Полярная и неполярная ковалентная связь: как определить
В молекулах H2, HCl и CO2 атомы соединены общими электронами. Поэтому во всех трёх случаях речь идёт о ковалентной связи. Но общая электронная пара ведёт себя по-разному: в H2 она распределена между атомами поровну, а в HCl смещена к хлору. Это различие называют полярностью связи. Оно помогает объяснить растворимость веществ, температуру кипения и поведение молекул в электрическом поле.
Ковалентная неполярная связь образуется при равном притяжении общей пары электронов. При ковалентной полярной связи электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому.
Что называют ковалентной связью
Ковалентная связь возникает, когда атомы образуют одну или несколько общих электронных пар. Обычно так соединяются неметаллы. Каждый атом вносит в пару один неспаренный электрон или предоставляет пару целиком. За счёт общей пары атомы удерживаются рядом и получают более устойчивую электронную конфигурацию.
Связь может быть одинарной, двойной или тройной. В молекуле Cl2 между атомами одна общая пара, в O2 две, а в N2 три. Число общих пар определяет кратность связи, но не её полярность. Чтобы решить вопрос о полярности, нужно сравнить, насколько сильно каждый атом притягивает электроны.
Способность атома притягивать электроны в соединении называют электроотрицательностью. У неметаллов она обычно выше, чем у металлов. Среди распространённых элементов особенно сильно притягивают общие электроны фтор, кислород, хлор и азот. В школьных задачах часто достаточно положения элементов в периодической системе: в периоде электроотрицательность в целом растёт слева направо, а в группе уменьшается сверху вниз.
Неполярная ковалентная связь
Неполярная связь появляется между атомами с одинаковой электроотрицательностью. Самый понятный случай: молекула простого вещества из двух одинаковых атомов. В H2, F2, O2, N2, Cl2 оба ядра одинаково притягивают общую электронную пару. У связи нет положительного и отрицательного конца.
Такую же связь имеют атомы углерода в фрагменте C-C и углерод с водородом в школьном приближении. Их электроотрицательности различаются мало, поэтому заметного смещения электронной плотности не рассматривают. Однако неполярная связь не означает, что вещество обязательно будет газом. Например, углерод в алмазе образует прочную пространственную сеть из ковалентных связей, и вещество остаётся твёрдым.
Полярная ковалентная связь
Если атомы разные, один из них обычно притягивает общую пару сильнее. Электронная плотность смещается к этому атому, и на нём возникает частичный отрицательный заряд δ−. На втором атоме появляется частичный положительный заряд δ+. Полные заряды ионов здесь не возникают: электрон не перешёл целиком от одного атома к другому, а лишь чаще находится около одного из ядер.
В HCl общая пара смещена к хлору, потому что хлор электроотрицательнее водорода. Поэтому хлор условно обозначают как Clδ−, а водород как Hδ+. В воде O-H связи полярны в сторону кислорода. В аммиаке N-H связи полярны в сторону азота. Чем больше разница в электроотрицательности, тем сильнее полярность, хотя границы между типами связи условны.
В полярной ковалентной связи электроны остаются общими. При ионной связи электрон переходит от атома к атому, а частицы становятся ионами. Между этими крайними случаями нет абсолютно резкой границы: многие связи имеют и ковалентный, и ионный характер.
Как определить полярность связи
Для базового задания удобно действовать по шагам. Сначала посмотрите, какие элементы соединены. Если это два одинаковых неметалла, связь неполярная: Br-Br, S-S, O=O. Если это разные неметаллы, связь обычно полярная: H-F, C-O, P-Cl. Если в формуле есть металл и неметалл, чаще всего предполагают ионную связь, а не ковалентную полярную.
Затем при необходимости сравните значения электроотрицательности по шкале Полинга. Нулевая разность означает неполярную связь. Небольшая или средняя разность указывает на ковалентную полярную связь. Большая разность увеличивает ионный вклад. В разных учебниках границы могут немного отличаться, поэтому для школьной работы важнее правило и комментарий преподавателя, чем запоминание одной цифры.
- H-H, Cl-Cl, C-C: неполярные связи.
- H-O, H-Cl, C=O, N-H: полярные связи.
- Na-Cl, Mg-O: в обычной школьной классификации ионные соединения.
Полярность связи и полярность молекулы
Полярная связь ещё не делает всю молекулу полярной. Нужно учесть её форму. В CO2 каждая связь C=O полярна: кислород притягивает электроны сильнее углерода. Но молекула линейна, две одинаковые полярности направлены в противоположные стороны и взаимно компенсируются. В итоге молекула CO2 неполярна.
У воды ситуация другая. Две полярные связи O-H расположены под углом, поэтому их действие не компенсируется. У молекулы H2O есть отрицательный полюс около кислорода и положительный около атомов водорода. Этим объясняется хорошая растворяющая способность воды для многих полярных веществ и ионных соединений.
Молекула CH4 тоже служит полезным примером. Связи C-H считают практически неполярными, а тетраэдрическое строение симметрично. Метан не имеет выраженного полюса. Значит, в вопросе о полярности вещества всегда разделяйте два уровня: сначала оценивайте отдельную связь, потом геометрию всей молекулы.
Ошибки в заданиях
Первая частая ошибка: называть неполярной любую связь между неметаллами. Это верно только для одинаковых атомов или для пар с очень близкой электроотрицательностью. HCl и H2O состоят только из неметаллов, но связи в них полярны.
Вторая ошибка: переносить характеристику связи на всю молекулу. Углекислый газ содержит полярные C=O связи, но сама молекула неполярна. Напротив, вода полярна не только из-за полярных связей, но и из-за угловой формы. Полезно рисовать структурную формулу и отмечать направление смещения электронов.
Третья ошибка: считать частичный заряд обычным зарядом иона. Обозначения δ+ и δ− показывают лишь неравномерное распределение электронной плотности. Они не равны зарядам Na+ и Cl- в поваренной соли. Такая проверка помогает не смешивать полярную ковалентную и ионную связь. О различиях основных типов связей можно прочитать в материале об ионной, ковалентной и металлической связи.