§ 12. Ковалентная связь бывает полярной

Определения и обозначения

Ковалентная связь — связь между атомами, возникающая благодаря общей электронной паре. Электроны этой пары притягиваются ядрами обоих атомов, поэтому атомы удерживаются рядом. Такая связь позволяет атомам объединяться в молекулы и устойчивые группы.

Электроотрицательность — способность атома притягивать к себе общие электронные пары. У разных атомов она различается: одни сильнее притягивают электроны, другие — слабее. Сравнение электроотрицательностей помогает понять, как распределена электронная пара в связи.

Полярная ковалентная связь — связь, в которой общая электронная пара смещена к одному из атомов. Пара всё ещё принадлежит обоим атомам, но электронная плотность распределена неравномерно. Поэтому один конец связи отличается по заряду от другого.

Частичные заряды δ− и δ+ — условные обозначения небольшого отрицательного и положительного зарядов атомов в полярной связи. Знак δ− ставят у атома, к которому смещена пара, а δ+ — у второго. Буква δ напоминает, что это не целые заряды ионов.

Как это устроено

Когда атомы сближаются, их электронные облака перекрываются, и электроны могут образовать общую пару. Она находится между ядрами и притягивается к каждому из них, благодаря чему атомы остаются связанными. При этом пара не становится отдельной собственностью одного атома: ковалентная связь предполагает её общность. Однако общая не означает обязательно поровну распределённую.

У атомов разных элементов неодинаковая электроотрицательность, поэтому они притягивают общую пару с разной силой. Более электроотрицательный атом сильнее воздействует на электроны и притягивает их ближе к себе. Из-за этого электронная плотность в связи становится неравномерной. Чем заметнее различие электроотрицательностей, тем сильнее может быть такое смещение.

Смещение электронной плотности меняет распределение электрического заряда в связи. У атома, возле которого оказывается больше электронной плотности, появляется небольшой избыток отрицательного заряда, обозначаемый δ−. У второго атома возникает небольшой частичный положительный заряд δ+. Это не отдельные ионы: электроны не перешли полностью от одного атома к другому, а связь остаётся ковалентной и в целом нейтральной.

В связи H—Cl хлор притягивает общую пару сильнее водорода, поэтому её смещение показывают в сторону хлора. Обозначение полюсов записывают так: Hδ+—Clδ−. Для сравнения, в связи H—H атомы одинаковы и притягивают пару одинаково, поэтому она распределена равномерно и частичные полюса не возникают. Это пример неполярной ковалентной связи.

Полярность отдельной связи показывает, насколько неравномерно распределена электронная пара между двумя связанными атомами. Но по одной связи нельзя автоматически судить о полярности всей молекулы. У молекулы может быть несколько полярных связей, и их влияние зависит от взаимного расположения. Если эти влияния компенсируются, молекула может оказаться неполярной.

Сравнение полярной и неполярной ковалентных связей

Сначала посмотрите, одинаковы ли атомы и различается ли их способность притягивать электроны. Затем определите, равномерно ли распределена общая пара и появляются ли частичные заряды. Таблица сравнивает именно отдельные связи, а не полярность молекул целиком.

Разбор задач

Задача 1. Определите, полярна ли связь H—H, и объясните ответ.

1. В записи H—H указаны два атома одного и того же элемента — водорода. Поэтому их электроотрицательности одинаковы. Ни один атом не притягивает общую электронную пару сильнее другого.
2. Общая пара распределена между атомами равномерно. Смещения электронной плотности к одному из концов связи нет, поэтому частичные заряды δ+ и δ− не обозначают.
3. Если атомы притягивают общую пару одинаково, ковалентная связь неполярна. Здесь выполняется именно это условие, так как связаны одинаковые атомы.

Ответ: связь H—H неполярная; электронная пара распределена равномерно.

Задача 2. Для связи H—Cl укажите, к какому атому смещена общая электронная пара, и обозначьте частичные заряды.

1. Сравним атомы, образующие связь. Хлор электроотрицательнее водорода, то есть сильнее притягивает общую электронную пару.
2. Поэтому электронная плотность смещена от водорода к хлору. Пара не переходит целиком: она по-прежнему общая для двух атомов, и связь остаётся ковалентной.
3. У хлора ставим δ−, поскольку к нему смещена электронная плотность. У водорода ставим δ+, поскольку его сторона связи становится относительно более положительной.

Ответ: пара смещена к хлору; связь обозначается Hδ+—Clδ−.

Задача 3. Сравните связи H—F и H—Cl: определите направление смещения общей пары в каждой и укажите, в какой связи смещение сильнее.

1. В обеих связях водород соединён с более электроотрицательным атомом. Фтор притягивает электронную пару сильнее водорода, и хлор тоже притягивает её сильнее водорода.
2. Значит, в H—F пара смещена к фтору, а в H—Cl — к хлору. Частичные заряды в каждой связи обозначаются по одному правилу: у водорода δ+, у второго атома δ−.
3. Фтор электроотрицательнее хлора, поэтому различие в способности притягивать пару сильнее для связи H—F. Сравнивая связи, мы сравниваем направление и степень смещения, а не считаем атомы обладателями целых зарядов.

Ответ: в H—F пара смещена к фтору, в H—Cl — к хлору; сильнее смещение в H—F.

Типичные ошибки

Иногда считают, что общая пара полностью переходит к более электроотрицательному атому. Такую мысль легко принять, потому что электронная плотность действительно смещается в его сторону. Но при ковалентной связи пара остаётся общей, а при полном переходе электронов говорят об образовании ионов. Проверьте себя: если пара не перестала быть общей, связь не стала ионной.

Другая ошибка — приписывать атомам в полярной связи целые заряды, как у ионов. Это происходит из-за того, что на схеме стоят знаки «плюс» и «минус». Знаки δ+ и δ− означают лишь частичные заряды, а не заряд +1 или −1. Уточняйте, есть ли перед знаком символ δ: он показывает, что заряд неполный.

Можно поставить δ− у менее электроотрицательного атома, если перепутать направление смещения пары. Причина ошибки — попытка определить знак по месту атома в записи, а не по притяжению электронов. Сначала найдите более электроотрицательный атом, затем направьте к нему смещение и поставьте возле него δ−. Второй атом получит обозначение δ+.

Наконец, полярность связи иногда принимают за доказательство полярности всей молекулы. Это не всегда верно: несколько связей могут быть расположены так, что их влияние взаимно компенсируется. Ошибка возникает, когда рассматривают связи отдельно и не учитывают строение молекулы. Проверяйте, спрашивают ли о конкретной связи или о молекуле целиком.

Связь с другими темами

Чтобы понять полярную связь, нужно знать строение атома, валентные электроны и то, как при ковалентной связи образуются общие электронные пары. Тема опирается на понятие электроотрицательности: сравнение этой величины помогает объяснить различие ковалентной и ионной связи. Позже полярность пригодится при изучении строения молекул и межмолекулярных взаимодействий. Она также помогает объяснять свойства веществ.

Что запомнить

• Ковалентная связь образуется за счёт общей электронной пары.
• При одинаковой электроотрицательности атомов общая пара распределена равномерно.
• В полярной связи общая пара смещена к более электроотрицательному атому.
• У более электроотрицательного атома возникает частичный заряд δ−, у другого — δ+.
• Частичные заряды не равны целым зарядам ионов.
• Полярность связи и полярность молекулы — не одно и то же.