Підготовка до ЗНО з хімії

Найважливішими характеристиками ковалентного зв’язку є кратність, довжина та енергія (табл. 6.1).

Кратність зв’язку описана при розгляді утворення молекули азоту N₂.

Довжина зв’язку – найкоротша відстань між ядрами атомів, які утворюють ковалентний зв’язок. Чим менша довжина зв’язку, тим він міцніший.

Кратні зв’язки завжди коротші від одинарних, тому міцніші. Чим вища кратність тим більша міцність.

Енергія зв’язку – кількість енергії, яка необхідна для його розриву, або яка виділяється при його утворенні.

Енергія характеризує міцність зв’язку і вимірюється в кДж/моль.

Таблиця 6.1.

Кратність, довжина та енергія зв’язків у деяких молекулах

Молекула	Атоми, між якими виникає зв’язок	Довжина, м∙10-12	Енергія, кДж/моль
N2	NºN	109	949
CO	C=O	113	941
HF	H–F	91	559
H2	H–H	74	443
CO2	O=C=O	131	347
Br2	Br–Br	228	190

 

Іншими характеристиками ковалентного зв’язку є полярність, спрямованість у просторі та насиченість.

Насиченість зв’язку – здатність атомів утворювати певну кількість хімічних зв’язків. Завдяки цьому молекули мають чіткий склад і структуру.

Полярність зв’язку – асиметричний розподіл електронної хмари між ядрами атомів по осі зв’язку. Зміщення електронної хмари до більш електронегативного атома називається поляризацією, а зв’язок полярним (див. Ковалентний полярний зв’язок, схема утворення молекули HF). Електронна хмара зміщується тим сильніше, чим більша різниця електронегативностей атомів, між якими утворений хімічний зв’язок.

Коли різниця електронегативностей перевищує 1,8, то ковалентний зв’язок переходить в іонний.

Спрямованість ковалентного зв’язку обумовлює просторову структуру молекул і визначається валентним кутом (кут між лініями зв’язку атомів у молекулі).

Очевидно, двоатомні молекули матимуть лінійну форму (Н₂, HF, N₂).

Утворення валентного кута розглянемо на прикладі молекули H₂S.

Утворення молекули H₂S з атомів Гідрогену та Сульфуру схематично зображається так:

                                                                                                  ₊₁H 1s¹             ₊₁H 1s¹

 

₊₁₆S 1s²2s²2р⁶3s²3р⁴

Ковалентні зв’язки атом Сульфуру утворює з рахунок неспарених електронів двох 3р-орбіталей, які у просторі розташовані під кутом 90 ⁰ (див. Квантові числа). Саме ці орбіталі взаємодіють з орбіталями атомів Гідрогену і при перекриванні утворюють два ковалентні полярні s-зв’язки, розташовані під кутом один відносно одного (рис. 6.5).

Рис. 6.5. Схема просторового розміщення орбіталей у молекулі Н₂S.

Цей кут мав би дорівнювати куту між р-орбіталями (90 ⁰), однак насправді він трохи більший (~ 91 ⁰), за рахунок відштовхування позитивно заряджених атомів Гідрогену.

Розглядаючи аналогічні сполуки Гідрогену з іншими елементами VIA підгрупи, слід відмітити, що валентний кут зростає із зменшенням радіуса центрального атома і відповідним зменшенням довжини зв’язку (табл. 6.2).

Таблиця 6.2.

Залежність валентного кута від радіуса центрального атома у гідридів елементів VIA підгрупи

Центральний атом	Сполука	Радіус центрального атома, м∙10-12	Валентний кут, 0
O	H2O	66	104,5
S	H2S	104	92
Se	H2Se	117	91
Te	H2Te	137	90
Po	H2Po	159	90

 

Нижче докладніше описана геометрія молекул.