3.3. Основные количественные характеристики ковалентной связи

Химическая связь возникает лишь в том случае, если полная энергия взаимодействующих атомов уменьшается, следовательно, при образовании химической связи всегда выделяется энергия. Количество энергии, выделяющейся при образовании химической связи, называется энергией образования связи.Так как при образовании химической связи энергия системы понижается, то энергия образования связи имеет отрицательный знак(Е_св. < 0). Для разрыва связи необходимо затратить энергию. Ее называют энергией разрыва связи. Энергия разрыва связи по величине равна энергии образования связи, но имеет положительный знак, поскольку при разрыве связи энергия системы возрастает(Е_{разр.св.} > 0). Энергия связи является важнейшей характеристикой связи, определяющей ее прочность (табл. 6,А).

Для двух и многоатомных молекул с одинаковым типом связи рассчитывают среднюю энергию связи. Величину средней энергии связи определяют делением энергии образования молекулы из атомов на число связей. Например, энергия образования молекулы метана CH₄при298 Кравна1664кДж/Моль. Соответственно средняя энергия связиC – Hравна1664 / 4 = 416 кДж/моль.

Таблица 6

А. Энергия простых связей(кДж/моль)

	H	C	N	O	F	Cl	Br	I
H	436	416	391	467	566	431	366	299
C		356	285	336	485	327	285	213
N			160	201	272	193	-	-
F					158	255	238	-
Cl						242	217	209

Б.Энергия кратных связей

C=C	C=N	C=O	N=N	C=C	C=N	C=O	NN
598	616	695	418	813	866	1073	946

Длиной химической связиназывается расстояние между ядрами атомов в молекуле. Ее определяют экспериментально, при помощи молекулярной спектроскопии, дифракции рентгеновских лучей и др. Длины связей определяются размером реагирующих атомов и степенью перекрытия их электронных облаков, например, длины связей в молекуле галоидводородовHXравны (нм):H - F 0,092;H - Cl 0,128;H - Br 0,142;H-I 0,162. Таким образом, по мере увеличения атомного номера галогена и соответственно размера его атома длина химической связи с водородом возрастает, а ее прочность уменьшается.

3.4. Квантово – механическая теория валентности

Валентность – это способность химического элемента к образованию химических связей. Согласно методу ВС численное значение валентности соответствует числу ковалентных связей, которые образуют атом.

Поскольку пребывание двух электронов с противоположными спинами в поле действия двух ядер энергетически выгоднее, чем нахождение каждого электрона в поле своего ядра, поэтому в образовании ковалентных связей принимают участие все одноэлектронные облака. Таким образом, согласно обменному механизму метода ВС, валентность элементов определяется числом содержащихся в атоме непарных электронов. Дляs-иp-элементов это электроны внешнего уровня, дляd-элементов – внешнего и предвнешнего уровней. Например, валентность элементовI Aгруппы равна1, т.к. на внешнем уровне атомы этих элементов имеют1электрон.

В некоторых случаях число непарных электронов увеличивается в результате возбуждения атома, при котором двухэлектронные облака распадаются на одноэлектронные. Например, валентность элементов II Aгруппы в невозбужденном состоянии равны нулю, а при возбуждении этих атомовp-электроны распариваются и один из электронов переходит в свободнуюp-ячейку.

Кислород и фтор во всех соединениях проявляют постоянную валентность, равную двум для кислорода и единицы для фтора. Валентные электроны этих элементов находятся на втором энергетическом уровне, где нет свободных орбиталей:

В то же время сера – аналог кислорода – проявляет переменную валентность 2, 4, 6; хлор – аналог фтора – проявляет валентность1, 3, 5, 7. Это объясняется наличием свободныхАОна третьем энергетическом уровне; например у серы.

Для большинства d-элементов валентность в невозбужденном состоянии равна нулю, так как на внешнем уровне непарных электронов. Например, для железа

B = 0

При возбуждении атома железа s-электроны разъединяются и переходят на свободныйp-подуровень четвертого уровня и валентность становится равной двум.

B = 6

Кроме внешних валентными могут быть непарные d-электроны предвнешнего уровня, и валентность атома железа с учетомd-электронов может быть равна3, 4, 5,а максимально6. Переход электронов при возбуждении атома возможен лишь внутри одного главного числа. Для перехода электрона с одного уровня на другой требуется очень большая энергия, поэтому такие переходы практически не осуществляются. Например, аналогом железа является осмий, который в отличие от него может проявлять максимальную валентность равную восьми за счет перехода электронов в пределах одного пятого уровня:

B = 8

При возбуждении атома Oss-электроны переходят на свободныйp-подуровень шестого уровня, валентность становится равной двум. Неспаренныеd-электроны увеличивают ее до шести. Кроме того, спаренныеd-электроны имеют возможность разъединяться и переходить на свободныйf-подуровень пятого уровня, тогда максимальная валентность осьмия становится равной восьми.