Ковалентна връзка
 | За информацията в тази статия или раздел не са посочени източници. Въпросната информация може да е непълна, неточна или изцяло невярна. Имайте предвид, че това може да стане причина за изтриването на цялата статия или раздел. |  |
Ковалентната връзка е химична връзка, която се осъществява чрез общи електронни двойки, принадлежащи и на двата атома. Чрез нея се осъществява свързването на атомите както в молекули, така и в кристалите. Тя възниква както между еднакви атоми, например в молекулите на Cl2, O2, H2, диаманта и др., така и между различни атоми в молекулите на H2O, NH3, HX, в кристалите на карборунда SiC. Във всички органични съединения (нискомолекулни и високомолекулни) връзката е също ковалентна. Особености на тази връзка са нейната насоченост в пространството и наситеният ѝ характер. Ковалентната химична връзка може да е полярна или неполярна в зависимост от местоположението на електронната плътност спрямо ядрата на свързаните атоми. При хомоядрените (съставените от еднакви атоми) двуатомни молекули (като H2, N2, Cl2, O2 и др.) електронната плътност е разположена симетрично спрямо ядрата на атомите и се привлича с еднаква сила от тях, а центровете на положителните и отрицателните заряди съвпадат, затова такава ковалентна връзка е неполярна. Когато свързаните атоми са с различна електроотрицателност ((HF, HCl и мн.др.), електронната плътност се изтегля към ядрото на по-силно електроотрицателния атом, затова ковалентната връзка е полярна.
Здравината на ковалентните химични връзки се определя от енергията, която се отделя при образуването им. Връзката е по-здрава и по-трудно се разкъсва, ако при образуването ѝ се отделя повече енергия.
Има прости и сложни ковалентни връзки. Прости са тези връзки, които се образуват от една обща електронна двойка. Сложни са връзките, образувани от две или повече електронни двойки.
Съвременни представи за ковалентната връзка
[редактиране | редактиране на кода]Развитието на теорията на Луис се извършва в две направления. Първият подход, т.нар. метод на валентните връзки, изхожда от строежа на електронната обвивка на атомите. При образуване на химична връзка електронните облаци на единичните електрони се припокриват частично, при което се образува един по-голям облак, който обхваща и двете ядра, но с повишена електронна плътност между тях. Тъй като атомните орбитали (АО) описват електронните облаци, то се приема, че при частично припокриване на АО на двата участващи във връзката електрона се получава нова молекулна орбитала (МО), която е с по-ниска енергия и различна форма от изходните АО. На молекулната орбитала отговаря повишена електронна плътност между двете ядра: там е най-вероятно да се намира общата електронна двойка. Електронните облаци и съответно молекулните орбитали имат различна форма, размери и насоченост. Възможностите им за припокриване в пространството са различни, което определя различен вид ковалентна химична връзка. Разпределението на електронната плътност зависи от електроотрицателността на свързаните атоми.
Вторият подход се нарича метод на молекулните орбитали (ММО). Той разглежда молекулата като единно цяло, което се състои от две или повече ядра и известен брой електрони, но тя е качествено нова частица, изградена от съставните части на атомите – ядра и електрони. Основна задача на този метод е да се определят състоянията, в които се намират всички електрони в молекулата. Без да се имат предвид видът и насочеността на електронните облаци, се търси разпределението на електронната плътност. Аналогично на случая с атома и тук се решава уравнението на Шрьодингер, като отново се получават множество стойности за енергията и множество функции на пространствените координати. И тук тези функции се наричат орбитали, но молекулни орбитали. Като се познават тези функции, се определя и разпределението на електронната плътност около всички ядра на атомите в молекулата. Валидни са принципът на Паули и правилото на Хунд (електроните заемат най-ниските енергийни нива – първо поединично и след това по двойки). При използването на този метод изискването на Луис за осъществяване на обща електронна двойка при химичната връзка вече не е съществено. Връзката се осъществява не защото се е образувала електронна двойка, а защото е намаляла общата енергия на системата при преминаване на атомите от несвързано в свързано състояние. Така се обяснява и строежът на молекули и йони с нечетен брой електрони – NO, NO2, H2+ и т.н.
При образуване на молекулата на водорода всеки водороден атом участва с по един електрон. От двете 1s-АО се образуват две двуцентрови молекулни орбитали – σ-МО с по-ниска енергия (свързваща МО) и σ*-МО с по-висока енергия от изходните АО (антисвързваща МО). Двата електрона заемат по-ниската по енергия σ-МО. Електроните трябва да са с противоположни спинове, тъй като принципът на Паули се спазва и при МО. При прехода от 1s-АО на σ-МО всеки електрон отдава енергия. Енергията на образуваната молекула е по-ниска от сумата от енергиите на двата водородни атома.
Най-простият случай на ковалентна химична връзка е връзката между атомите в молекулата H2 на водорода. Образуването на връзка в молекулата се изразява по следния начин:
H• + •H → H:H + E
H↑ + H↓ → H↑↓H + E
Водородните атоми са с електронна конфигурация 1s1. При образуването на общата електронна двойка те запълват външния си електронен слой и добиват електронната конфигурация на атома на хелия – 1s2, която е устойчива:
- ЕH2< EH + EH.
Според съвременните представи общата електронна двойка е резултат от частичното припокриване на 1s-АО на водородните атоми, на които се намират електроните с противоположни спинове. При това припокриване на 1s-АО се получава нова, двуцентрова МО, която е с по-ниска енергия и с различна форма от изходните АО. На молекулната орбитала отговаря повишената електронна плътност между двете ядра. Там е най-вероятно да се намери общата електронна двойка.