Химия - это просто

Популярно о химии

· Что такое химия
· Периодическая таблица

ОБЩАЯ ХИМИЯ

Вещества и смеси

Атомы и молекулы

Строение веществ

· Химические элементы
· Степень окисления
· Химические связи
· Валентность
· Основное и возбужденное состояние атома
· Ионная связь
· Ионные соединения
· Ковалентная связь
· Параметры ковалентной связи
· Формулы ковалентных связей
· Водородная связь

Взаимодействие веществ

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Характеристики ковалентной связи

1. Длина связи
2. Энергия связи
3. Полярность связи
4. Поляризуемость связи
5. Насыщаемость связи
6. Направленность связи
7. Кратность связи

1. Длина ковалентной связи

Длиной ковалентной связи называют расстояние между ядрами атомов, которые образуют связь. Длина связи напрямую связана с радиусом атома - чем он больше, тем длиннее связь.

Значения ковалентных радиусов некоторых атомов (пм; 10^-12 м):

• H = 30 пм;
• F = 58;
• O = 73;
• N = 75;
• C = 77;
• Cl = 99;
• S = 103;
• P = 110;
• Si = 118;
• Al = 130.

В симметричных молекулах (H₂, F₂, Cl₂...) половину длины связи называют ковалентным радиусом. Зная ковалентный радиус, очень легко вычислять длину ковалентной связи в молекуле. Например, длина ковалентной связи молекулы HF = 30 + 58 = 88 пм.

2. Энергия ковалентной связи

Под энергией ковалентной связи (выражают в ккал/моль или кДж/моль) обычно понимают энергию, которая необходима для разрыва связи (при образовании ковалентной связи энергия выделяется, при разрыве - поглощается). Чем выше энергия связи, тем прочнее связь.

Энергия связи зависит от ее длины - чем длиннее связь в молекуле, тем проще ее разорвать (затратить меньше энергии).

Энергии связи некоторых молекул (кДж/моль):

• H₂ = 453 (длина связи = 60 пм);
• Cl₂ = 242 (198 пм);
• HCl = 431 (129 пм).

3. Полярность ковалентной связи

Данная характеристика отображает расположение электронной пары двух атомов, образующих связь. Степень полярности связи зависит от величины электроотрицательности атомов, образующих связь (чем она больше, тем больше полярность связи). У более полярной ковалентной связи общая пара электронов больше смещена к более электроотрицательному атому (см. понятие электроотрицательности).

Электроотрицателность является табличной величиной, определяемой по шкале Поллинга. Гораздо более важно знать не саму электроотрицательность атома как таковую, но разницу этих значений в молекуле - какой из атомов более электроотрицателен, а какой менее.

Полярность ковалентной связи оценивается количественно при помощи дипольного момента (µ), при этом система из двух равнозначных, но противоположных по знаку, зарядов, называется диполем.

Очень важно различать дипольный момент ковалентной связи (ее полярность) и дипольный момент молекулы в целом. В простых двухатомных молекулах эти два параметра равны между собой. Совсем другая картина наблюдается в сложных молекулах, в которых дипольный момент молекулы складывается из суммы векторов дипольных моментов отдельных связей.

4. Поляризуемость ковалентной связи

Поляризуемость отображает степень способности электронов смещаться под воздействием внешнего электрического поля, формируемого ионами или другими полярными молекулами.

Поляризуемость ковалентной связи прямо пропорциональна ее длине, что, в общем-то, логично - чем дальше от ядра атома находится электрон, тем он слабее им притягивается, поэтому, легче смещается при внешнем воздействии на него. Таким образом, с увеличением длины связи происходит увеличение ее поляризуемости, что, в свою очередь, приводит к возрастанию силы кислот (например, йодистоводородная кислота сильнее фтороводородной).

Поляризуемость и полярность связи являются обратнозависимыми величинами: менее полярная связь больше поляризуется, и наоборот.

5. Насыщаемость ковалентной связи

Насыщаемостью называют способность атома образовывать определенное кол-во ковалентных связей - в образовании связи стремятся принять участие все "неспаренные" электроны атома. Например, атом водорода имеет только один неспаренный электрон, а атом азота - три. По этой причине наиболее устойчивым химическим соединением будет NH₃, но не NH или NH₂.

6. Направленность ковалентной связи

Направленность характеризует пространственную ориентацию ковалентной связи относительно других связей молекулы. В молекулах электроны ковалентных связей и свободные пары электронов постоянно испытывают взаимное отталкивание в результате чего ковалентные связи располагаются так, что валентный угол между ними отвечает принципу наименьшего отталкивания между электронами (например, в молекуле воды валентный угол составляет 104,5°).

7. Кратность ковалентной связи

В некоторых случаях между атомами могут возникать не одна, а две (двойная связь) или три (тройная связь) общих электронных пар (так называемые кратные связи).

Двойная ковалентная связь образуется у атомов, имеющих по два неспаренных электрона; тройная - у атомов, имеющих по три неспаренных электрона (см. Множественные связи).

Как видно из таблицы, приведенной ниже, молекула азота примерно в 7 раз "крепче" молекулы фтора.

Таблица зависимости длины и прочности ковалентной связи от ее кратности: