3.2.3. Основні характеристики ковалентних зв'язків

Довжина зв'язку. Довжиною зв'язку називають відстань між центрами зв'язаних атомів у молекулі. Через те, що атоми в моле­кулі перебувають у постійному коливному русі, довжини зв'язків є наближеними величинами. У табл. 3.1 наведено довжини найбільш поширених ковалентних зв'язків.

Таблиця 3.1 Довжини деяких хімічних зв'язків

Зв'язок	Довжина, нм	Зв'язок	Довжина, нм
су-н	0,111	с—р	0,139
Су—Су	0,154	с—сі	0,178
Су=сУ	0,134	С—Вг	0,193
г —с	0,120	С—І	0,214
с—о	0,143	О—Н	0,096
с=о	0,121	14—Н	0,101

2 Орган і ч

Глава З Зд

У хімічній літературі довжини зв'язків звичайно наводяться в нанометрах (нм, 1 нм = 10~⁹ м).

Як видно з наведених даних (табл. 3.1), довжина зв'язку зале­жить від природи і типу гібридизації атомів, які утворюють зв'я­зок. Чим більший 5-характер атомів, тим міцніший зв'язок між ними. Це пояснюється тим, що зі збільшенням ^-характеру гіб­ридної орбіталі збільшується площа перекриття орбіталей.

Енергія зв'язку. Кількість енергії, яка виділяється при утворен­ні хімічного зв'язку між двома вільними атомами, або ж кількість енергії, яку необхідно витратити на роз'єднання двох зв'язаних атомів, називають енергією зв'язку (згадайте потенційну криву утворення хімічного зв'язку). Утворення зв'язку завжди супрово­джується виділенням, а його розрив — витрачанням певної кіль­кості енергії. Енергія, необхідна для гомолітичного (А • | • В) роз­щеплення окремого зв'язку в молекулі, називається енергією дисоціації зв'язку. Оскільки енергія дисоціації залежить від структури моле­кули, для характеристики енергії зв'язку звичайно використову­ють середні значення енергії дисоціації. Значення енергії зв'язку служить мірою її міцності. У табл. 3.2 наведено енергії зв'язків, найбільш поширених в органічних сполуках.

Таблиця 3.2 Енергії найбільш поширених зв'язків

Зв'язок	Енергія, кДж/моль	Зв'язок	Енергія, кДж/моль
с^-н	414	С—Р	427
с^—«V	347	С—СІ	339
С^2=С5/	610	С—Вг	284
с =с	836	С—І	213
С—0	368	0—Н	464
с=о	724	Ї4—Н	389

При порівнянні даних табл. 3.1 і 3.2 видно, що зі збільшенням 5-характеру зв'язку його довжина зменшується, а міцність зростає. Подвійні зв'язки коротші й міцніші за відповідні одинарні, а по­ трійні — за подвійні. Але разом з тим енергія подвійного зв'язку менша за подвоєну, а потрійного — за потроєну енергію одинар­ ного зв'язку. Це означає, що о-зв'язок міцніший за ті-зв'язок. Якщо простежити за елементами в межах групи періодичної системи (наприклад, зв'язок С—Наї), то видно, що при русі зверху вниз довжина зв'язку збільшується, а міцність — зменшується. ■■■ -.■■

Хімічний зв'язок

Полярність зв'язку. Полярністю зв'язку називають нерівномір­ний розподіл електронної густини зв'язку, зумовлений електроне-гативністю атомів. Електронегативність — це здатність атома при­тягувати електронні пари. Вона залежить від ефективного заряду ядра атома і виду гібридизації атомних орбіталей. Найбільш відому шкалу електронегативності склав американський хімік Л. Полінг. У табл. 3.3 наведено електронегативності деяких елементів-органо-генів (за Полінгом).

Таблиця 3.3 Електронегативність деяких елементів за шкалою Полінга

Атом	Н	8	СУ	С!Р2	г	І	Вг	СІ	р	N	О
Електро­негативність	2,1	2,5	2,5	2,6	2,75	2,6	2,8	3,0	4,0	3,0	3,5

Згідно з табл. 3.3 електронегативність атомів Карбону зростає при переході від 5р³-гібридного стану до хр-гібридного.

Полярний ковалентний зв'язок утворюється між атомами з різ­ною електронегативністю, а також між атомами з однаковою елек-тронегативністю, але які, у свою чергу, пов'язані з атомами, що мають іншу електронегативність:

Н₃С — СІ Н₃С — СН₂ — СІ

хлорометан хлоретан

У молекулі хлоретану атом Хлору поляризує не тільки зв'язок С—СІ, але і зв'язок С—С.

Кількісно полярність зв'язку виражається дипольним моментом, який позначають літерою ц (грец. «мю»). Дипольний момент до­рівнює добутку відстані між «центрами важкості» позитивних і негативних зарядів на їх значення (ц = 1 х* <?). Виражають його в одиницях Дебая, скорочено Б. Дипольний момент — векторна величина. Для більшості ковалентних зв'язків дипольний момент дорівнює 0—3 Б, сильно полярні зв'язки мають 4—7 Б, іонні — понад 10 Б. Наявність диполя істотно впливає на фізичні та хіміч­ні властивості речовини. Наприклад, температури кипіння поляр­них сполук вищі, ніж неполярних. Полярні речовини добре роз­чиняються в полярних розчинниках, а неполярні, як правило,— в неполярних.

Полярність хімічних зв'язків визначає тип хімічної взаємодії (тип реакції) і є кількісною характеристикою реакційної здатності речовини.

2*

Глава З 36

Поляризованість зв'язку. Поляризованість розуміють як легкість, з якою зміщуються електрони зв'язку під впливом зовнішньої дії (електричне поле, реагуюча частинка та ін.). Інакше кажучи, поля­ризованість — це здатність електронної хмари зв'язку до поляриза­ції під впливом зовнішнього електричного поля або електрично за­ряджених частинок. Під впливом зовнішніх дій відбувається деформація електронної хмари зв'язку, зростає її полярність (збіль­шується дипольний момент). Слід відрізняти поняття поляризова-ності від полярності зв'язку. Якщо полярність зумовлена різною електронегативністю зв'язаних атомів, то поляризованість визнача­ється ступенем рухливості електронів зв'язку. Полярність — це ста­тичне явище, а поляризованість — динамічне. Поляризованість не завжди узгоджується з полярністю. Приміром, якщо полярність зв'яз­ку С—Наї зменшується в ряду С—Р > С—СІ > С—Вг » С—І, то її поляризованість, навпаки, збільшується.

Порівнюючи поляризованості а- і л-зв'язків, необхідно від­значити, що л-зв'язки поляризуються значно легше, ніж а-зв'яз-ки, оскільки я-електронна густина знаходиться далі від атомних ядер. Як і полярність, поляризованість впливає на реакційну здат­ність речовин, але її внесок значно більший.

Напрямленість зв'язків. Ковалентні зв'язки мають певну напрям-леність у просторі. Електронні пари, які утворюють хімічні зв'яз­ки, намагаються зайняти таке просторове положення відносно одна одної, щоб сили електростатичного відштовхування між ними були мінімальними. Кути між напрямками зв'язків у молекулі назива­ють валентними кутами. Розмір валентного кута залежить від ста­ну гібридизації атомних орбіталей і природи атомів, які утворюють зв'язки. Приміром, куги між зв'язками в метані дорівнюють 109° 28'. Однак це справедливо лише в тих випадках, коли атом Карбону зв'язаний з чотирма однаковими замісниками. У більшості випадків спостерігаються невеликі відхилення від кута правильного тетра­едра. Наприклад, у молекулі 2-бромопропану валентний кут дорів­нює 114,2°. Аналогічно незначне відхилення від валентних ку­тів 120° і 180° спостерігається в сполуках з атомом Карбону в зр²-і 5р-гібридизації.

О КОНТРОЛЬНІ ПИТАННЯ ТА ВПРАВИ

5. Наведіть електронні конфігурації елементів: С, О, ЇМ, 8, СІ. Укажіть, скільки валентних електронів має кожний з них.

6. Запишіть наведені нижче сполуки у вигляді структур Льюїса: Вг₂ ; С₂Н₆; С₂Н₂ ; СН₂0 ; СН₃С1 ; СН₃>Ш₂.

37

Хімічний зв язок

7. Дайте визначення поняття «гібридизація». Які види гібридизації можливі для атома Карбону в органічних сполуках? Наведіть при­клади і вкажіть форму та просторову напрямленість атомних орбіта­лей у кожному випадку.

8. Визначте вид гібридизації АО в таких сполуках:

-С-

II О

-СН₃;

С С1₄; С0₂; СН₃—О^ЇЧ; СН₂=СН—СН=СН₂; СН₃—0=С—СН₃;

СН_Г

Н,С-

5.

Дайте визначення основних типів хімічного зв'язку. Укажіть, які типи хімічного зв'язку наявні в молекулах наведених сполук: Н₃С—СН₂—Вг; Н₃С—С=>і; Н₂С=СН—СН₃; Н₃С—N02;

Н₃С—ОН; Н₃С-^О

^

О

-гШ—МН₂; [Н₃С—>Ш₃]⁺Г; Н—С

Н₃С-

ЧГ№⁺

хтин;

9. Дайте визначення о- та я-зв'язків. Укажіть, які зв'язки в молекулах наведених сполук належать до о- , а які — до л-зв'язків. Укажіть АО, які беруть участь в утворенні цих зв'язків: СН₃—СН=СН—СН₃; СН₃—С=СН ; СН₃—О^ІЧ; СН₃—ИН—СН₃.

10. Діетиловий етер С₂Н₅—О—С₂Н₅ і н-бутиловий спирт С₄Н₉ОН ма­ють однакову молекулярну масу. Поясніть, чому температура ки­піння спирту (118 °С) значно вища, ніж етеру (35 °С).

11. Дайте визначення понять «полярність» і «поляризованість» зв'язку. Поясніть причину появи часткових або цілих зарядів у сполуках, формули яких наведено нижче:

5-ОН;

8+ 8- 5+ 8- 8+

Н І Н₃С—М—Н

І

Н

Н — Вг; Н₃С — Р; Н₃С

О

ОН^-.

8- 8+ ^

Ч)Т*а⁺

НО^С — Н; Н,С—С

■ -

Взаємний вплив атомів в органічних сполуках

39

■ ГЛАВА С£ ^ ГЛАВА

₄

ВЗАЄМНИЙ ВПЛИВ АТОМІВ В ОРГАНІЧНИХ СПОЛУКАХ

Ідея про взаємний вплив атомів на реакційну здатність органіч­них сполук була вперше висловлена О. М. Бутлеровим у теорії хі­мічної будови. Подальшого розвитку вона набула в теорії електрон­них зміщень (електронні ефекти). За сучасними уявленнями реакційна здатність органічних сполук визначається характером розподілу електронної густини в молекулі та рухливістю (поляри-зованістю) електронів ковалентних зв'язків.

В органічних сполуках розрізняють два види електронних змі­щень: зміщення електронної густини вздовж ланцюга о-зв'язків — індуктивний ефект і зміщення по системі я-зв'язків — мезомерний ефект.