3.3. Основные характеристики химической связи

Основными характеристиками химической связи являются длина, валентные углы, энергия, дипольный момент.

Под длиной связи А∙∙∙В понимают расстояние между атомами (межъядерное расстояние), отвечающее устойчивому состоянию молекулы. Грубая оценка длины связи А∙∙∙В может быть проведена на основе соотношения:

если известны межатомные расстояния в молекулах А₂ и В₂.

Закономерное изменение атомных и ионных радиусов в таблице Менделеева ведет к закономерному изменению длин связей, например (длины связей выражены в пм):

H₂ F₂ Cl₂ Br₂ I₂

74 142 199 222 276

S₂ Se₂ Te₂

192 219 259

H–O H–S H–Se H–Te

97 133 147 167

Для данного типа связи при сохранении валентности элемента длина связи примерно сохраняется, например:

О–Н в Н₂О 97 пм

Н₂О₂ 97 пм

НСООН 96 пм

Рост кратности связи ведёт к её укорочению, например:

С–С 154 пм

С=С 134 пм

С≡С 120 пм

Под энергией связи (энтальпией связи) подразумевают энергию разрыва 1 моль данной связи до состояния атомов, при этом атомы разводятся на бесконечно большое расстояние. Например:

СО(г) = С(г) + О(г); Н⁰₂₉₈ = 1068 кДж/моль = Н⁰_связи;

Н₂(г) = 2Н(г); Н⁰ = Н⁰_связи = Н⁰_{дисс. Н2 на атомы} = Н⁰_{атомизации}

Под средней энергией (энтальпией) связи А∙∙∙В в молекуле АВ_n понимают 1/n часть энергии разрыва всех связей А∙∙∙В в 1 моль соединения АВ_n, при этом атомы разводятся на бесконечно большое расстояние. Например:

NH₃(г) = N(г) + 3H(г); Н⁰₂₉₈ = 1155 кДж/моль;

Н⁰_{ср. N–H} = 1155/3 = 385 кДж/моль связи

Вычисление энтальпий связей производят на основе закона Гесса. Энтальпии связей закономерно изменяются в соответствии с таблицей Менделеева, например:

N–H O–H F–H

385 464 565 кДж/моль связи

O₂ S₂ Se₂

494 427 272 кДж/моль связи

Рост кратности связи ведёт к увеличению энтальпии связи, например:

С–С С=С С≡С

343 612 815 кДж/моль связи

Дипольный момент связи () представляет собой произведение эффективного заряда атома на межъядерное расстояние:

Дипольный момент связи – векторная величина. Дипольный момент молекулы равен сумме векторов дипольных моментов связей, входящих в молекулу, с учётом неподелённых электронных пар. Наиболее часто дипольные моменты измеряют в Дебаях (D), 1 D = 3,310^–30 Клм. Дипольные моменты молекул закономерно изменяются в соответствии с таблицей Менделеева, например:

NH₃ PH₃ AsH₃

1,48 0,58 0,13 D

CsF CsCl CsI

7,9 10,4 12,1 D

Следует подчеркнуть, что в большинстве случаев эффективный заряд атома и межъядерное расстояние в подгруппах изменяются в противоположных направлениях и трудно выделить доминирующий компонент. Так, в первом приведенном примере эффективный заряд в подгруппе падает энергичнее, чем нарастает радиус атома, а во втором примере – наоборот. Чем симметричнее молекула, тем меньше у неё дипольный момент. Симметричные молекулы (CO₂; BCl₃; CCl₄; PCl₅; SF₆) неполярны и имеют =0.

Валентные углы связей определяют экспериментально. Познакомимся с несколькими приближёнными методами теоретического описания геометрии молекул.