1. Ковалентная связь

Слово "ковалентная" буквально означает "объединённая".

Ковалентная связь является наиболее универсальным типом химической связи. Она осуществляется в подавляющем большинстве веществ.

Химическая связь, осуществляемая за счёт одной или не­скольких электронных пар, сильно взаимодействующих с ядрами обоих соединяемых атомов, называется ковалентной связью.

Идея об образовании химической связи с помощью пары электронов, принадлежащих обоим соединяемым атомам, была высказана в 1916 г. американским учёным Дж. Льюисом.

Ковалентная связь образуется между атомами элементов, электроотрицательности которых одинаковы или различаются на небольшую величину. Например, связь в молекулах H₂, F₂, HF, СН₄, С₂Н₄, СО₂, H₂S, H₂O, SO₂, NН₃, S₈, C₂H₂ или в кристаллах алмаза, кремния, карбида кремния SiC.

1.1. Молекулярные орбитали1

При образовании ковалентной связи за счёт слияния электронных облаков - атомных орбиталей (АО) взаимодействующих атомов возникает единая молекулярная орбиталь (МО). Отличие молекулярной орбитали от атомной орбитали заключается в том, что молекулярная орбиталь охватывает ядра обоих соеди­няемых атомов. Как и на атомной орбитали, на молекулярной орбитали (согласно принципу Паули) может находиться 1 электрон или 2 электрона с противоположными спи­нами (↑↓). В ковалентной свя­зи электронная плотность между ядрами соединяемых атомов значительна, что является следствием сильного взаимодействия общей электронной пары с ядрами обоих атомов.

В зависимости от характера распределения электронной плот­ности в молекуле различают σ- и π- орбитали.

Молекулярная орбиталь, в которой максимальная электрон­ная плотность сосредоточена на прямой, соединяющей ядра атомов, называется σ-молекулярной орбиталью, (σ-МО).

σ-Молекулярная орбиталь образуется при слия­нии двух s-атомных орбиталей (молекула H₂), s- и р-орбиталей (молекула HF) или двух р-орбиталей, которые перекрываются по оси симметрии (молекула F₂). Если ковалентная связь возникает с участием гибридных атомных орбиталей (связи С–Н и С–С в молекуле этана CH₃–CH₃), то также образуется σ-молекулярная орбиталь.

Ковалентную связь, при которой движение общей электронной пары осуществляется в границах σ-молекулярной орбиталью, называют σ-связью.

Между двумя атомами в моле­куле может быть только одна σ-связь.

Варианты перекрывания электронных облаков атомных орбиталей, приводящие к образованию σ-связи, таковы:

Молекулярная орбиталь, возникающая в результате бокового перекрывания р-орбиталей взаимодействующих атомов, так что её максимальная электронная плотность сосредоточена вне прямой(плоскости, перпендикулярной оси) соединяющей ядра этих атомов, называется π-молекулярной орбиталью, (π-МО).

Ковалентную связь, при кото­рой движение общей электронной пары осуществляется в границах π-молеклярной орбитали, называют π-связью.

Варианты образования π-связей следующие:

	p, p	p, d	d, d
Способ перекрывания

Рис.3

Таким образом, s-орбитали участвуют в образовании только σ-связи; р-орбитали - σ- и π-связей; d-орбитали могут участвовать в образовании σ -, π-, δ-связей.

Образование π-связи между двумя атомами происходит в том случае, если эти атомы уже соединены σ-связью.

Например, в молекуле этилена H₂C=CH₂ (рис. 4):

Рис. 4. «Образование π–молекулярной орбитали в молекуле этилена».

Между двумя атомами в молекуле совместно с σ-связью могут быть одна или две π-связи:

>С=С< , >С=О , -N=N-, -С≡С-, -C≡N, N≡N

Реакционная способность π-связи всегда больше, чем σ-связи, так как общая электронная пара, находящаяся на π-молекулярной орбитали, из-за большого удаления от ядер соединяемых атомов слабее взаимодействует с ними, чем в случае δ-молекулярной орбитали.

Между σ- и π-связями имеется существенное различие. Оно заключается в том, что вокруг σ-связи возможно практически свободное осевое вращение (рис. 5а). Напротив, вращение вокруг π-связи невозможно, так как каждая π-связь имеет две области перекрывания, и осевое вращение привело бы к исчезновению перекрывания и, следовательно, π-связи (рис. 5б).

Рис. 5. Свободное вращение вокруг оси одинарной σ-связи в

молекуле этана (а) и невозможность вращения вокруг оси двойной

π-связи в молекуле этилена (б)

Если d-электронные облака, расположенные в параллельных плоскостях, перекрываются всеми четырьмя лепестками, то связь называется δ-d-связью.