Характеристики химической связи.

К основным характеристикам химической связи, дающим информацию о структуре молекулы и ее прочности, относятся валентный угол длина и энергия связи.

Длиной связи называют расстояние между центрами атомов, образующих данную связь (межъядерное расстояние). Ее определяют экспериментально при помощи различных физико-химических методов. Длина связи обусловлена размером реагирующих атомов и степенью перекрывания их электронных облаков, которая зависит от типа химической связи. Так в ряду галогеноводородов длина связи Н‑Г имеет следующие значения (в пм, 1 пм = 10^-12 м):

Соединение	H-F	H-Cl	H-Br	H-I
Длина связи	100	127	141	162

Другой характеристикой химической связи, отражающей геометрическое строение, является валентный угол.

Валентный угол – это угол, образованный линиями, соединяющими центры атомов в направлении действия между ними химической связи. Он зависит от природы атомов и характера химической связи.

Количество энергии, выделяющейся при образовании химической связи, называется энергией связи. Эта величина является характеристикой прочности связи. Ее выражают в кДж/моль образующегося вещества. Для трех и многоатомных молекул с одинаковым типом связи рассчитывают среднюю энергию связи. Например, энергия образования NH₃ при 298 К равна 1170 кДж/моль; средняя энергия связи N‑H равна 1170/3 = 390 кДж/моль. Чем больше энергия связи, тем она прочнее.

Типы химической связи

Различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую, хотя эта классификация является условной. Химическая связь между атомами, осуществляемая обобществленными электронами, называется ковалентной. Ковалентная связь по своей природе представляет универсальный тип химической связи. Промежуточный тип связи, когда электроны несколько смещены от одного атома к другому, называют полярной ковалентной связью. В неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. Полярные молекулы являются диполями, т.е. системами, состоящими из двух равных по величине, но противоположных по знаку зарядов (q+ и q‑), находящихся на расстоянии l (длина диполя) друг от друга. Полярность молекулы оценивается значением электрического момента диполя =. Электрический момент диполя представляет собой векторную сумму моментов всех связей и несвязывающих электронных пар в молекуле. Результат сложения зависит от структуры молекулы. Молекула СО₂ имеет линейное строение и, несмотря на полярность связи С=О, вследствие взаимной компенсации электрических моментов диполя, молекула СО₂ неполярна (=0). В угловой молекуле воды полярные связи О-Н располагаются под углом 104,5, взаимной компенсации не происходит и молекула воды полярна (=0,6110^-29 Клм).

Для объяснения природы ковалентной связи и механизма ее образования используют преимущественно две теории: метод валентной связи (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО).

Необходимо заметить, что причины образования связи между атомами удалось установить лишь с помощью квантовой механики, но решение основного уравнения квантовой механики – уравнения Шредингера – возможно только с использованием приближенных выражений волновых функций. В данной случае методы ВС и МО являются приближенными расчетами распределения энергии электронов в многоэлектронном атоме и отличаются лишь ограничениями (предпосылками, допущениями), налагаемыми на волновую функцию.