Известно, что неметаллы также реагируют друг с другом. Как же они — атомы элементов с одинаковыми или близкими свойствами — образуют молекулу?

Рассмотрим, например, образование молекулы водородаimage119где рассуждения об электрическом притяжении, казалось бы, явно неприменимы. Образование устойчивой электронной конфигурации в данном случае происходит путем обобществления электронов. Такое объяснение образования химической связи за счет взаимодействия электронов впервые было предложено американским физико-химиком Дж. Льюисом. Согласно Льюису, каждый из двух атомов, вступающих в химическую связь, предоставляет в общее владение по одному электрону так, что пара электронов принадлежит одновременно двум атомам. При этом атомы стремятся достроить свои электронные оболочки до конфигурации инертного газа.

Если учесть, что электроны атомов водорода, участвующих в образовании химических связей, находятся на 1 s-орбиталях, то образование химической связи в молекуле водорода происходит в результате перекрывания электронных облаков, принадлежащих к различным атомам водорода.

Представим себе, что мы имеем два отдельных изолированных атома водородаimage120При сближении этих атомов между собой силы электростатического взаимодействия — силы притяжения электрона атомаimage121 ядром атомаimage122и соответственно электрона атомаimage123 ядром атома Н' — будут возрастать: атомы начнут притягиваться друг к другу. Однако одновременно будут возрастать и силы отталкивания между одноименно заряженными ядрами атомов и между электронами этих атомов. Это приведет к тому, что атомы смогут сблизиться между собой настолько, что силы притяжения полностью будут уравновешены силами отталкивания. Расчет этого расстояния (длины ковалентной связи) показывает, что атомы сблизятся между собой настолько, что электронные облака, участвующие в образовании связи, начнут перекрываться между собой. Это, в свою очередь, поведет к тому, что электрон, двигавшийся ранее в поле притяжения только одного ядра, получит возможность перемещаться и в поле притяжения другого ядра. Таким образом, в какой-то момент времени то вокруг одного, то вокруг другого атома будет возникать заполненная оболочка инертного газа (естественно, что такой процесс может происходить с электронами, обладающими различными спинами). При этом возникает общая пара электронов, одновременно «обслуживающих» оба атома.

«Перекрытая» область между ядрами имеет повышенную электронную плотность (создается как бы избыток отрицательного электричества), которая уменьшает отталкивание между ядрами и способствует образованию ковалентной связи.

Таким образом, связь, осуществляемая за счет образования электронных пар, в одинаковой мере принадлежащих обоим атомам, называется ковалентной.

Следует подчеркнуть, что орбитали сами по себе, вообще говоря, не имеют тенденции к взаимному перекрыванию. Их перекрывание является не причиной, а следствием возникновения химической связи. Поэтому мы не случайно в начале настоящего параграфа, говоря об образовании молекулы Н2, употребляем слова: «казалось бы», рассуждения об электрическом притяжении неприменимы. Применимы! Более того, причина образования любой связи — и ковалентной также— обусловлена электрическими взаимодействиями частиц (см. § 6).

Ковалентный тип связи наблюдается в молекулах, образованных атомами элементов с одинаковыми ли близкими химическими свойствами (например,image124 image125 и т. д.). Однако в зависимости от свойств атомов, входящих в молекулы, различают две разновидности ковалентной связи: полярную и неполярную. Примером молекулы с полярной связью может служить молекула НС1. При образовании молекулы хлористого водорода из водорода и хлора связь образуется также за счет общей пары электронов. Однако эта пара будет в большей мере принадлежать атому хлора, нежели атому водорода, потому что неметаллические свойства у хлора выражены гораздо сильнее, чем у водорода. Поэтому электронная пара будет несколько смещена к атому хлора. Вследствие этого атом хлора частично зарядится отрицательно, а атом водорода — положительно.

Полярную связь можно рассматривать как нечто промежуточное между «чисто» ионной и «чисто» ковалентной. Поведение связанных электронной парой атомов сильно зависит от степени полярности (степени смещения электронов) этой связи. Например, в определенных условиях полярная связь может перейти в ионную, т. е. пара электронов настолько будет смещена к одному из атомов, что в итоге перейдет к нему полностью. Так, хлористый водород, будучи растворен в воде, диссоциирует на ионы. У молекул с полярной связью центры положительных и отрицательных зарядов не совпадают.

Степень полярности связи характеризуется длиной диполя—расстоянием между электрическими центрами тяжести.

Величина полярности молекулы количественно описывается значением дипольного момента. Дипольный момент — произведение длины диполя, т. е. расстояния .между полюсами в молекуле, на величину заряда электрона е. Примерная величина дипольного момента определяется величиной е — зарядом электронаimage126 эл. ст. ед.) и величинойimage127— расстоянием между атомами (обычно такие расстояния составляют величину порядкаimage128см), т. е. составляет величину порядкаimage129

вл. ст. ед. • см. Поэтому за единицу измерения дипольного момента и приняли величину, равнуюimage130эл. ст. ед,- см, и назвали дебаем (D).

Приведем примеры дипольных моментов (в дебаях); для некоторых веществ:

image139

Чем больше дипольный момент, тем сильнее выражена полярность. Молекулы, дипольный момент которых равен нулю, называются неполярными. Такими молекулами являютсяimage131и т,д.

Если в состав молекулы входят не два, а большее число атомов, то связь между ними может быть различной, например между одними парами атомов связь может быть ковалентной"» тип я между другими — ионного типа. Так, в молекулеimage132связь между атомами азота

и кислорода близка1 к ковалентному типу, вто время как связь между атомами калия и группойimage133близка к ионному типу. Что это действительно так, следует из диссоциацииimage134в растворе на ионыimage135Известно, что силы, вызывающие электролитическую диссоциацию, действуют лишь на ионы и полярные связи, имеющиеся в молекуле, именно поэтому не наблюдается диссоциации группыimage136а также таких молекул, как image137 и т. п.

Валентность элементов, проявляющаяся в ковалентных соединениях и простых веществах, часто называют - ковалентностью. Ковалентность атома равна числу электронов, затраченных им на образование электронных пар с электронами других атомов. Сколько электронов затрачено атомами на образование электронных пар, столько пар и образовалось. Поэтому ковалентность атома измеряется количеством электронных пар, связывающих его с другими атомами. Так, в молекуле метанаimage138каждый атом водорода связан с атомом углерода лишь одной электронной парой; валентность водорода в метане равна 1. А атом углерода связан с присоединенными к нему атомами водорода четырьмя электронными парами; ковалентность углерода в метане равна 4.

Выше мы только что разобрали, что истинно ковалентная связь образуется только между одинаковыми г атомами. Если же ковалентная связь образована разными атомами, то вследствие разных размеров атома, различия в их «электроотрицательности» общая электронная пара может быть несколько смещена в сторону одного из атомов, и связь может приобретать полярный характер. В соединениях с полярными связями положительный конец диполя смещен в сторону того элемента, от которого оттянуты электроны, а отрицательный — в сторону того, к которому смещены электроны.

Для полярных соединений также часто используют понятие степени окисления (электровалентностп), условно считая, что такие соединения состоят только из ионов (см. § 2). Так, в галогеноводородах и воде водород имеет формально положительную валентность, равную 1+, галогены — формально отрицательную валентность 1~, кислород — отрицательную валентность 2-, как это обозначено в формулахimage140

Мы уже знаем, что понятие электровалентности (степени окисления) было введено в предположении о полном смещении пар электронов к тому или другому атому (показывая при этом заряд ионов, образующих ионное соединение). Поэтому следует помнить, что в полярных соединениях степень окисления означает число электронов, лишь смещенных от данного атома к атому, связанному с ним.

Совсем формальным понятием степень окисления становится, когда оно используется при рассмотрении ковалентного соединения. Напоминаем еще раз, что степень окисления — это условный заряд атома в молекуле, вычисленный, исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов. Ясно, что в действительности никаких ионов в ковалентных соединениях нет.

Различие между понятием степени окисления и валентности в ковалентных соединениях особенно наглядно можно проиллюстрировать на хлорпроизводных соединениях метана: валентность углерода везде равна четырем, а степень окисления его (считая степени окисления водорода 1+ и хлора — 1~ во всех соединениях) в каждом соединении разная:image141 image142

Таким образом, мы должны всегда помнить, что степень окисления — условное, формальное понятие и чаще всего не характеризует реальное валентное состояние атома в молекуле.

Однако мы не должны полностью отказаться от понятия степени окисления, учитывая его широкое применение в химической литературе. Особенно широко оно используется при описании окислительно-восстановительных реакций.