§ 14. Ковалентная полярная связь

Определения и обозначения

Ковалентная связь — химическая связь, образованная общей электронной парой двух атомов. Эта пара принадлежит обоим атомам и удерживает их рядом благодаря притяжению электронов к ядрам. Понятие помогает понять, как устроены молекулы многих неметаллических веществ.

Ковалентная неполярная связь — связь, в которой общая электронная пара распределена между атомами примерно поровну. Обычно так происходит, если соединены одинаковые атомы или атомы с близкой электроотрицательностью. Это определение позволяет отличить равномерное распределение электронной плотности от смещённого.

Ковалентная полярная связь — связь, в которой общая электронная пара смещена к одному из атомов. Она остаётся общей, но один атом притягивает её сильнее другого. Такое определение нужно, чтобы описывать неравномерное распределение электронов в молекуле.

Электроотрицательность — способность атома притягивать к себе общую электронную пару. Сравнение электроотрицательностей показывает, какой атом сильнее притягивает электроны и куда сместится пара. Для обозначения частичного отрицательного заряда используют δ−, а частичного положительного — δ+.

Как это устроено

Когда атомы сближаются, их электронные оболочки взаимодействуют. Если неспаренные электроны атомов образуют общую пару, она притягивается к ядрам обоих атомов и помогает удерживать их вместе. Так возникает ковалентная связь: атомам выгодно совместно использовать пару, а не рассматривать её как принадлежащую только одному из них.

У атомов разных элементов способность притягивать электроны часто неодинакова. Её характеризует электроотрицательность: более электроотрицательный атом сильнее притягивает общую пару. Поэтому электронная плотность смещается к нему, а возле второго атома её становится меньше. Чем заметнее различие электроотрицательностей, тем сильнее смещение.

Электронную формулу показывают точками: общую пару располагают между символами атомов, а её смещение можно подчеркнуть, поместив пару ближе к более электроотрицательному атому. В структурной формуле общую пару заменяют чертой, например H–Cl. Частичные заряды записывают над атомами: Hδ+–Clδ−, чтобы указать, где электронная плотность выше.

Смещение общей пары не означает полного перехода электрона. Электроны по-прежнему участвуют в связи обоих атомов, но проводят больше времени около более электроотрицательного атома. Поэтому на атомах появляются не полные заряды ионов, а частичные: δ− у атома с избытком электронной плотности и δ+ у атома, от которого она сместилась.

Чтобы определить тип связи, сначала выясняют, какие атомы соединены, а затем сравнивают их электроотрицательности. У одинаковых атомов различия нет, поэтому связь неполярная; при различии электроотрицательностей общая пара смещается и связь полярная. Для школьных задач обычно достаточно установить, одинаковы ли атомы и какой из них электроотрицательнее; при сравнении полярности нескольких связей учитывают величину разности электроотрицательностей.

Сравнение ковалентных связей

Сначала проверьте, одинаковы ли атомы в связи, а затем оцените различие их электроотрицательностей. По смещению пары можно определить, где ставить δ− и δ+. Таблица сравнивает именно типы связей, а не полярность молекул целиком.

Разбор задач

Задача 1. Определите тип химической связи в молекулах H₂, Cl₂ и HCl. Нужно сравнить электроотрицательности атомов каждой связи: это покажет, распределяется ли общая пара равномерно.

1. В H₂ соединены два одинаковых атома водорода, значит, они одинаково притягивают пару.
2. В Cl₂ соединены два одинаковых атома хлора, поэтому электронная пара тоже распределяется почти поровну.
3. В HCl атомы разные; хлор электроотрицательнее водорода и сильнее притягивает общую пару.

Ответ: в H₂ и Cl₂ связь ковалентная неполярная, в HCl — ковалентная полярная.

Задача 2. Покажите образование молекулы HCl электронной и структурной формулами и обозначьте частичные заряды атомов. Пара электронов становится общей, однако хлор притягивает её сильнее водорода. Поэтому на хлоре отмечают δ−, а на водороде — δ+.

1. У водорода один валентный электрон, у хлора семь; для внешнего уровня хлору не хватает одного электрона.
2. Атомы образуют одну общую пару: электронную формулу можно представить как H:Cl, где у хлора также остаются три неподелённые пары.
3. В структурной формуле общую пару обозначают чертой, а смещение показывают зарядами: Hδ+–Clδ−.

Ответ: электронная запись H:Cl, структурная — Hδ+–Clδ−; частичный отрицательный заряд находится на хлоре.

Задача 3. Расположите связи H–F, H–Cl и H–Br по возрастанию их полярности. Чем сильнее различаются электроотрицательности атомов, тем заметнее смещается общая пара. У водорода значения одинаковы во всех трёх сравнениях, поэтому сопоставляем электроотрицательности галогенов.

1. Фтор, хлор и бром электроотрицательнее водорода, значит, во всех трёх связях пара смещена от H к галогену.
2. Сравниваем разности электроотрицательностей: для H–Br она меньше, чем для H–Cl, а для H–F — наибольшая.
3. Располагаем связи от наименьшей разности электроотрицательностей к наибольшей.

Ответ: H–Br, H–Cl, H–F.

Типичные ошибки

Ошибка — считать любую связь между разными неметаллами ионной. Так думают, потому что в обоих случаях электроны распределены неравномерно. Проверьте, остаётся ли электронная пара общей: при ковалентной полярной связи она смещена, а не передана полностью.

Ошибка — ставить δ− у менее электроотрицательного атома. Это случается, если забыть, что отрицательный частичный заряд связан с избытком электронной плотности. Сравните электроотрицательности: к более электроотрицательному атому смещена пара, и именно у него ставят δ−.

Ошибка — считать полярность связи и полярность молекулы одним и тем же. Полярная связь есть в молекуле, но её геометрия может быть симметричной, и эффекты связей компенсируются. Для проверки нужно учитывать не только связи, но и расположение атомов в молекуле.

Ошибка — изображать частичные заряды как полные заряды ионов. Знаки δ+ и δ− показывают лишь неполное смещение электронной плотности, а не передачу электрона. Проверьте запись: для полярной ковалентной связи используют δ, тогда как полный заряд обозначают без него.

Связь с другими темами

Чтобы понять полярную связь, нужно знать строение атома и валентные электроны: именно они участвуют в образовании общей пары. Также пригодится понятие электроотрицательности, позволяющее предсказать направление смещения. Эти знания помогают разбирать строение молекул и отличать виды химической связи.

Представление о полярности связей используют при изучении полярности молекул и растворимости веществ. Оно помогает объяснять, почему вещества взаимодействуют и смешиваются по-разному. В дальнейшем те же идеи понадобятся при разборе физических свойств веществ, водородной связи и химических реакций.

Что запомнить

• Ковалентная связь образуется общей электронной парой.
• Полярная ковалентная связь возникает между атомами с разной электроотрицательностью.
• Общая электронная пара смещается к более электроотрицательному атому.
• У более электроотрицательного атома возникает частичный заряд δ−, у другого — δ+.
• Чем больше разность электроотрицательностей, тем сильнее поляризация связи.
• Полярность отдельной связи и полярность всей молекулы — не одно и то же.