Властивості ковалентного зв’язку
Особливістю ковалентного хімічного зв'язку є її насичуваність, спрямованість та полярність.
Насичуваність зв'язку.З наведених вище прикладів випливає, що молекули існують у стійкому стані
строго певного складуH2, CH4, BF3, BH4 - , BH3і т.д., але неH3, CH5і т.д. Таким чином, при утворенні ковалентного зв'язку відбувається її насичення. Пояснити це можна так: пара електронів (H2, CH4) утворюють зв'язок завжди будуть відштовхувати неспарений електрон третього атома, що наближається, т.к. в електронній парі(H2)представлені обидві можливості орієнтації спини. Крім того, насичуваність ковалентного зв'язку можна пояснити тим, що для утворення хімічного зв'язку необхідне оптимальне накопичення електронної щільності між ядрами, а її надлишок або недолік призводить до підвищення повної енергії системи.
Спрямованість зв'язку. Найбільш міцні хімічні зв'язки виникають у напрямку максимального перекривання атомних орбіталей. Оскільки атомні орбіталі мають певну форму, їх максимальне перекривання можливе за певної просторової орієнтації. Спрямованість - найважливіша властивість ковалентного зв'язку, що залежить від типу взаємодіючих електронів та числа атомів. Спрямованість зв'язку пояснюється тим, що електронні хмари різної форми мають певний просторовий напрямок.s –хмара має форму сфери,p –хмара – форму гантелі, розташовані вздовж трьох осей (px py pz).
s, p таd -зв'язку. Залежно від напрямку перекривання атомних орбіталей розрізняютьs, pіd -зв'язку.
s - зв'язок виникає при перекриванні атомних орбіталей уздовж осі, що з'єднує ядра взаємодіючих атомів.Найпростіший випадокs -зв'язку спостерігається у молекулиH2, утворюється за рахунок перекриванняs –орбіталей атомів водню (рис. 10,а) ;s -зв'язок може виникнути також при перекриванніsіp- орбіталей(б); двохp -орбіталей(в); двохd -орбіталей(г);dіs -орбіталей;dтаp –орбіталей
Мал. 10. Схема перекривання орбіталей
при освітіs -зв'язку
p - зв'язок здійснюється при перекриванні атомних орбіталей по обидва боки осі, що з'єднує ядра атомів. При взаємодії двох орбіталей, розташованих перпендикулярно осі, що з'єднує ядра атомів, виникають дві області перекривання (рис. 11). Відповідно p- зв'язок характеризується двома областями перекривання, розташованими по обидві сторони, що з'єднує ядра атомів.
Мал. 11. Схема перекриттяp -орбіталей
при освітіp -зв'язку
Наприклад, розглянемо будову молекулиN2
Мал. 12. Освітаs -зв'язку в молекуліN2
Перекриття електронних хмар відбувається вздовж лінії, що з'єднує центри атомів, а також перпендикулярно до лінії, що з'єднує центри
Мал. 13. Освітаp -зв'язків у молекуліN2
Як видно, в молекуліN2між атомами азоту здійснюється один зв'язок (рис. 12) і два зв'язки (рис. 13).
Мал. 14. Схема освітиd -зв'язку
d - зв'язок виникає при перекриванні двохd –атомних орбіталей, розташованих у паралельних площинах, чотирма пелюстками (рис. 14).
Таким чином,s–електрони можуть брати участь лише в освітіs-зв'язку,p–електрони – в освітіsтаp -зв'язків, аd-електрони - як в освітіsіp -зв'язків, так іd -зв'язків.
p -іd -зв'язку накладаються наs -зв'язку, внаслідок чого утворюються подвійні та потрійні, як, наприклад, у молекулі азоту.Кількість зв'язків, що утворюють між атомами, називається кратністю (порядком) зв'язку.Зі збільшенням кратності зв'язку змінюються довжина зв'язку та його енергія. Енергія подвійного зв'язку не збільшується вдвічі, а енергія потрійного зв'язку не збільшується втричі в порівнянні з енергією одинарного зв'язку. Це викликано тим, що енергіяp -зв'язку менша, ніж енергіяs -зв'язків;p -зв'язок менш міцна, ніжs -зв'язок і руйнується при хімічних взаємодіях насамперед.
Гібридизація атомних орбіталей. При утворенні кількох хімічних зв'язків іноді беруть участь різні атомні орбіталі одного й того ж атома. Наприклад, у молекулі метану чотири хімічні зв'язки утворені шляхом перекривання трьохpта однієїs –орбіталі атома вуглецю з чотирмаs –орбіталями атомів водню. Оскільки енергія і формаsіp –орбіталей різні, можна очікувати, що з чотирьох зв'язків у молекулі метану відрізнятиме-
ся від інших зв'язків за міцністю і характером направлено-
сті. Однак експерименти показали, що всі чотири зв'язки у молекулі метану рівноцінні. Цей та інші подібні факти вдалося пояснити з допомогою теорії гібридизації. Відповідно до цієї теорії при утворенні молекул відбувається зміна форми та енергії атомних орбіталей. Замість нерівноцінних, наприклад,sіp -орбіталей утворюються рівноцінні гібридні орбіталі, мають однакову форму та енергію, тобто. відбувається гібридизація (змішування) атомних орбіталей. Приутворенні хімічних зв'язків за участю гібридних орбіталей виділяється більше енергії, ніж при утворенні зв'язків за участю окремих орбіталей, тому гібридизація атомних орбіталей призводить до більшого зниження енергії системи і відповідно підвищення стійкості молекули.
Мал. 15. Формаsp -гібридної орбіталі
Гібридна орбіталь формою відрізняється від атомних орбіталей. Так, гібриднаsіp –орбіталь відрізняється більшою витягнутістю з одного боку від ядра, ніж з іншого (рис. 15).
Електронна щільність в області перекривання гібридної електронної хмари буде більшою за електронну щільність в області перекривання окремоsіp –орбіталей. Тому зв'язок, утворений електронами гібридної орбіталі характеризується більшою міцністю, ніж зв'язок, утворений електронами окремоs -абоp -орбіталі.