4.1.2. Поляризуемость связи

Поляризуемость связи – способность связи менять свою полярность под действием внешнего электрического поля. Наведенное электрическое поле может быть создано полярными молекулами растворителя или партнера по реакции. Так в молекуле HCl под действием полярных молекул воды в растворе происходит поляризация связи, и диссоциация молекулы с образованием ионов: Н⁺ и Cl^–.

Поляризуемость связи тем больше, чем ниже ее электронная плотность, т.е. чем больше радиус атомов, ее образующих. Так в ряду однотипных соединений HCl, HBr, HI она увеличивается с ростом радиуса галогена от хлора к йоду.

4.1.3. Энергия и длина связи

Количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи, называется энергией химической связи Е_св. Она имеет единицу измерения кДж/моль. Для многоатомных соединений с однотипными связями за энергию связи принимается среднее ее значение, рассчитанное делением энергии образования соединения из атомов на число связей. Например, энергию связи в метане (1640 : 4 = 410 кДж/моль) определяют путем деления на четыре энергии образования молекулы СН₄ из атомов водорода и углерода. Чем больше энергия химической связи, тем устойчивее молекулы. Например, молекула HF устойчивее молекулы НВr (табл. 4.2).

Таблица 4.2

Энергии (Е_св) и длины (l_св) некоторых химических связей

Связь	Есв, кДж/моль	lсв, нм	Связь	Есв, кДж/моль	lсв, нм
Н–F	566	0,092	C–C	348	0,154
H–Cl	432	0,128	C=C	614	0,134
H–Br	366	0,142	O=O	495	0,121
H–I	299	0,162	CC	839	0,120
H–H	436	0,074	NN	945	0,110
H–S	380	0,134	PP	489	0,189

Важной характеристикой химической связи является ее длина (l_св), равная расстоянию между ядрами в соединении. Она зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания. Имеется определенная корреляция между длиной и энергией связи: с уменьшением длины связи обычно растет энергия связи и соответственно устойчивость молекул (табл. 4.2). Например, в ряду галогеноводородов от HF до HI длина связи растет, а ее энергия уменьшается.

4.1.4. Направленность ковалентной связи

Особенность ковалентной связи, отличающей ее от ионной, является направленность. Ковалентные связи образуются перекрыванием электронных облаков, которые, как обсуждалось выше, направлены друг относительно друга под некоторым углом вследствие взаимного отталкивания. Валентный угол – угол между воображаемыми линиями, проходящими через ядра химически связанных атомов. В пространстве р-орбитали направлены под углом 90°, поэтому валентный угол между связями, образованными при участии р-орбиталей, должен быть близок к 90°, что и наблюдается для таких молекул как H₂S, H₂Se.

В молекуле метана СН₄ существуют четыре связи С–Н, имеющие одинаковые длины и энергии. Между тем у углерода в возбужденном состоянии имеются три p- и одна s-орбиталь с неспаренными электронами, которые перекрываются s-орбиталями водорода. Исходя из этого, можно было бы ожидать, что характеристики одной из связей в молекуле метана будут отличаться от характеристик других связей. Между тем все четыре связи в молекуле метана равноценны.