Химическая связь. Основные характеристики химической связи

Химической связью называют взаимодействие, удерживающее атомы в молекулах и обуславливающее стабильность молекул в определенных условиях.

Основные характеристики химической связи:

Энергия связи (Е_СВ ) – минимальная энергия, необходимая для разрушения связи.

Измеряется в электронвольтах (эВ) для одной связи или в кДж/моль для одного моля связей. Энергия связи является характеристикой прочности связи – чем выше энергия связи, тем прочнее связь.

Длина связи (L_СВ )– расстояние между ядрами связанных атомов. Измеряется в нанометрах (нм) или в ангстремах (А). Чем короче связь, тем она, как правило, прочнее.

Насыщаемость связи – если атом образует конечное число связей с другими атомами (обычно не более 8) – связь насыщаема, если бесконечно большое (больше 1000) – ненасыщаема.

Направленность связи – если в пространстве существуют определенные направления, вдоль которых распространяется действие связи, то связь направлена, если таких направлений нет – то ненаправлена.

Энергия и длина связи характерны для любой химической связи, насыщаемость и направленность зависят от вида связи.

Ковалентная связь

Ковалентная связь – связь между атомами за счет общих электронных пар.

При сближении двух атомов водорода возможно два случая:

1. по мере сближения силы отталкивания между атомами неограниченно возрастают (кривая 1), при этом энергия системы увеличивается и система не может быть устойчивой.

2. силы отталкивания сменяются силами притяжения, которые достигают максимума при расстоянии между ядрами, равном r_o (кривая 2), энергия системы в этом состоянии минимальная и меньше суммарной энергии исходных атомов.

Такое отличие в поведении атомов вызвано разными значениями спинового квантового числа для электронов в исходных атомах. Если спины электронов были одинаковыми, то это кривая 1, если разными – то 2:

Состояние, которое при этом возникает, соответствует устойчивой системе, в которой между ядрами атомов существует область с повышенной электронной плотностью. Эта область компенсирует взаимное отталкивание ядер и называется областью перекрывания орбиталей или общей электронной парой.

Так образуется молекула водорода. Так как ориентация спина электрона в атоме водорода равновероятна (половина атомов имеет электрон со спином +1/2, половина -1/2), при образовании молекулярного водорода из атомарного все атомы образуют молекулы.

Часто этот процесс изображают в виде схемы, обозначая электроны точками:

а общую электронную пару – чертой:

Ковалентная связь образуется по двум механизмам – обменному, когда каждый из участвующих в образовании связи атомов предоставляет для общей электронной пары по одному электрону (А) и донорно-акцепторный, когда донор дает электронную пару, а акцептор – свободную орбиталь (В). На рисунке приведены схемы этих механизмов и соотвествующие им реально протекающие реакции:

Образующиеся в результате молекулы ничем друг от друга не отличаются.

Полярная и неполярная ковалентная связь

По симметрии распределения заряда ковалентные связи делятся на полярные и неполярные.

Если общая электронная пара (область перекрывания орбиталей) расположена симметрично относительно связанных ядер, связь называется ковалентной неполярной, если смещена в сторону одного из ядер – ковалентной полярной.

Ковалентная неполярная связь возникает между атомами одного и того же элемента, при этом из-за симметрии распределения зарядов связь не обладает дипольным моментом. Примеры молекул с неполярной ковалентной связью:H₂, O₂, F₂,Cl₂, N₂, Ag₂ .

Если участвующие в образовании связи атомы отличаются по электроотрицательности, то возникает ковалентная полярная связь. Общая электронная пара смещена в сторону атома с большей электроотрицательностью, возникающая в результате асимметрия в распределении зарядов приводит к появлению у связи дипольного момента.Часто смещение электронной пары показывают стрелкой, например:

Символом   обозначены дипольные заряды, которые могут быть меньше заряда электрона, но существуют только совместно.

Электроотрицательность атома углерода зависит от его гибридизации, в таблице для сравнения приведены относительные электроотрицательности некоторых атомов и гибридных состояний углерода:

F	O	C sp	N	Cl	Br	C sp2	I	C sp3	S	H
4,0	3,5	3,2	3,0	3,0	2,8	2,8	2,6	2,5	2,5	2,1

- и  -связи

- и  -связи различают по симметрии перекрывания орбиталей.

Если линия, соединяющая ядра связанных атомов проходит через область перекрывания орбиталей, связь называется  -связью, если область перекрывания лежит в стороне от этой линии -  -связью.

-связи образуются при перекрывании s-s орбиталей атомов (А), р-p орбиталей (В), s-p орбиталей (С) и гибридных орбиталей:

-связи - при перекрывании р-р орбиталей:

или р-d орбиталей:

-связь менее прочна, чем  -связь, ее электроны легче подвержены внешнему воздействию. В соединениях с кратными связями только одна из связей является  -cвязью, образованная перекрыванием s, р или гибридных орбиталей, а остальные -  -связями, образованными перекрыванием негибридизованных р – орбиталей атомов, например, двойная связь, образованная гибридными орбиталями ( -связь) и не участвующими в гибридизации р-орбиталями ( -связь):

В молекулах алкенов, в частности этилена, атомы углерода при двойнойсвязи находятся в состоянии sp²-гибридизации, все С-Н иС-С  -связи лежат в одной плоскости, перекрывание негибридных р-орбиталей атомов углеродапроисходит в плоскости, перпендикулярной плоскости  -связей. Иногда эту плоскостьназывают плоскостью  -связи:

В случае тройной связи, например в молекулах алкинов, например, ацетилена, атомы углерода при связи имеют sp-гибридизацию, Две  -связи, образованные перекрыванием негибридных р-орбиталей атомов углерода ( по две от каждого) лежат в двух взаимно перпендикулярных плоскостях:

В таблице приведены основные характеристики связей между атомами углерода:

Связь	Гибридизация	Длина (нм)	Энергия (кДж/моль)
C C	sp3	0,154	347
C C	sp2	0,134	606
C C	sp	0,120	828