Направленность связи

Преимущественно ковалентные связи являются направленными. Направленность связей характеризуется углами между связями (валентными углами).Любые ковалентные соединения имеют строго определённые углы между связями. Различные экспериментальные методы нахождения валентных углов дают очень близкие значения. Углы между преимущественно ковалентными связями и длины связей определяют строение многоатомных молекул и ионов их структуру.

Длина и энергия связи

Энергия связи— это энергия, которая выделяется при образовании молекулы из атомов. Энергию связи обычно выражают в кДж/моль (или ккал/моль). Это одна из важнейших характеристик химической связи. Более устойчива та система, которая содержит меньше энергии. Известно, например, что атомы водорода стремятся объединиться в молекулу. Это означает, что система, состоящая из молекул Н₂ содержит меньше энергии, чем система, состоящая из такого же числа атомов Н, но не объединенных в молекулы.

Для двухатомных молекул энергия связи равна энергии диссоциации. Для многоатомных молекул с одним типом связи средняя энергия связи равна 1/n части распада молекулы на атомы. Энергия распада метана на атомы равна 1649 кДж/моль. В молекуле метана имеются четыре равноценные связи С-Н поэтому средняя энергия такой связи равна Ес-н = 1649/4 = 412 кДж/моль.

Длина связи

Длина химической связи — среднее расстояние между ядрами атомов, образующих химическую связь.

В ряду однотипных молекул длины связей изменяются закономерно. Например, в ряду HF, HCl, HBr, HI длина связи увеличивается с возрастанием размера атома и соответственно равна(в пм): 91; 127; 141; 161. Энергия связи(Е кДж/моль) в этом ряду закономерно уменьшается: 565,7; 427,8; 362,5; 294,5. На длину связи влияет её кратность. Повышение кратности связи приводит к упрочнению межатомной связи и уменьшению длины связи. Так, длина связи в молекуле фтора (F–F) равна 141 пм ,а энергия связи 159,0 кДж/моль; длина связи в молекуле азота с тройной связью (N≡N) равна 110пм, а энергия связи 941,6 кДж/моль

(см. табл.2 Приложения).

Полярность связи

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. Между разными атомами чистая ковалентная связь может проявляться, если электроотрицательность (ЭО) атомов одинакова. Такие молекулы электросимметричны, т.е. «центры тяжести» положительных зарядов ядер и отрицательных зарядов электронов совпадают в одной точке, поэтому их называют неполярными (например, двухатомные молекулыH₂, Cl₂, N₂).Если соединяющиеся атомы обладают различной ЭО, то электронное облако, находящееся между ними, смещается из симметричного положения ближе к атому с большей ЭО. Смещение электронного облака называется поляризацией. В результате односторонней поляризации центры тяжести положительных и отрицательных зарядов в молекуле не совпадают в одной точке, между ними возникает некоторое расстояние l. Такие молекулы называются полярными или диполями, а связь между атомами в них называется полярной. Например, в молекуле HCl связующее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного атома хлора. Таким образом, атом водорода в хлороводороде поляризован положительно, а атом хлора отрицательно.На атоме водорода возникает положительный заряд δ= +0,18, а атоме хлора — отрицательный δ= – 018. Следовательно, связь в молекуле хлороводорода имеет на 18% ионный характер.

Полярная связь — разновидность ковалентной связи, претерпевшей незначительную одностороннюю поляризацию. Расстояние между «центрами тяжести» положительных и отрицательных зарядов в молекуле называется длиной диполя. Естественно, что чем больше поляризация, тем больше длина диполя и больше полярность молекул. Для оценки полярности молекул обычно пользуются постоянным дипольным моментом µ, представляющим собой произведение величины элементарного электрического заряда q на длину диполя (l), т.е. µ = q∙l . Дипольные моменты измеряют в кулонометрах

(см. табл. 3 Приложения).

Суммарный дипольный момент сложной молекулы можно считать равным векторной сумме дипольных моментов отдельных связей. Дипольный момент обычно принято считать направленным от положительного конца диполя к отрицательному. Результат сложеиия зависит от структуры молекулы. Дипольный моиент высокосимметричных молекул BeCl₂, BF₃, CCl₄ равен нулю, хотя связи Be – Cl, B– F, C–Cl имеют сильно полярный характер. В угловой молекуле Н₂О полярные связи О–Н расположены под углом 104,5^о. Поэтому молекула оказывается полярной

(µ = 0,61∙10^-29 Кл∙м).

При очень большой разности электроотрицательности у атомов имеет место явная односторонняя поляризация: электронное облако связи максимально смещается в сторону атома с наибольшей электроотрицательностью, атомы переходят в противоположно заряженные ионы, и возникает ионная молекула. Ковалентная связь становится ионной. Электроасимметрия молекул возрастает, длина диполя увеличивается, дипольный момент возрастает.

Предсказать полярность связи можно с помощью относительной ЭО атомов. Чем больше разность относительных ЭО атомов, тем сильнее выражена полярность. Правильнее говорить о степени ионности связи, поскольку связи не бывают ионными на 100%. Даже в соединении CsF связь ионная только на 89%.

Если рассматривать соединения элементов какого-либо периода с одним и тем же элементом, то по мере передвижения от начала к концу периода преимущественно ионный характер связи сменяется на ковалентный. Например, у фторидов 2-го периода LiF, BeF₂, CF₄, NF₃, OF₂, F₂ степень ионности связи от фторида лития постепенно ослабевает и заменяется типично ковалентной связью в молекуле фтора.

Электроотрицательность серы значительно меньше, чем ЭО кислорода. Поэтому полярность связи H –S в H₂S меньше полярности связи Н–О в Н₂О, а длина связи H–S (135 пм) больше, чем Н–О (96 пм) и угол между связями приближается к прямому. Для H₂S он составляет 92^о, а для H₂Se – 91^o.

По этим же причинам молекула аммиака имеет пирамидальное строение и угол между валентными связями H–N–H больше прямого (107,3^о). При переходе от NH₃ к PH₃, AsH₃ и SbH₃ углы между связями составляют соответственно 93,3^о; 91,8^о и 91,3^о.

Ионная связь

Предельным случаем ковалентной полярной связи является ионная связь. При очень большом различии в электроотрицательности атомов(см. табл. 1 Приложения) при их сближении валентные электроны одного атома полностью переходят на второй атом. В результате оба атома становятся ионами. Например, при взаимодействии атомов натрия и хлора они превращаются в ионы Na+ и Cl- ,между которыми возникает электростатическое притяжение. Легче всего образуют катионы элементы с малой энергией ионизации ―щелочные и щелочно-земельные металлы. Простые анионы легче всего образуют р-элементы VII группы вследствие их высокого сродства к электрону. онные молекулы существуют только в парах над нагретыми солями. Энергия разрыва ионной связи не определяется энергией притяжения ионов.

Е ионизации Cs = 3,86 эВ > Е сродства к электрону Cl = 3,83 эВ. Таким образом, даже такая «предельно ионная» молекула CsCl фактически не является ионной на 100%.

Отклонения от чисто ионной связи можно рассматривать как результат электростатического воздействия ионов друг на друга, считая их деформируемыми системами, при этом не учитывающих изменение кинетической энергии электронов и их волновые свойства.