2. Химическая связь между атомами разных неметаллов

Определения и обозначения

Химическая связь — взаимодействие, удерживающее атомы в составе молекулы или другого вещества. Она возникает благодаря притяжению между частицами и не даёт атомам разойтись. Это понятие нужно, чтобы объяснять состав, строение и свойства веществ.

Ковалентная связь — связь, образованная общей электронной парой двух атомов. Каждый атом предоставляет для неё электрон, а пара принадлежит обоим атомам. Так изображают соединение неметаллов, например связь H–Cl.

Электроотрицательность — способность атома притягивать к себе общую электронную пару. У разных элементов эта способность неодинакова. Сравнение электроотрицательностей позволяет определить направление смещения электронов.

Полярная ковалентная связь — связь между разными неметаллами, при которой общая электронная пара смещена к более электроотрицательному атому. На атомах появляются частичные заряды: δ− и δ+, а не полные заряды ионов. Такой способ обозначения помогает показать полюса связи.

Как это устроено

Атомы разных неметаллов не отдают электроны полностью, потому что оба ядра достаточно сильно удерживают свои валентные электроны. Полный переход электрона потребовал бы образования устойчивых ионов, что для пары неметаллов обычно невыгодно. Поэтому атомы используют более общий способ: создают электронную пару, которая помогает каждому приблизиться к устойчивой внешней оболочке.

При сближении атомов их электронные оболочки начинают перекрываться. Электроны, находящиеся между ядрами, одновременно притягиваются к обоим положительно заряженным ядрам. Если это притяжение компенсирует отталкивание ядер и электронов, система становится устойчивее, а между атомами возникает общая электронная пара.

Общая пара не всегда находится строго посередине между ядрами. Более электроотрицательный атом притягивает электроны сильнее, поэтому плотность электронной пары около него увеличивается. Направление смещения определяют сравнением электроотрицательностей: пара движется к атому с большим значением.

Смещение пары обозначают частичными зарядами δ− и δ+. Знак δ− ставят у более электроотрицательного атома, потому что около него чаще находится электронная пара; знак δ+ — у другого атома. Частичный заряд меньше полного заряда иона, поэтому такая запись показывает не передачу электрона, а неравномерное распределение общей пары.

В HCl связь H–Cl полярная, потому что хлор сильнее притягивает электронную пару. В H₂O обе связи O–H также полярны и направлены электронной плотностью к кислороду. В NaCl электрон в основном переходит к хлору, образуются Na⁺ и Cl⁻, поэтому это пример ионной, а не ковалентной полярной связи.

Сравнение основных типов химической связи

Сначала определите, какие частицы участвуют в образовании вещества: атомы или ионы. Затем проверьте, есть ли общая электронная пара и насколько различаются электроотрицательности. Такая последовательность помогает не путать полярную ковалентную связь с ионной.

Разбор задач

1. Электронная и структурная формулы HCl

Условие: изобразить формулы молекулы HCl и указать, к какому атому смещена общая пара.

1. У водорода один валентный электрон, у хлора — семь. Для завершения внешней оболочки им выгодно объединить по одному электрону.
2. Общую пару можно записать как электронную формулу H:Cl, а структурную формулу — как H–Cl. У хлора при этом остаются ещё три неподелённые электронные пары.
3. Электроотрицательность хлора больше электроотрицательности водорода. Поэтому пару обозначают смещённой к Cl: Hδ+–Clδ−.

Ответ: электронная формула H:Cl, структурная формула H–Cl; общая электронная пара смещена к атому хлора.

2. Образование молекулы H₂O

Условие: показать связи в воде, расставить частичные заряды и определить полярность связей O–H.

1. Кислород имеет шесть валентных электронов, поэтому образует две общие пары с двумя атомами водорода. Схематично строение можно записать как H–O–H, а у O остаются две неподелённые пары.
2. Кислород электроотрицательнее водорода. В каждой из двух связей электронная пара смещена к O, поэтому обе связи O–H являются полярными.
3. Запись с зарядами выглядит так: Hδ+–Oδ−–Hδ+. Обе связи направляют электронную плотность к одному атому, а угловое строение воды делает полярной и всю молекулу.

Ответ: в H₂O две полярные связи O–H; у кислорода δ−, у каждого водорода δ+.

3. Сравнение связей H–F, H–Cl и H–Br

Условие: сравнить полярность трёх связей и объяснить различия.

1. Во всех случаях водород соединён с другим неметаллом, поэтому образуется общая электронная пара. Её направление определяется тем, какой атом сильнее притягивает электроны.
2. Фтор имеет наибольшую электроотрицательность, затем обычно располагается хлор, а у брома она ниже. Поэтому разность электроотрицательностей с водородом уменьшается в ряду F, Cl, Br.
3. Смещение пары и полярность связей уменьшаются в порядке H–F > H–Cl > H–Br. В каждой связи отрицательный частичный заряд находится у галогена.

Ответ: самая полярная связь H–F, затем H–Cl, наименее полярная из трёх — H–Br.

Типичные ошибки

Любая связь между неметаллами неполярна. Так считают, потому что неметаллы образуют общие пары, но одинаковость частиц важна не меньше. Проверьте, одинаковы ли атомы: связь Cl–Cl неполярна, а H–Cl обычно полярна.

Полярная связь — это полная передача электрона. Ошибка возникает из-за сходства слов «смещение» и «переход». При проверке найдите общую пару: если она сохраняется, связь ковалентная, а не ионная.

Знаки δ+ и δ− расставлены наоборот. Часто забывают, что знак относится к притяжению электронной плотности, а не к порядку записи формулы. δ− ставят у более электроотрицательного атома, δ+ — у менее электроотрицательного.

Полярность связи принимают за полярность молекулы. Одна полярная связь ещё не описывает всю форму частицы. Проверьте расположение всех связей: их направления могут складываться или взаимно компенсироваться.

Связь с другими темами

Для темы нужны знания о строении атома, валентных электронах, правиле октета и химической связи. Она помогает понять строение молекул, растворимость, межмолекулярное взаимодействие и особые свойства воды. Полярность связей важна при объяснении водородных связей, поведения кислот и оснований, а также процессов в растворах.

Что запомнить

• Атомы разных неметаллов образуют общую электронную пару.
• Ковалентная связь между разными неметаллами обычно является полярной.
• Общая электронная пара смещается к более электроотрицательному атому.
• Более электроотрицательный атом получает частичный заряд δ−.
• Менее электроотрицательный атом получает частичный заряд δ+.
• Полярность связи определяется различием электроотрицательностей атомов.
• Полярность молекулы зависит и от полярности связей, и от их пространственного расположения.