2.2.2.2. Характеристики ковалентной связи.

Важными количественными характеристиками ковалентной связи являются энергия связи, ее длина и дипольный момент.

1) Энергия связи - энергия, выделяющаяся при ее образовании, или необходимая для разъединения двух связанных атомов. Энергия связи характеризует ее прочность.

2) Длина связи - расстояние между центрами связанных атомов. Чем меньше длина, тем прочнее химическая связь.

3) Дипольный момент связи () – векторная величина, характеризующая полярность связи.

Длина вектора равна произведению длины связи l на эффективный заряд q, который приобретают атомы при смещении электронной плотности:  = lq. Вектор дипольного момента направлен от положительного заряда к отрицательному. При векторном сложении дипольных моментов всех связей получают дипольный момент молекулы. На характеристики связей влияет их кратность:

энергия связи увеличивается в ряду: ;

длина связи растет в обратном порядке: .

2.2.2.3. Неполярная ковалентная связь.

Неполярная (симметричная) ковалентная связь - связь между атомами с практически равной электроотрицательностью (0,4 >  = 0) и, следовательно, равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов.

Например: HH, FF, ClCl, CC.

Дипольный момент таких связей равен 0.

Связь СН в предельных углеводородах (например, в СН₄) считается практически неполярной, т.к.  = 2.5_(С)  2.1_(Н) = 0,4.

Следует отметить, что в непредельных углеводородах электроотрицательность углерода выше и связь СН более полярна (особенно, если атом Н связан с углеродом, имеющим тройную связь:

2.2.2.4. Полярная ковалентная связь.

Полярная (несимметричная) ковалентная связь - связь между атомами с различной электроотрицательностью (2 >  > 0.5) и несимметричным распределением общей электронной пары.

Электронная плотность такой связи смещена в сторону более электроотрицательного атома, что приводит к появлению на нем частичного отрицательного заряда  (дельта минус), а на менее электроотрицательном атоме - частичного положительного заряда  (дельта плюс):

C^ Cl^, C^ O^, C^ N^, O^ H^, C^ Mg^.

Направление смещения электронов обозначается также стрелкой:

CCl, CО, CN, ОН, CMg.

Чем больше различие в электроотрицательности связываемых атомов, тем выше полярность связи и больше ее дипольный момент. Между противоположными по знаку частичными зарядами действуют дополнительные силы притяжения, увеличивая прочность связи.

3. Природа ковалентной связи.

Как же происходит обобществление электронов при образовании ковалентной связи?

Электронная пара становится общей для связываемых атомов и притягивает их ядра при взаимном объемном перекрывании атомных орбиталей этих атомов. Поэтому более полным определением понятия ковалентной связи является следующее:

Связь, образованная путем обобществления пары электронов в результате перекрывания атoмных орбиталей связываемых атомов, называется ковалентной.

3.1. Как взаимодействуют атомные орбитали при образовании молекул?

При взаимодействии (перекрывании) атомных орбиталей, принадлежащих ДВУМ (или более) атомам, образуются молекулярные орбитали (МО). Причем их число равно числу исходных АO:

n АO  n МO.

Молекулярные орбитали заселяются обобществленными электронами и таким образом осуществляют ковалентную связь.

Образованию молекулярных орбиталей может предшествовать взаимодействие атомных орбиталей ОДНОГО атома, приводящее к гибридизации (смешению) этих орбиталей и возникновению гибридных АО. Гибридные орбитали в свою очередь могут участвовать в образовании молекулярных орбиталей, перекрываясь с атомными орбиталями других атомов.

Гибридизация атомных орбиталей возможна лишь для атомов, образующих химические связи, но не для свободных атомов!