Типи хімічних зв’язків

Основні типи хімічних зв’язків, їх визначення, характеристики приведено на схемі 1.

Схема 1

Основні характеристики ковалентного зв’язку:

Довжина зв’язку – відстань між центрами зв’язаних атомів у молекулі. Оскільки атоми в молекулі знаходяться у постійному коливальному русі, довжина зв’язку є наближеною величиною. Цей показник приводять найчастіше у ангстремах (Å) або нанометрах (нм). У міжнародній системі одиниць одиниці довжини зв’язку – пікометри, скорочено пм (1нм=10 Å=1000пм). У таблиці 1.1 наведені величини довжини найбільш розповсюджених ковалентних зв’язків.

Довжина зв’язку залежить від природи і типу гібридизації атомів, які утворюють зв’язок. Прямої залежності між довжиною зв’язку і його реакційної зданістю немає, але для однотипних зв’язків існує правило: чим коротше зв’язок, тим він менш реакційно здатний.

Енергія зв’язку– енергія, яка виділяється при утворенні хімічного зв’язку між двома вільними атомами, або це енергія, яку необхідно затратити на роз’єднання двох зв’язаних атомів. Енергію зв’язку виражають у кДж/моль або ккал/моль. Значення енергії зв’язку слугує мірою її міцності.

Дані табл. 1.1 показують, що з зростанням s-характеру зв’язку його довжина зменшується, а міцність (енергія) підвищується. Подвійні зв’язки коротші і міцніші відповідних одинарних, а потрійні – подвійних. Однак необхідно знати, що σ-зв’язок міцніший ніж π-зв’язок. Подвійний зв’язок складається з одного σ-зв’язку і одного π-зв’язку, а потрійний зв’язок складається з одного σ-зв’язку та двох π-зв’язків. Якщо простежити за елементами в межах періодичної системи , наприклад, зв’язок С-Наl, то при переміщенні зверху вниз (від F до I) довжина зв’язку зростає, а міцність зменшується.

Полярність зв’язку – нерівномірний розподіл електронної густини зв’язку, яке зумовлене різною електронегативністю атомів. Електронегативність – це здатність атомів притягувати електрони. Вона залежить від ефективного заряду ядра атома і виду гібридизації атомних орбіталей. Найбільш відома шкала електронегативності, яку склав американський хімік Л.Полінг:

Атом	H	S	C_sp3	I	C_sp2	Br	Cl	N	C_sp	O	F
Елекронегативність	2,1	2,5	2,5	2,6	2,8	2,8	3,0	3,0	3,2	3,5	4,0

Полярний ковалентний зв’язок утворюється між атомами з різною електронегативністю. Кількісно полярність зв’язку виражається значенням дипольного моменту, який позначається – μ (греч. “мю”). Дипольний момент виражають в одиницях дебая (Д). Дипольний момент – векторна величина. Для більшості ковалентних зв’язків дипольний момент – 0-3 Д; сильно полярні зв’язки – 4-7 Д, йонні – більше 10 Д (табл. 1.1).

Молекулу, яка складається з трьох і більше атомів, характеризує сумарний дипольний момент. Він залежить від числа і природи полярних зв’язків та від взаємного розташування їх у просторі. Так молекулу тетрахлоретану складають чотири зв’язки С-Cl (кожний 1,46 Д), а в цілому

сполука не має диполя μ=0, так як проходить взаємна компенсація дипольних моментів окремих зв’язків.

Таблиця 1.1

Читайте також:

<== попередня сторінка	\|	наступна сторінка ==>
Мережні протоколи	\|	Класифікація органічних реакцій і реагентів

Не знайшли потрібну інформацію? Скористайтесь пошуком google:

Генерація сторінки за: 0.003 сек.