СВОЙСТВА КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ длина связи

•Длина связи – среднее расстояние между двумя ядрами ковалентно связанных атомов. Также называется межатомным расстоянием.

•Связь можно уподобить пружине, которая позволяет атомам колебаться вблизи некоторого оптимального расстояния, соответствующего минимуму энергии системы из двух ядер. Как и следовало ожидать, расстояние между двумя атомами возрастает, когда связь начинает разрываться.

•Половина длины связи в симметричной молекуле, например Cl-Cl, называется ковалентным радиусом элемента.

41

СВОЙСТВА КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ кратность связи

•Кратность ковалентной связи характеризуется числом общих электронных пар между соединяемыми атомами. Между соединяемыми атомами могут возникнуть одна, две или три ковалентные связи. При наличии одной общей электронной пары между соединяемыми атомами говорят о простой (ординарной) связи. При наличии у соединяемых атомов двух или трех общих электронных пар между ними возникает соответственно двойная или тройная связь. При этом одна связь – обязательно

-связь, остальные - -связи.

42

ОСОБЕННОСТИ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ кратность связи

•С увеличением кратности связи всегда уменьшается ее длина и повышается суммарная прочность. Однако увеличение энергии связи не пропорционально увеличению кратности связи, что указывает на различия в энергиях - и -

связи, причем Е Е . Это объясняется тем, что

эффективность перекрывания взаимодействующих атомных орбиталей в случае возникновения -молекулярных орбиталей выше, чем при образовании -молекулярных орбиталей.

43

ОСОБЕННОСТИ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ насыщаемость связи

•Каждый атом в соединении способен образовывать определенное число ковалентных связей. Число возможных ковалентных связей, образуемых данным атомом, зависит при обменном механизме от числа неспаренных электронов на внешних энергетических уровнях у атомов в основном и возбужденном состояниях, а при донорно-акцепторном – еще и от числа свободных атомных орбиталей на внешнем уровне.

44

ОСОБЕННОСТИ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ насыщаемость связи

•Число неспаренных электронов у атома данного элемента в основном состоянии определяется электронной структурой внешних уровней. Например, в основном состоянии внешний уровень атома углерода имеет структуру 2s22p2

•Следовательно, в этом состоянии углерод имеет два неспаренных электрона и может образовывать две ковалентные связи по обменному механизму. Однако углерод в соединениях чаще всего образует 4 связи. Это объясняется тем, что на внешнем уровне в атоме углерода имеется свободная 2р-орбиталь, которая при возбуждении атома может быть частично занята за счет перехода одного электрона с 2s-орбитали с возникновением четырех неспаренных электронов.

45

Начиная с третьего периода, у атомов р-элементов при возбуждении электроны внешних s- и р-подуровней могут переходить на свободный d-подуровень этого слоя, что приводит к увеличению числа возможных связей. Именно этим объясняется способность атомов фосфора образовывать в соединениях пять связей, атом серы четыре или шесть

46

СВОЙСТВА КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ направленность

•Атомные орбитали, участвующие в образовании молекулярных орбиталей, имеют различную форму и разную ориентацию в пространстве. Это обусловливает пространственную направленность ковалентных связей, образуемых атомом, поскольку соединяемые атомы стремятся к максимальному перекрыванию атомных орбиталей. Направленность ковалентных связей определяет пространственную структуру (геометрию) молекул.

47

ГЕОМЕТРИЧЕСКОЕ СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ

гибридизация

•Для объяснения геометрического строения молекул с учетом направленности ковалентной связи Л. Полинг предложил идею о гибридизации атомных орбиталей.

•ГИБРИДИЗАЦИЕЙ называется гипотетический процесс смешения различного типа, но близких по энергии атомных орбиталей данного типа с возникновением того же числа новых (гибридных) орбиталей, одинаковых по энергии и форме. Гибридизация атомных орбиталей происходит при возникновении ковалентной связи между атомами.

48

ГЕОМЕТРИЧЕСКОЕ СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ

гибридизация

•Энергия, затрачиваемая на гибридизацию, с избытком компенсируется выделением энергииза счет образования более прочных связей с участием гибридных атомных орбиталей. Название гибридных орбиталей определяется числом и типом участвующих орбиталей: sp-, sp2-, sp3-, sp2d-, sp3d2-гибридизация.

•Направленность гибридных АО орбиталей в пространстве, а следовательно, и геометрия молекул зависят от типа гибридизации.

49

ГЕОМЕТРИЧЕСКОЕ СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ

гибридизация

•На практике обычно решается обратная задача: вначале экспериментально устанавливается геометрия молекулы, после чего описываются тип и форма АО, участвующих в ее образовании.

•Так, пространственная структура молекул аммиака и воды близка к тетраэдрической, поэтому считают, что атом азота в NH3 и атом кислорода в H2O предоставляют для связывания с атомами водорода не чистые р-орбитали, а sp3- гибридные орбитали. Причем неподеленные электронные пары внешнего слоя атомов азота и кислорода также находятся на sp3-гибридных орбиталях.

50