5. Прості й кратні ковалентні зв’язки

З алежно від кількості електронних пар, що беруть участь в утворенні хімічного зв’язку між двома атомами, розрізнюють прості (одинарні), подвійні та потрійні зв’язки. Прості – це завжди -зв’язки. Наприклад вуглецеві атоми в стані sp³гібридизації утворюють тільки -зв’язки.

Sp²- та sp-гібридизовані атоми утворюють кратні зв’язки. Наприклад, в молекулі етилену СН₂=СН₂ подвійний зв’язок є комбінацією - й -зв’язків

При утворенні зв’язку між двома sp-гібридизованими вуглецевими атомами при перекриванні гібридних орбіталей утворюється -зв’язок, а дві негібридних р-орбіталі утворюють два ковалентних -зв’язка, які розташовані у взаємо перпендикулярних площинах та об’єднуються до однорідної електронної хмари циліндричної форми.

Хімічна символіка передбачає зображення ковалентного хімічного зв’язку у вигляді однакових рисок, хоча й вони якісно різні.

-зв’язок менш міцний за -зв’язок, робить неможливим вільне обертання навколо С=С-зв’язку

1. Основні характеристики ковалентного зв’язку

К овалентні зв’язки характеризуються енергією, довжиною, полярністю, поляризовністю та просторовою напрямленістю.

Енергія зв’язку – фундаментальне поняття в теорії хімічного зв΄язку, є мірою його міцності. це енергія, що необхідна для гомолітичного розриву зв΄язку на радикали або атоми. Інакше кажучи, виникнення зв’язку між атомами завжди супроводжується вивільненням енергії, а розрив зв’язку потребує витрати певної кількості енергії.

Її вимірюють в кДж/моль, енергія ковалентного зв΄язк коливається в межах 220-500 кДж/моль. Чим більшою є енергія, тим міцніший зв’язок.

Довжина зв’язку – це відстань між центрами сполучених атомів. Раніше її вимірювали в ангстремах (А), а зараз використовують пікометри (пк) та нанометри (нм). 1А = 100 пм = 10 нм

(піко позначає множник 10^12). Довжина зв’язку істотно залежить від природи й типу гібридизації атомів, що утворюють зв’язок.

Тобто потрійний зв’язок коротший за подвійний, а подвійний – коротше одинарного. Існує також кореляція між довжиною зв’язку, та його енергією. Чим довше зв’язок, тим менша його енергія.

П олярність. Це найважливіша властивість ковалентного зв’язку, яка дає можливість знайти залежність між структурою та реакційною здатністю органічних сполук. Полярністю вважають нерівномірність розподілу електронної густини зв’язку між двома атомами внаслідок різниці їх електронегативностей. Чим більша різниця, тим полярніший зв’язок. Наприклад, ковалентний зв’язок СН - полярний, оскільки вуглець більш негативний ніж водень: . Полярними є зв’язки та ін.

Електронегативність – це здатність атомів певного елементу відтягувати електрони від сусідніх атомів, Для кількісної оцінки електронегативностей атомів Л.Полінгом запропонована шкала електронегативностей

H	S	CSPз	I	CSP2	Br	Cl	N	CSP	O	F
2.1	2.5	2.5	2.5	2.6	2.8	3.0	3.0	3.2	3.5	4.0

В хімічних формулах полярність зв’язку позначають або стрілками, або частковими зарядами, наприклад: Н  Cl або H^  Cl^.

Полярність хімічних зв’язків визначає тип хімічної взаємодії (тип реакції) і є кількісною характеристикою реакційної здатності сполук.

Полярність зв΄язку, що зумовлена електронегативністю атомів, є статичною величиною. Поляризовність. – це здатність електронної хмари зв’язку змінюватися під впливом зовнішніх діянь (електромагнітне поле, реагенти, розчинники, каталізатори). поляризовність визначається рухливістю електронів зв’язку (в першу чергу, це -зв΄язки, елементи з великим атомним радіусом). Таким чином полярність – це статичне явище, а поляризовність – динамічне. Чим полярніший зв΄язом, тим менше він здатний до поляризації

Спрямованість ковалентних зв’язків. Характерною особливістю ковалентних зв’язків є їх спрямованість у просторі. Тобто електронні пари, що утворюють зв’язок, взаємно відштовхуються й розташовуються у просторі таким чином, щоб ці сили відштовхування були як найменші. Кути між напрямками ковалентних зв’язків в молекулах мають назву валентних. Їх величини залежать від природи сполучених атомів і стану гібридизації атомних орбіталей.