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共價(jià)鍵

銅臭 / 2022-07-19

1.共價(jià)鍵的形成。離子鍵理論雖然能夠解釋金屬與非金屬互相化合形成化合物分子的原因，但是無法說明同種原子或者性質(zhì) 相近的元素原子是怎樣結(jié)合成分子的，例如H?、Cl?及HCI,H?O分子等。因?yàn)橥N原子或性質(zhì)差不多的原子吸引電子的能力相同或者相差不多，不可能像鈉和氯那樣發(fā)生電子的轉(zhuǎn)移形成離子健。為了說明這類分子的形成，人們從實(shí)踐中總結(jié)出共價(jià)鍵的理論。

按照共價(jià)鍵的類型理論，原子相互化合成分子時(shí)，各原子要達(dá)到穩(wěn)定的電子層結(jié)構(gòu)，可以通過兩個(gè)原子各拿出一個(gè)(或幾個(gè))未成對(duì)的電子組成一對(duì)(或幾對(duì))電子來實(shí)現(xiàn)。這些電子對(duì)為相互化合的原子所共用，也就是說，它們既在一個(gè)原子的電子層中，同時(shí)也在另一個(gè)原子的電子層中，這些電子對(duì)，叫做共用電子對(duì)。這種由于共用電子對(duì)引起的兩原子之間的強(qiáng)烈作用力，稱為共價(jià) 鍵。例如同類原子形成分子—氫分子、氯分子、氮分子一的過程可用下列電子式表示:

其中兩個(gè)氫原子和兩個(gè)氯原子之間共有一對(duì)共用電子，即有一個(gè)共價(jià)鍵，而兩個(gè)氮原子之間共有三對(duì)共用電子，所以有三個(gè)共價(jià)鍵。這樣分子中每個(gè)原子都有了穩(wěn)定的電子層結(jié)構(gòu)。

此外，不同非金屬原子形成的化合物分子，例如氯化氫、水、氨等分子的形成也相類同，可用下列電子式來表示:

式。由共價(jià)鍵所形成的化合物叫共價(jià)化合物。

在共價(jià)化合物中，兩個(gè)原子間共用的電子對(duì)數(shù)，就是它們的共價(jià)數(shù)。顯然，每個(gè)原子的共價(jià)數(shù)，就等于該原子在構(gòu)成共價(jià)鍵時(shí)所提供的電子數(shù)。例如在HCI、H?O和NH?分子中，H和Cl的共價(jià)數(shù)都為1，O的共價(jià)數(shù)為2，N的共價(jià)數(shù)為3。共價(jià)數(shù)無正、負(fù)之分。

根據(jù)近代物理學(xué)觀點(diǎn)，共用電子對(duì)圍繞著兩個(gè)原子核運(yùn)動(dòng)，因此它們?cè)趦珊酥g的區(qū)域內(nèi)出現(xiàn)的機(jī)會(huì)最多，也就是在兩核之間電子云的密度最大，這樣在兩個(gè)原子核之間，好像構(gòu)成了一個(gè)負(fù)電橋，把兩個(gè)帶正電荷的原子核聯(lián)系起來，而形成共價(jià)鍵，也就是說共價(jià)鍵的形成是由于電子云重疊的結(jié)果。顯然，電子云重疊的程度越大，所形成的共價(jià)鍵就越牢固。因此在形成共價(jià)鍵時(shí)，電子云總是盡可能地達(dá)到最大限度的重疊。圖4-1表示氫分子中氫原子的1s電子形成共價(jià)鍵時(shí)電子云重疊的示意圖。

這里必須指出，原子形成共價(jià)鍵時(shí)成鍵的兩個(gè)電子，自旋方向必須相反，如果兩個(gè)未成對(duì)的電子自旋方向相同，它們將會(huì)互相排斥，電子云就不會(huì)重疊，因而兩個(gè)原子就不能成鍵。

2.共價(jià)鍵的特征:

(1)飽和性。前面已經(jīng)指出，形成共價(jià)鍵的條件是成鍵的兩個(gè)原子必須各有未成對(duì)的、自旋方向相反的電子，才能使電子云重疊形成共價(jià)鍵。因此，當(dāng)一個(gè)電子與另一個(gè)電子配對(duì)后，就不能再和第三個(gè)電子配對(duì)，這種性質(zhì)叫做共價(jià)鍵的飽和性。

(2)方向性。在共價(jià)鍵的形成過程中，電子云要盡可能達(dá)到最大的重疊，才能形成最穩(wěn)定的共價(jià)鍵。但是我們知道，除了s電子云呈球形對(duì)稱外，其它P、d、f電子云在空間伸展都有一定的方向性，所以原子結(jié)合成分子時(shí)，就必須采取電子云密度最大的方向進(jìn)行重疊，這種性質(zhì)叫做共價(jià)鍵的方向性。例如H原子的1s電子和Cl原子中的1個(gè)未成對(duì)的3p電子(如3P?)化合成HCI分子時(shí),由于P亞層三個(gè)軌道的電子云分別在x、Y、z三個(gè)對(duì)稱軸的方向上密度最大，所以H原子的1s電子如沿著20軸和CI原子的3p?電子相互重疊(圖4-2)，才能達(dá)到電子云密度最大程度的重疊，形成穩(wěn)定的共價(jià)鍵。

如前所述，離子鍵沒有方向性和飽和性。這是離子鍵區(qū)別于共價(jià)鍵的兩個(gè)重要特征。

(3)類型。共價(jià)鍵是由原子間共用電子對(duì)形成的，根據(jù)共用電子對(duì)在原子間是否有偏移，又將共價(jià)鍵分為非極性鍵和極性鍵。

當(dāng)相同元素的原子形成共價(jià)鍵時(shí)，例如Cl—Cl, O=O,N≡N等非金屬單質(zhì)分子，它們的共用電子對(duì)是均等地屬于兩個(gè)原子。也就是說，共用電子對(duì)在兩個(gè)原子的中間，即共價(jià)鍵不顯正、負(fù)極。這種不顯正、負(fù)兩極的共價(jià)鍵叫非極性鍵，如上述 Cl?、O?、 N?等非金屬單質(zhì)分子中的共價(jià)鍵。

當(dāng)不同元素的原子形成共價(jià)鍵時(shí)，由于兩種原子吸引電子的能力不相同，因此共用電子對(duì)不是均等地屬于兩個(gè)原子，而是偏向于吸引電子能力較強(qiáng)的原子一邊。例如在HCI分子中，共用電子對(duì)偏向于非金屬性較強(qiáng)的CI原子一邊，使共價(jià)鍵具有正、負(fù)極。這種具有正、負(fù)兩極的共價(jià)鍵叫做極性鍵。

為了比較形成分子時(shí)原子之間吸引電子能力的大小，引入了元素電負(fù)性的概念。所謂元素的電負(fù)性是指原子在分子中吸引電子的能力。元素的電負(fù)性大，表示吸引電子的能力強(qiáng)。通常規(guī)定以金屬鋰的電負(fù)性為1.0作標(biāo)準(zhǔn)(或非金屬元素氟的電負(fù)性為4.0作標(biāo)準(zhǔn))，然后通過比較而得到其它元素電負(fù)性的相對(duì)值，如表4-2所示。

從表4-2中可看出，元素的電負(fù)性在同一周期中主族元素的電負(fù)性自左至右逐漸增夫，在同一主族中自上到下逐漸減小;位于周期表右上角的元素電負(fù)性最大，位于周期表左下角的元素電負(fù)性最小。堿金屬和鹵素的電負(fù)性相差最大，它們相互作用時(shí)，發(fā)生電子的轉(zhuǎn)移,形成典型的離子鍵。在周期系中間的幾族元素，電負(fù)性的差別逐漸減小，當(dāng)它們相互作用時(shí)，一般形成極性不等的極性鍵。非極性鍵只有在同種元素的原子間才可能形成。因此用元素的電負(fù)性值，可大致判斷化學(xué)鍵的類型，以及共價(jià)鍵極性的大小。

上述化學(xué)鍵可以H一H、CI—CI、H—Cl、Na?CI?為例，概括如下:

共價(jià)鍵和離子鍵是化學(xué)鍵的兩種基本類型。根據(jù)鍵極性的概念，共價(jià)鍵和離子鍵沒有嚴(yán)格的界限，離子鍵可以看作是最強(qiáng)的極性鍵。極性共價(jià)鍵是由非極性鍵到離子鍵的過渡形式，非極性鍵和離子鍵則是兩種極端情況。從電子得失的觀點(diǎn)來看，離子鍵和共價(jià)鍵有著顯著的不同，離子鍵有電子的得失(或轉(zhuǎn)移)，而共價(jià)鍵中的共用電子對(duì)為兩個(gè)原子所共有，只是偏移的程度有所不同而已。

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