"Химия", Савинкина Е.В., Логинова Г.П.; под ред. Вахрушева А.А.
Ковалентная связь возникает, когда орбитали атомов перекрываются и между ядрами возрастает электронная плотность, помогающая удерживать атомы вместе. Форма орбиталей и их взаимное расположение определяют, насколько эффективно они взаимодействуют. При перекрывании вдоль линии между ядрами образуется σ-связь, а при боковом перекрывании p-орбиталей — π-связь. Эти представления объясняют строение одинарных, двойных и тройных связей.
Текст подготовлен нейронной сетью по теме параграфа и не заменяет учебник — важные факты и формулировки сверяйте с ним.
Атомная орбиталь — область пространства около ядра, где наиболее вероятно нахождение электрона. Орбитали имеют разную форму, и она влияет на то, как атомы могут сблизиться для образования связи. Поэтому при описании связи учитывают не только число электронов, но и расположение орбиталей.
Перекрывание орбиталей — взаимное проникновение областей пространства, занятых орбиталями взаимодействующих атомов. При таком взаимодействии электроны могут образовать общую электронную плотность между ядрами. Это понятие объясняет, за счёт чего возникает ковалентная связь и почему для неё важна подходящая ориентация атомов.
σ-связь — ковалентная связь, возникающая при перекрывании орбиталей вдоль линии, соединяющей ядра атомов. Электронная плотность такой связи сосредоточена преимущественно около этой линии. Обозначение σ помогает отличить это расположение от бокового перекрывания.
π-связь — ковалентная связь, возникающая при боковом перекрывании орбиталей. Электронная плотность располагается по обе стороны от линии между ядрами, а не вдоль неё. Это обозначение важно, чтобы описывать состав двойных и тройных связей.
Когда атомы сближаются, их орбитали начинают взаимодействовать и могут перекрываться. Если в этих орбиталях находятся неспаренные электроны, они участвуют в создании общей электронной плотности. Её расположение между ядрами важно потому, что ядра притягиваются к этой области, и такое притяжение помогает удерживать атомы вместе. Поэтому перекрывание связано не с простым контактом орбиталей, а с изменением распределения электронов.
Эффективность взаимодействия зависит от формы орбиталей и от того, как они направлены относительно друг друга. При подходящей ориентации области могут перекрываться заметнее, а при неподходящей — взаимодействовать слабее. Значит, атомы должны сблизиться так, чтобы их орбитали располагались друг относительно друга подходящим образом. Именно этим объясняется, почему одной лишь близости атомов недостаточно для описания ковалентной связи.
Если перекрывание происходит вдоль линии между ядрами, формируется σ-связь. Такое расположение возможно при взаимодействии орбиталей разной формы, если они направлены друг к другу по этой линии. В молекуле H₂ перекрываются две s-орбитали атомов водорода, а в HCl — s-орбиталь водорода и p-орбиталь хлора. В обоих случаях перекрывание вдоль линии между ядрами даёт σ-связь.
При боковом перекрывании двух p-орбиталей образуется π-связь. Для такого взаимодействия p-орбитали должны располагаться параллельно друг другу, по разные стороны от линии между ядрами. Области перекрывания оказываются над и под этой линией, поэтому там находится электронная плотность π-связи. Такое строение отличается от σ-связи, у которой перекрывание направлено вдоль линии между ядрами.
В двойной связи одна пара орбиталей перекрывается вдоль линии между ядрами, образуя σ-связь, а p-орбитали перекрываются сбоку, образуя π-связь. Для тройной связи к одной σ-связи добавляются две π-связи. Такое сочетание возникает потому, что перекрывания разных направлений и типов орбиталей не являются одинаковыми. Поэтому кратную связь нельзя представить просто как несколько σ-связей.
| Признак | Перекрывание вдоль линии между ядрами | Боковое перекрывание |
|---|---|---|
| Обозначение связи | σ-связь | π-связь |
| Расположение электронной плотности | Вдоль линии между ядрами | По обе стороны от линии между ядрами |
| Взаимное расположение орбиталей | Орбитали перекрываются вдоль линии между ядрами | Параллельные p-орбитали перекрываются сбоку |
| Связи в одинарной, двойной и тройной связи | Одна σ-связь есть в одинарной, двойной и тройной связи | В одинарной отсутствует; в двойной одна π-связь, в тройной две |
| Пример молекулы | H₂, HCl | Этен, C₂H₄ |
Сначала найдите, в каком направлении перекрываются орбитали: вдоль линии между ядрами или сбоку. Затем сопоставьте это направление с обозначением σ- или π-связи. В строке о кратных связях таблица помогает проверить, из каких видов связей состоит каждая из них.
Ответ: в молекуле H₂ две s-орбитали перекрываются вдоль линии между ядрами, образуя одну σ-связь.
Ответ: в молекуле HCl s-орбиталь водорода перекрывается с p-орбиталью хлора, образуя σ-связь.
Ответ: двойная связь C=C в этене состоит из одной σ-связи и одной π-связи, возникших при перекрываниях разных направлений.
Ошибка: считать, что при образовании связи орбитали только соприкасаются. Так можно подумать, представляя орбитали как твёрдые оболочки, но орбиталь описывает область вероятного нахождения электрона. Связь связана с перекрыванием областей и изменением электронной плотности. Проверка: спросите себя, где оказывается общая электронная плотность и как она помогает удерживать ядра.
Ошибка: называть любую ковалентную связь σ-связью. Так происходит, если запомнить только знакомые одинарные связи и не учесть устройство кратных. В двойной и тройной связях есть также π-связи. Проверка: если связь кратная, посчитайте отдельно σ- и π-составляющие.
Ошибка: путать направления перекрывания для σ- и π-связей. Это легко сделать, если ориентироваться только на названия, а не на расположение электронной плотности. Вдоль линии между ядрами возникает σ-связь, при боковом перекрывании p-орбиталей — π-связь. Проверка: нарисуйте линию между ядрами и определите, где относительно неё перекрываются орбитали.
Ошибка: считать двойную связь двумя σ-связями. Такую догадку можно сделать, если воспринимать двойную связь как два одинаковых соединения. Однако одно перекрывание идёт вдоль линии между ядрами, а другое — сбоку между p-орбиталями. Проверка: помните, что двойная связь включает одну σ- и одну π-связь.
Для понимания перекрывания нужны знания о строении атома, электронных оболочках, орбиталях и неспаренных электронах: они подсказывают, какие частицы могут взаимодействовать. Новая тема помогает объяснять строение молекул и различия между одинарными, двойными и тройными ковалентными связями. Позже представления о форме и ориентации орбиталей пригодятся при изучении пространственного строения молекул и связи строения веществ с их свойствами.
Что означает перекрывание атомных орбиталей?
Это взаимное проникновение областей пространства, в которых с высокой вероятностью находятся электроны атомов. При таком взаимодействии электронная плотность может оказаться общей для двух атомов.
Почему перекрывание орбиталей приводит к образованию связи?
При перекрывании неспаренные электроны взаимодействующих атомов образуют общую электронную плотность. Если она сосредоточена между ядрами, то притяжение ядер к ней помогает удерживать атомы вместе.
Чем σ-связь отличается от π-связи?
σ-связь возникает при перекрывании орбиталей вдоль линии между ядрами. π-связь образуется при боковом перекрывании p-орбиталей, поэтому электронная плотность располагается по обе стороны от этой линии.
Почему в двойной связи есть и σ-, и π-связь?
Сначала между атомами образуется σ-связь при перекрывании вдоль линии между ядрами. Второе перекрывание происходит сбоку между p-орбиталями и образует π-связь, поэтому двойная связь состоит из связей двух видов.
Как определить, какие орбитали перекрываются в молекуле?
Нужно узнать, какие орбитали заняты неспаренными электронами, а затем учесть их форму и расположение относительно линии между ядрами. Перекрывание вдоль этой линии даёт σ-связь, боковое перекрывание p-орбиталей — π-связь.
§ 14. Перекрывание орбиталей при образовании ковалентной связи*
