Свойства ковалентной связи
σ – связь возникает при перекрывании АО по мысленной линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, при образовании π – связи АО перекрываются по обе стороны (перпендикулярно) этой воображаемой линии (рис. 2.10).
Рис. 2.10 ─ Перекрывание атомных орбиталей при образовании σ- и π-связей
В молекуле СО2 углерод четырёхковалентен и образует с двумя атомами кислорода две σ- и две π-связи (рис. 2.11).
Рис. 2.11 − Схема образования σ- π-связей в молекуле СО2
Электронные облака имеют различную форму, расположенную определённым образом в пространстве, поэтому химическая связь оказывается направленной определённым образом.
Такая связь осуществляется, например, в двухатомных молекулах, состоящих из одинаковых атомов: H2, N2, J2, O2, Cl2.
Атом, к которому смещается электронное облако, приобретает некоторый эффективный отрицательный заряд, атом, от которого смещаются электроны ─ эффективный положительный заряд. Примером соединения с полярной ковалентной связью служит молекулa HCl. Общая электронная пара смещена в сторону более электроотрицательного хлора. Что приводит к появлению у атома хлора эффективного отрицательного заряда, равного 0,17 заряда электрона, а у атома водорода такого же по абсолютной величине эффективного положительного заряда (рис. 2.12). Полярность молекулы характеризуется дипольным моментом μ=q×l, где q ─ абсолютное значение заряда электрона.
Чем больше разность в электроотрицательности взаимодействующих атомов, тем больше смещение электронного облака. Значения электроотрицательности (ЭО) атомов некоторых элементов по отношению к ЭО фтора, приведены в табл. 2.6.
В ряду сходно построенных молекул дипольный момент уменьшается по мере уменьшения разности ЭО атомов. Например, дипольные моменты HCl, HBr и HJ равны соответственно 1,04; 0,79 и 0,38 D, что соответствует уменьшению ЭО атомов в ряду: Cl, Вr, J.
Рис. 2.12 ─ Диполь молекулы хлороводорода
Поляризуемость ─ способность области перекрывания электронных облаков под действием внешнего поля смещаться ещё сильнее или из симметричного положения переходить в ассиметричное. Например, поляризующее действие полярных растворителей приводит к электролитической диссоциации.
Насыщаемость. Максимально возможное число ковалентных связей, которое может образовать атом, определяется числом АО, которые могут принимать участие в образовании химических связей по обменному и донорно-акцепторному механизму. Атомы элементов II периода могут образовать максимально четыре ковалентных связи по числу s- и р-орбиталей (табл. 2.5). Число ковалентных связей элементов III периода может возрасти до девяти в связи с участием орбиталей 3d.
Энергия связи ─ количество энергии, выделяющейся при образовании химической связи. Чем больше энергия химической связи, тем более устойчива молекула. Увеличение энергии связи в ряду неполярных молекул:
E (F2) = 151 кДж/моль; E (Н2) = 435 кДж/моль; E (N2) = 940 кДж/моль
связано с экранированием ядер атомов в молекуле фтора по сравнению с молекулой водорода. Большая прочность молекулы азота объясняется тем, что в ней три ковалентные связи.
Длина связи равна расстоянию между ядрами в соединении. Она зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания. С уменьшением длины связи обычно растёт энергия связи и устойчивость молекул.