§ 14. Свойства химических связей
Свойства ковалентной связи
длины связи по
расстоянию между
ядрами химически
связанных атомов
Ковалентная связь характеризуется длиной, энергией, кратностью, насыщаемостью, направленностью и полярностью.
Длина ковалентной связи — это расстояние между ядрами химически связанных атомов (рис. 27). Длина ковалентной связи обычно немного отличается от суммы атомных радиусов из-за перераспределения электронной плотности и перекрывания электронных облаков (рис. 27–29). Чем больше радиусы связанных атомов, тем больше длина связи (табл. 12).
Таблица 12. Характеристика ковалентных связей в молекулах водорода и галогеноводородов
| Элемент | Радиус атома, нм | Молекула | Длина связи, нм | Eсвязи, кДж/моль | Δχ | Модель молекулы |
| Н | 0,037 | H2 | 0,074 | 436 | 0 |  |
| F | 0,071 | HF | 0,092 | 565 | 1,8 |  |
| Cl | 0,099 | HCl | 0,128 | 431 | 0,8 | |
| Br | 0,114 | HBr | 0,141 | 364 | 0,6 | |
| I | 0,133 | HI | 0,161 | 297 | 298 |
Энергия химической связи (Eсвязи) — это энергия, которую необходимо затратить на её разрыв. Как правило, чем прочнее связь, тем меньше её длина (табл. 12).
Кратностью ковалентной связи называют число электронных пар, которые участвуют в образовании химической связи между двумя атомами.
Различают одинарные (), двойные (
) и тройные (
) связи. При перекрывании орбиталей вдоль линии, соединяющей ядра атомов, образуются только σ-связи (рис. 28).
Но две или три ковалентные связи между двумя атомами не могут одновременно образовываться в одной плоскости. Поэтому в случае двойных и тройных связей происходит «боковое» перекрывание р- или d-орбиталей, то есть образуются π-связи:
Например, двойная связь в молекуле кислорода 
образуется при перекрывании двух р-орбиталей. При этом перпендикулярно расположенные р-орбитали образуют одну σ- и одну π-связи (рис. 29).
при образовании σ-связи и π-связи в молекуле O2
Тройная связь в молекуле азота 
возникает при перекрывании трёх р-орбиталей. При этом образуется одна σ-связь и две π-связи, как показано на рисунке 30.
облаков при образовании σ- и π-связей в молекуле N2
Кратность связи наглядно указывают в структурных формулах. Так, в молекуле формальдегида две одинарные и одна двойная связь: 
. При этом в ней три σ-связи и одна π-связь.
Направленность ковалентных связей определяется ориентацией в пространстве атомных орбиталей, участвующих в образовании связи. Она обусловливает пространственную структуру молекул (рис. 31).
Угол, образованный направлениями химических связей, исходящими из одного атома, называют валентным углом.
Например, вам известно, что в молекуле CH4 связи расположены под углом приблизительно 109°, в молекуле — 120°, в молекуле
— 180°.
перекрывания электронных облаков в молекуле H2S
В молекулах Н2О и Н2S атомы кислорода и серы образуют две σ-связи с атомами водорода. В образовании этих связей участвуют p-орбитали внешнего энергетического уровня, которые ориентированы взаимно перпендикулярно. Это значит, что валентные углы между линиями связи О—Н или S—H должны быть близки к 90°. Однако реальные значения этих углов немного больше из-за взаимного отталкивания атомов водорода (рис. 32). Так, в молекуле воды, находящейся в парах, этот угол равен 104,5°, а в молекуле Н2S — 92° (отталкивание слабее из-за большего радиуса атома серы).
Аналогично: в молекулах NH3 три взаимно перпендикулярные р-орбитали атома азота образуют три σ-связи с атомами водорода и валентные углы должны быть равными 90°. Взаимное отталкивание атомов водорода приводит к увеличению этих углов до 107°. Подробнее этот материал рассмотрен в § 37.
Для прогнозирования и объяснения величины валентных углов во многих молекулах часто используют представления о гибридизации атомных орбиталей. Начальные представления о гибридизации вы получили в курсе органической химии в 10-м классе. С учётом гибридизации можно объяснить строение молекул СН4, NH3, H2O. При гибридизации атомных орбиталей атома, образующего связи с соседними атомами, происходит усреднение по форме и энергии электронной плотности близких по энергии орбиталей. Например, при усреднении энергии одной s-орбитали и трёх р-орбиталей данного атома углерода образуются четыре одинаковые гибридные орбитали, которые располагаются по направлению к вершинам тетраэдра:
Тетраэдрическое строение молекулы метана объясняется sp3-гибридизацией атомных орбиталей углерода.
Полярность связи — характеристика, учитывающая смещение общей электронной пары к одному из атомов. Если ковалентная связь образована атомами с одинаковой электроотрицательностью, связь относят к неполярной (H2, Cl2, N2). В случае разной электроотрицательности связь будет полярная (НСl, NH3). Чем больше разность значений электроотрицательности (Δχ) у связанных атомов, тем больше полярность ковалентной связи. Например, связь в молекуле H—Cl более полярна, чем в молекуле H—Br, поскольку электроотрицательность атома Сl (3,0) больше, чем у Br (2,8). На атомах возникает частичный (нецелочисленный) заряд. Его обозначают символами δ+, δ–.
Смещение электронной плотности указывают в структурных формулах стрелками, направленными в сторону более электроотрицательного атома. Смещение электронной плотности при образовании σ-связи указывают прямой стрелкой, а π-связи — дугой:
Молекулу, электронное строение которой описывается как система из двух равных по абсолютной величине, но противоположных по знаку зарядов, расположенных на определённом расстоянии друг от друга, называют диполем.
Молекулы, представляющие собой диполи, называют полярными. Полярными являются молекулы галогеноводородов, сероводорода, воды. Так, в молекуле воды электронная плотность от атомов водорода смещена к более электроотрицательному атому кислорода. Молекулы воды — это диполи (рис. 33).
Насыщаемостью называют способность атома образовывать определённое число ковалентных связей. Это число связей определяется валентностью атома. Любой атом ограничен в своих возможностях образовывать ковалентные связи. Их не может быть больше числа атомных орбиталей, которые могут принять участие в образовании ковалентных связей. Для элементов 2-го периода таких связей не может быть больше четырёх, так как на внешнем электронном слое атомов этих элементов имеется только четыре орбитали. У элементов 3-го периода насыщаемость повышается за счёт вакантных d-орбиталей.