Гомеополярний (ковалентний) зв’язок

При з’єднанні один з одним однакових атомів або атомів, що володіють близьким за своїм значенням спорідненістю до електрону, між ними утворюється гомеополярной, або ковалентний, зв’язок. Останній термін в даний час вживається частіше. Питання про відмінність ковалентних зв’язків від іонних можна вирішити, користуючись кількома критеріями. Важливим критерієм є полярність зв’язку, тобто наявність постійного ді- польного моменту.

Дипольний момент гомеополярной зв’язків у величезному біль шинстве випадків не перевищує 1,0 D а для гомеополярной зв’язків між однаковими атомами він близький або дорівнює нулю. Іонна зв’язок, навпаки, володіє дуже великий полярністю, так як результуючі позитивний і негативний заряди зосереджені в центрах іонів і перебувають на порівняно великій відстані один від одного. Дипольний момент іонної зв’язку дорівнює приблизно 9-12 D так як заряд електрона дорівнює 4,8 • 10-10 електростатичних одиниць, а довжина іонної зв’язку становить 2-3 A. Досвідчені дані відповідають цій величині (для КСl – 8 D для КВr – 9,07 D для CsJ – 10,2 D).

Одним з найбільш характерних і важливих властивостей кова – лентний зв’язку, на відміну від іонного зв’язку, є її незмінна просторова спрямованість. Так, в ковалентно побудованих симетричних молекулах СН4, ССl4, С (СН3) 4 кут між напрямками зв’язків дорівнює 109 °28’. Ковалентні зв’язки кисню, сірки, азоту, фосфору, миш’яку та деяких інших елементів також мають певний напрямок у просторі.

Іонні з’єднання схильні утворювати іонні кристалічні решітки, будова яких визначається розмірами іонів, величиною сил відштовхування та іншими факторами. Характерною особливістю таких грат є те, що зв’язку іона з кожним з найближчих сусідів однаково міцні. Гомеополярной з’єднання дають у твердому стані молекулярні кристалічні решітки, побудовані з окремих молекул, утримуваних в кристалі невеликими ван -дер – ваальсовимі силами. Наявність у вузлах решітки молекул як дискретних одиниць пояснюється властивим нековалентним зв’язках властивістю насичуваності, тобто тим, що ковалентно пов’язані атоми однієї молекули вже не можуть додатково зв’язуватися з атомами іншої молекули.

Відмінності в будові іонних і молекулярних решіток зовні виявляються в різних фізичних властивостях твердих іонних і твердих ковалентних сполук. Так, енергії сублімації іонних сполук (перехід з твердого стану в газоподібний) зазвичай великі, наприклад 50-60 ккал / моль для солей типу NaCl. Енергія сублімації кристалічних ковалентних сполук менше (приблизно 10 ккал / моль). Іонні сполуки мають високі точки плавлення, в той час як нескладні ковалентні сполуки (Н2, Cl2, CH4, SiH4, CF4, SiF4) при звичайних умовах – газоподібні речовини. Відмінності іонних з’єднань від ковалентних певною мірою виявляються також при розчиненні їх у воді. Водні розчини іонних сполук здатні проводити електричний струм внаслідок наявності в таких розчинах вільних (точніше – гідратований -них) іонів. Ковалентні з’єднання найчастіше зовсім нерозчинні у воді. Якщо ж вони розчиняються у воді, то їх розчини не містять іонів, а тому не проводять електричного струму. Слід, утім, застосовувати цей критерій з обережністю. Так, наприклад, молекула хлористого водню, побудована ко- валентно, розпадається у воді на іони внаслідок величезного спорідненості води до протона (180 ккал / моль); тут відбувається вже не просте розчинення, а хімічна реакція, то для ковалентно побудованих з’єднань вдається одержати гарне збіг обчисленої енергії зв’язку з експериментальною. Так, наприклад, для молекул BrCl, JCl, JBr, NaK обчислені енергії зв’язку (у ккал) становлять 51, 46, 40 і 14,5, а певні експериментальним шляхом – відповідно 52, 49, 42 і 14,5. Різке ж розбіжність величини обчисленої таким чином енергії з знайденої дослідним шляхом вказує на те, що ми маємо справу не з ковалентним, а з іонним зв’язком. Так, для молекули NaCl обчислена енергія становить 37 ккал, а знайдена експериментально 98 ккал.

Як і у всякій класифікації взагалі, при діленні хімічних зв’язків на іонні та ковалентні виявляється, що є ряд випадків проміжних форм зв’язку між іонної і ковалентного. Тому доцільно підрозділити ковалентні зв’язку на полярні (з дипольним моментом ? = 1-2 D) і Гомі- полярні (? ? 0). Однак якісні відмінності електронної будови типово іонних і типово ковалентних зв’язків, а також деякі типові відмінності у властивостях іонно і ковалентно побудованих сполук є підтвердженням правильності та законності такої класифікації.

Посилання на основну публікацію