Свойства ковалентной химической связи

1. Энергия и длина связи зависит от кратности. Чем выше кратность связи, тем больше энергия Е_св и меньше длина ( l_св. ). В кратной σ-связь прочнее π-связи.

2. Н асыщаемость связи – способность отома образовывать строго определённое ограниченное число связей. Максимальное число химических определяет максимальную ковалентность атома. Учитывая обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи, максимальная ковалентность атома определяется числом валентных атомных орбиталей, которые могут быть одноэлектронными ↑, двухэлектронными ↑↑ и вакантными .

Число одноэлектронных АО в основном и возбуждённом состояниях атома разное.

С …2s²2p² C^* …2s¹2р³ (дать эл-граф.)

В основном состоянии насыщаемость атома углерода равна двум, а в возбужденном (C^*) – четырём.

Максимальная ковалентность атома зависит от положения элемента в периодической системе. У элементов первого периода насыщаемость атома и его максимальная валентность равна единице. Для элементов 2-го периода максимальная валентность не превышает 4-х, т.к. в образовании химической связи могут принимать участие только 4 внешних валентных орбитали второго энергетического уровня (одна s- и три p-орбитали) (N, O, F, Ne не проявляют валентность, равную номеру группы). У s- и p-элементов 3-го и последующих периодов роль валентных электронов могут играть также свободные внешние d- и даже f-орбитали. Максимальная валентность достигает 8. У d-элементов в образовании в образовании химических связей могут принимать участие пять (n-1) d- одна ns- и три np-орбитали, что увеличивает валентность до 9 (не обязательно реализуется).

3. Направленность ковалентной связи обусловлена тем, что атомные орбитали имеют определённое расположение в пространстве и при образовании химической связи орбитали перекрываются по направлению, соответствующему их максимальному перекрыванию. Молекулы имеют строго определённую пространственную конфигурацию.

Направленность ковалентной связи характеризуется величиной валентного угла, который образуется между направлениями двух связей в молекуле. Валентные углы определяют геометрию молекул.

О =С=О О N H

H

H H H H C

H

H H

<OCO=180^° <HOH=104,5^° < HNH=107,3^° <HCH=109^°28^/

Для объяснения величин углов в молекуле метод валентных связей исользует гипотезу Л.Полинга о гибридизации атомных валентных орбиталей. Гибридизация – не физическое явление, а модель, которая устраняет противоречия между теорией и экспериментальными данными о пространственном строении некоторых молекул. Согласно теории гибридизации в образовании химических связей могут принимать участие исходные атомные орбитали и гибридные атомные орбитали. Гибридные АО образуются из исходных АО, различающихся между собой как по форме, так и по энергии. Гибридные АО одинаковы по форме и энергии.

Для объяснения геометрии молекул используют разные типы гибридизации

1) sp-линейные молекулы (BeCl₂, CO₂, C₂H₂ и др.) < 180^°

2) sp² –плоскостные молекулы (BF₃, C₂H₄, C₆H₆ и др.) < 120^°

3) sp³ –тетраэдрические молекулы (CH₄, CCl₄ и др.) < 109^°28^/

4. sp³d²-октаэдрические молекулы (некоторые комплексы).

Возможны и другие типы гибридизации, которые используются для объяснения разнообразных пространственных конфигураций молекул.