Пример 2.

Почему энергия двойной связи С = С (613,2 кДж) не равна удвоенному значению энергии одинарной связи С  С (348,6 кДж)?

Решение.

Энергия связи в значительной мере зависит от способа перекрывания электронных облаков при образовании связи. Если перекрывание орбиталей двух атомов происходит в направлении оси симметрии (максимальная площадь перекрывания), то химическая относится к типу -связи. Если область перекрывания электронных облаков перпендикулярна линии связи (боковое перекрывание), то это -связь. Поэтому - и -связи неравноценны по энергии, прочнее -связь.

  

s–s s–p p–p

  

p–p p–d d–d

Следовательно атомы не могут образовывать между собой более одной -связи. Ординарная -связь СС в молекуле этана имеет энергию 348,6 кДж. Энергия -связи оценивается величиной в 264,6 кДж, поэтому энергия двойной связи С=С не равна удвоенному значению ординарной связи СС.

Пример 3.

Как изменяется полярность связи и прочность молекул в ряду HF, HCl, HBr, HI?

Решение.

Если ковалентная связь образована при взаимодействии разных атомов, то электронное облако связи всегда смещается к атому с большей относительной электроотрицательностью и связь становится полярной, т. е. полярность связи зависит от разности электроотрицательностей атомов. Чем больше разность относительных электроотрицательностей, тем полярнее связь. Элементы F, Cl, Br, I находятся в одной группе периодической системы Д. И. Менделеева. В группе электроотрицательность сверху вниз падает, значит, самый электроотрицательный элемент  фтор и поэтому связь в молекуле HF будет самой полярной.

Приведенные в условии задачи молекулы двухатомны, и прочность их определяется прочностью связи водород-галоген. Прочность же связи при прочих равных условиях зависит от длины связи, т. е. от радиуса атома галогена. По группе сверху вниз радиусы атомов галогенов увеличиваются, длина связи галогена с водородом растет, и энергия связи соответственно уменьшается, так как чем длиннее связь, тем она менее прочна.

Пример 4.

Какие химические связи имеются в ионах [NH₄]⁺, [BF₄]^?

Решение.

Напишем валентные электроны взаимодействующих атомов:

N 2s² 2p³,

B 2s² 2p¹,

F 2s² 2p⁵,

H 1s¹.

При образовании молекулы аммиака (см. пример 3.1) атом азота не исчерпал все валентные возможности, так как у него осталась свободной одна пара электронов. При взаимодействии с ионом водорода H⁺, имеющего незанятую 1s-орбиталь, образуется ещё одна ковалентная связь:

NH₃ + H⁺ [NH₄]⁺.

Такая ковалентная связь, когда атом-комплексообразователь (азот) предоставляет для образования связи пару электронов, а атом-лиганд  (водород) свободную орбиталь, называется дативной.

Для образования молекулы BF₃ атом бора переходит в возбужденное состояние с тремя неспаренными электронами:

B 2s² 2p¹ B^* 2s¹ 2p².

Три образующихся гибридных облака (sp²-гибридизация) перекрываются с тремя p-облаками трех атомов фтора и получается молекула BF₃. Но у атома бора остается свободная орбиталь, а у иона фтора имеются свободные электронные пары (F⁰ + 1 = F^) Поэтому в ионе [BF₄]^ четвертая ковалентная связь образуется по донорно-акцепторному механизму:

BF₃ + F^ [BF₄]^.

Атом бора  комплексообразователь дает для связи пустую орбиталь (акцептор), а ион фтора  лиганд, дает пару электронов (донор).

Итак, в ионах [NH₄]⁺ и [BF₄]^ четыре ковалентные связи образованы разными способами:

а) одноэлектронный 1:1,

б) дативный 2:0,

в) донорно-акцепторный 0:2.

Первая цифра указывает число электронов комплексообразователя, вторая  лиганда.

Все четыре связи в катионе аммония и в тетрафторборат анионе одинаковы по энергии, длине и другим параметрам, т. е. это не новый тип связи, а разные механизмы образования одной ковалентной связи.