10.1. Кратність зв'язку

Кратність зв'язку обумовлена утворенням σ- і π- зв'язків.

σ-Зв'язок. Якщо орбіталі перекриваються по лінії, що сполучає центри двох атомів, тобто по осі зв'язку, такий ковалентний зв'язок називається σ - зв'язком. Простий зв'язок – це завжди σ-зв'язок. Так, у молекулах Н₂O, Н₂, СН₄, NH₃, С₂Н₆ атоми зв'язані σ-зв'язком. В утворенні σ-зв'язків можуть брати участь s-, р-, d-орбіталі, гібридні sр³-, sр²-, sр-орбіталі тощо.

π-Зв'язок. Внаслідок перекривання р-орбіталей, розташованих перпендикулярно до осі σ -зв'язку, утворюються дві зони перекривання по обидва боки осі зв'язку, паралельно до неї. Такий ковалентний зв'язок називається π-зв'язком. У разі утворення π-зв'язку орбіталі перекриваються менше, ніж у разі утворення σ-зв'язку. Тому π -зв'язок, як правило, слабкіший за σ-зв'язок. Орбіталі, які утворюють π-зв'язок, в гібридизації участі не беруть. Подвійний зв'язок складається з одного σ- і одного π-зв'язку, потрійний – з одного σ- і двох π-зв'язків.

Так, у молекулах азоту та ацетилену атоми азоту або атоми вуглецю з'єднані одним σ-зв'язком ідвома π-зв'язками.

10.2. Насиченість

Атом кожного елемента утворює з іншими атомами певне, обмежене число ковалентних зв'язків, яке обумовлене числом орбіталей, що беруть участь у виникненні цих зв'язків. Так, атоми елементів другого періоду, що мають на зовнішньому енергетичному рівні чотири орбіталі (одну s- і три р-), утворюють зв'язки, число яких не перевищує чотирьох. Атоми елементів інших періодів з більшим числом орбіталей на зовнішньому рівні можуть формувати більше зв'язків.

Атом азоту та атом фосфору, незважаючи на однакові електронні конфігурації зовнішнього енергетичного рівня (s²p³), тобто однакове число (п'ять) валентних електронів, утворюють у сполуках різне максимальне число зв'язків: азот – чотири, фосфор – п'ять. Це пояснюється тям, що на зовнішньому енергетичному рівні атома фосфору є вільні d-орбіталі 3s²3р³3d⁰, на одну з яких може переходити розпарований електрон з 3s-орбіталі: 3s ¹3р ³3d ¹.

У атомі азоту на зовнішньому (другому) енергетичному рівні немає вакантних орбіталей, на які міг би перейти електрон з 2s-орбіталі. Тому атом може утворювати не більше чотирьох зв'язків і один з них – за донорно-aкцепторним механізмом за допомогою неподіленої пари електронів s-орбіталі.

Слід зауважити, що всі чотири зв'язки атома азоту в амоній – іоні виявляються рівноцінними, що пояснюють явищем sр³-гібридизації. В інших сполуках (наприклад, у нітрат – іоні NO₃) відбувається sр²-гібридизація.

10.3. Напрямленість у просторі

Атомні орбіталі (крім s-орбіталей) орієнтовані у просторі, між ними утворюються певні кути.

Так, три р-орбіталі будь якого атома орієнтовані в просторі по х, у, z-осях координат, кути між ними дорівнюють 90°.

Чотири sр³-гібридні орбіталі атома в збудженому стані спрямовані до вершин тетраедра, кути між ними дорівнюють 109,28'.

Три sр²-гібридні орбіталі атома розташовані в одній площині під кутом 120° одна до одної.

Дві sр-орбіталі знаходяться на одній прямій під кутом 180° одна до одної.

Під час утворення хімічних зв'язків гібридні орбіталі стабілізуються. σ-зв'язки, які є результатом перекривання aтомних орбіталей, теж мають певну напрямленість у просторі і між ними утворюються кути, що називаються валентними. Розміри валентних кутів залежать від типу гібридизації (якщо вона є), розмірів атомів, що сполучаються, та від деяких інших факторів (зокрема виповненості вихідних орбіталей електронами).

Зв'язки, в утворенні яких беруть участь sр³-гібридні орбіталі, знаходяться здебільшого під кутом 109,5° (або близьким до нього), sр²-орбіталі – 120°, sр-орбіталі – 180°. Трапляються випадки, коли зв'язки, утворені за допомогою sр³-гібридних орбіталей, розташовані під кутами, які відрізняються від тетраедричних. Так, у молекулах води та аміаку, де, як вважається, відбувається sр³-гібридизація орбіталей центрального атома кисню та азоту, валентні кути становлять 104,5° і 107,5°. Це пояснюється дією двох неподілених пар електронів, що розташовуються на двох гібридних sр³-орбіталях атома кисню у воді, та однієї неподіленої пари електронів, яка займає одну гібридну sр³-орбіталь атома азоту в аміаку.

Тип гібридизації орбіталей центрального атома та її просторове розташування визначають геометричну будову молекул і складних іонів.

Двоатомні молекули (F ₂, НСl, N ₂ тощо) завжди мають лінійну будову, триатомні – лінійну (СO ₂) або кутово-площинну, а саме – трикутну (Н ₂S, Н ₂О, SO₂ тощо). Багатоатомні – лінійну, кутово-площинну або просторову.

Довжина зв'язку. Довжина зв 'язку – це відстань між ядрами атомів, які утворюють зв'язок. Довжину зв'язку вимірюють у нанометрах (1 нм = 1x10^-9 м). Зі збільшенням радіусів атомів, між якими виникає зв'язок, зростає його довжина. Підвищення кратності зв'язку зменшує його довжину.

Наприклад, довжина С-С зв'язку в етані – 0,154 нм; у етилені – 0,134 нм; у ацетилені – 0,120 нм.