
• Указывать кратность связи

Зачем это нужно на ЕГЭ

Задание 4 проверяет знание типов химической связи. Вас могут попросить определить вид связи в конкретном веществе, указать число σ- и π-связей в молекуле, объяснить механизм образования связи. Ковалентная связь — самый распространённый тип в химии: она встречается во всех неметаллических соединениях, в молекулах органических веществ и во многих сложных ионах.

Теория

Химическая связь: суть и условия образования

Почему атомы соединяются?

Атомы в обычном состоянии редко существуют поодиночке (кроме инертных газов). Причина образования химической связи — понижение потенциальной энергии системы. Когда два атома сближаются на определённое расстояние, их электронные облака перекрываются, и система переходит в более устойчивое состояние с меньшей энергией. Чтобы разорвать связь, нужно затратить энергию (энергия связи, кДж/моль).

Условия образования химической связи

1. Наличие неспаренных электронов или неподелённых электронных пар у сближающихся атомов.
   Пример: у атома водорода 1 неспаренный электрон → может образовать одну связь ($H_2$, $HCl$).

2. Энергетическая выгода – суммарная энергия образовавшихся атомов (в молекуле) меньше, чем у изолированных атомов.

3. Правило октета (или дублета для водорода) – атомы стремятся приобрести устойчивую 8-электронную оболочку (как у благородных газов), а водород – 2-электронную (как у гелия). Это достигается путём обобществления или полного переноса электронов.

4. Механизмы образования связи:

   • Обменный – каждый атом предоставляет по одному неспаренному электрону ($H\cdot + \cdot H \rightarrow H{:}H$).
   • Донорно-акцепторный – один атом (донор) предоставляет неподелённую пару, другой (акцептор) – свободную орбиталь (например, в ионе $NH_4^+$).

Что даёт знание о химической связи?

Тип связи (ковалентная неполярная / полярная / ионная) определяет свойства вещества: температуру плавления, растворимость, электропроводность. А главное для ЕГЭ – электроотрицательность атомов (следующий раздел) позволяет предсказать, сместится ли общая электронная пара к одному из атомов, и как рассчитать степень окисления.

Кратко: Химическая связь возникает, потому что так система атомов становится устойчивее (энергия понижается). Для этого нужны перекрывание электронных облаков и стремление атомов завершить внешний уровень (8 или 2 электрона).

Природа ковалентной связи

Ковалентная связь возникает за счёт обобществления электронных пар между атомами. В отличие от ионной связи, где происходит полный перенос электронов, в ковалентной связи электроны принадлежат обоим атомам одновременно.

При сближении двух атомов их электронные облака перекрываются. В области перекрывания повышается электронная плотность — атомы оказываются «склеены» этим электронным облаком. Энергия системы понижается, что и обеспечивает устойчивость связи.

Ковалентная неполярная связь

Образуется между одинаковыми атомами неметаллов. Электронная пара расположена симметрично — ни один атом не притягивает её сильнее. Дипольный момент связи равен нулю.

Примеры: $H-H$, $Cl-Cl$, $O=O$, $N≡N$, $F-F$, а также связи $C-C$ в алмазе, графите, алканах.

Характеристики:

• ΔЭО $= 0$
• Электронная плотность распределена равномерно
• Молекулы неполярные

Ковалентная полярная связь

Образуется между разными атомами неметаллов (с умеренной разностью ЭО). Общая электронная пара смещена к более электроотрицательному атому, который приобретает частичный отрицательный заряд $\delta^-$, а менее электроотрицательный — $\delta^+$.

Примеры: $H-Cl$ ($\overset{\delta^+}{H}-\overset{\delta^-}{Cl}$), $H_2O$, $NH_3$, $CO_2$, $HF$, $SO_2$.

Важный нюанс: полярность связи и полярность молекулы — разные вещи. В молекуле $CO_2$ связи $C=O$ полярные, но молекула линейна ($O=C=O$) и дипольные моменты двух связей компенсируют друг друга → молекула неполярная. В молекуле $H_2O$ связи $O-H$ полярные, угол между ними $104,5^\circ$ → дипольные моменты не компенсируются → молекула полярная.

Обменный механизм

Каждый атом предоставляет в общую пару по одному неспаренному электрону. Это основной и наиболее распространённый механизм.

Примеры:

• $H\bullet + \bullet H \rightarrow H{:}H$ ($H_2$) — каждый атом дал по 1 электрону
• $Cl\bullet + \bullet Cl \rightarrow Cl{:}Cl$ ($Cl_2$)
• N (3 неспаренных) + 3H (по 1 неспаренному) $\rightarrow NH_3$ — три обменные связи

Донорно-акцепторный механизм

Один атом (донор) предоставляет готовую неподелённую электронную пару, а другой (акцептор) — свободную (вакантную) орбиталь.

Ключевой пример — ион аммония $NH_4^+$: В молекуле $NH_3$ азот имеет неподелённую пару. При взаимодействии с $H^+$ (который имеет пустую $1s$-орбиталь) азот предоставляет свою пару → образуется четвёртая связь $N-H$. После образования все четыре связи $N-H$ абсолютно равноценны — невозможно отличить, какая была образована донорно-акцепторным путём.

$$NH_3 + H^+ \rightarrow NH_4^+$$

Другие примеры:

• Ион гидроксония $H_3O^+$: $H_2O + H^+ \rightarrow H_3O^+$ (донор — кислород)
• Комплексные ионы: $[Cu(NH_3)_4]^{2+}$ — четыре молекулы $NH_3$ координированы вокруг $Cu^{2+}$ через донорно-акцепторный механизм
• $CO$: $C≡O$ — одна связь образована донорно-акцепторным путём (пара от кислорода)

Сигма (σ) и пи (π) связи

Связи различаются по способу перекрывания орбиталей:

σ-связь (сигма) — образуется при осевом (лобовом) перекрывании орбиталей вдоль линии, соединяющей ядра. Возможно перекрывание $s-s$, $s-p$, $p-p$ (вдоль оси), $s-d$ и других комбинаций. σ-связь прочная, вокруг неё возможно свободное вращение.

π-связь (пи) — образуется при боковом перекрывании $p$-орбиталей. Электронная плотность расположена выше и ниже оси связи. π-связь менее прочная, чем σ, и вращение вокруг неё невозможно (отсюда цис-транс-изомерия).

Правило:

• Одинарная связь = 1 σ-связь
• Двойная связь = 1 σ + 1 π
• Тройная связь = 1 σ + 2 π

Примеры подсчёта:

• $H_2O$ — 2 связи $O-H$ = 2σ, итого 2σ + 0π
• $CO_2$ ($O=C=O$) — 2 двойные связи = 2σ + 2π
• $N_2$ ($N≡N$) — 1 тройная связь = 1σ + 2π
• $C_2H_4$ (этилен): $C=C$ (1σ + 1π) + 4 $C-H$ (4σ) = 5σ + 1π
• $C_2H_2$ (ацетилен): $C≡C$ (1σ + 2π) + 2 $C-H$ (2σ) = 3σ + 2π
• $HCN$: $H-C≡N$ = 1σ ($H-C$) + 1σ + 2π ($C≡N$) = 2σ + 2π

Свойства ковалентной связи

• Длина связи — расстояние между ядрами связанных атомов. Чем выше кратность, тем короче связь: $C-C$ (154 пм) > $C=C$ (134 пм) > $C≡C$ (120 пм).
• Энергия связи — энергия, необходимая для разрыва. Чем выше кратность, тем больше: $C-C$ (348 кДж/моль) < $C=C$ (614) < $C≡C$ (839). Но π-связь отдельно слабее σ.
• Направленность — ковалентная связь имеет определённое направление в пространстве, что определяет геометрию молекул.
• Насыщаемость — атом образует ограниченное число связей (определяется числом валентных орбиталей).

Примеры

Пример 1. Подсчёт σ и π связей

Задача: Сколько σ- и π-связей в молекуле уксусной кислоты $CH_3COOH$?

Решение: Структурная формула: $H_3C-C(=O)-O-H$

• $C-C$: 1σ
• 3 связи $C-H$ (в $CH_3$): 3σ
• $C=O$: 1σ + 1π
• $C-O$: 1σ
• $O-H$: 1σ Итого: 7σ + 1π.

Пример 2. Механизм образования связи

Задача: Объясните образование связей в ионе $BF_4^-$.

Решение: В $BF_3$ бор образует 3 обменные связи с фтором (3 неспаренных электрона бора). У бора остаётся пустая $p$-орбиталь. Фторид-ион $F^-$ имеет неподелённую пару. При взаимодействии $BF_3 + F^- \rightarrow BF_4^-$ образуется четвёртая связь по донорно-акцепторному механизму ($F^-$ — донор, B — акцептор).

Вопросы для самопроверки

1. Почему молекула $CO_2$ неполярна, хотя связи в ней полярные?
2. Сколько σ- и π-связей в молекулах: $C_2H_6$, $C_2H_4$, $C_2H_2$, $HCN$, $SO_3$?
3. Какой механизм образования четвёртой связи в $NH_4^+$? Чем эта связь отличается от остальных трёх после образования иона?
4. Почему π-связь слабее σ-связи?
5. Объясните, почему тройная связь $N≡N$ короче и прочнее двойной $O=O$.

Краткий конспект

• Ковалентная неполярная: между одинаковыми неметаллами ($H_2$, $Cl_2$, $N_2$), ΔЭО $= 0$
• Ковалентная полярная: между разными неметаллами ($HCl$, $H_2O$, $CO_2$), $0 <$ ΔЭО $< 1,7$
• Обменный механизм: каждый атом даёт по 1 электрону
• Донорно-акцепторный: один атом даёт пару, другой — пустую орбиталь ($NH_4^+$, $H_3O^+$, $BF_4^-$)
• σ-связь — осевое перекрывание (прочная, вращение возможно)
• π-связь — боковое перекрывание (менее прочная, вращение невозможно)
• Одинарная = 1σ; двойная = 1σ + 1π; тройная = 1σ + 2π

Что изучать дальше

Переходите к уроку 7 «Ионная, металлическая, водородная связи», чтобы завершить обзор всех типов химической связи. Также тема σ- и π-связей понадобится в органической химии: урок 36 «Теория строения органических соединений (теория Бутлерова)» и урок 37 «Химическая связь в органике: σ и π-связи. Гибридизация».