Прочность связи характеризуется энергией связи (см. параграф 7.5). Прочность ковалентной связи можно оценить двумя способами: определив энергию, необходимую для разрыва всех связей в определенной порции вещества, или определив энергию, необходимую для разрыва известного числа связей. В первом случае такая энергия называется энергией атомизации, во втором – энергией связи. На практике используют соответствующие молярные величины.

Молярная энергия атомизации показывает, какую энергию нужно затратить на разделение 1 моля вещества на изолированные атомы.

Молярная энергия связи показывает, какую энергию нужно затратить на разрыв 1 моля (6,02^.10²³) связей. Для двухатомных молекул эти энергии совпадают.
И ту, и другую молярную энергию измеряют в килоджоулях на моль: в случае энергии атомизации – на моль вещества, а в случае энергии связи – на моль связей. При подсчете числа связей для определения Е_св двойную (или тройную) связь считают одной связью.

Таблица 21.Примеры значений Е_ат и средних значений Е_св (в кДж/моль)

Из приведенных в таблице 21 значений можно сделать вывод, что прочность ковалентных связей тем больше, чем меньше размеры связываемых атомов и больше кратность связи.

МОЛЯРНАЯ ЭНЕРГИЯ АТОМИЗАЦИИ, МОЛЯРНАЯ ЭНЕРГИЯ СВЯЗИ.

Большинство соединений с ковалентными связями между атомами состоит из молекул.
Понятие " строение молекул" – довольно широкое понятие и включает в себя, в частности, химическое строение и пространственное строение.

Химическое строение молекулы описывается структурной формулой.

Пространственное строение молекулы описывается пространственной формулой.
Чтобы охарактеризовать пространственное строение молекулы количественно, нужно определить межатомные расстояния и углы между связями. И то, и другое может быть определено экспериментально.

Для оценки межатомных расстояний в молекулах веществ, пространственное строение которых еще не изучено, часто используют так называемые атомные (ковалентные) радиусы.

Сумма атомных радиусов атомов разных элементов равна среднему расстоянию между атомами этих элементов, связанными простой ковалентной связью, в молекулах или кристаллах. Таблица атомных радиусов приведена в приложении 9.
Для оценки углов между связями оказывается полезной модель гибридизации.
Вспомним химическое строение молекулы метана (см. рис. на стр. 21). Из схемы образования ковалентных связей в этой молекуле (стр. 105) следует, что три из четырех связей в этой молекуле совершенно одинаковы. Так как оси электронных облаков p-АО взаимно перпендикулярны, то и три ковалентных связи, образованные с участием этих облаков, должны быть направлены под прямым углом друг к другу. Четвертая же связь должна от них несколько отличаться. Экспериментально установлено, что все четыре связи в молекуле метана совершенно одинаковы и направлены в пространстве так, как это показано на рисунке (стр. 21). То есть атом углерода занимает положение в центре тетраэдра (правильного четырехгранника, треугольной пирамиды), а атомы водорода – в его вершинах. Это возможно только в том случае, если электронные облака атома углерода, участвующие в образовании связи, совершенно одинаковы и соответствующим образом расположены в пространстве.
В рамках модели гибридизации предполагается, что такое выравнивание действительно происходит.

Подвергшиеся гибридизации АО и ЭО называют гибридными.
В случае метана CH₄ гибридизации подвергаются одна 2s-АО и три 2p-АО атома углерода, при этом образуются четыре sp³-гибридных АО. Схематически это можно записать так:
1(2s-АО) + 3(2р-АО) 4(sp³-АО).
Энергии орбиталей при этом становятся одинаковыми:

Электронные облака 2s- и 2р-орбиталей меняют свою форму – они тоже выравниваются:

В пространстве четыре получившихся sp³-ЭО направлены из центра к вершинам тетраэдра (рис. 7.4, а).
Гибридизации могут подвергаться и не все р-орбитали подуровня, например:

1(2s-АО) + 2(2р-АО) 3(sp²-АО) или 1(2s-АО) + 1(2р-АО) 2(sp-АО).

В этих случаях оси гибридных облаков лежат в одной плоскости и направлены или к вершинам равностороннего треугольника (в случае sр²-гибридизации), или просто в разные стороны (в случае sp-гибридизации) (рис. 7.4, б, в). Причина такого расположения гибридных облаков – их взаимное отталкивание.

Форма гибридных ЭО допускает только прямое перекрывание этих облаков с облаками других атомов, поэтому с участием гибридных АО могут образовываться только -связи:   и тому подобные.

Посмотрим, как с использованием модели гибридизации описывается пространственное строение некоторых молекул:

Полученные нами пространственные формулы хорошо согласуются с экспериментальными данными.

В приведенных примерах гибридизации подвергались только орбитали с неспаренными электронами. Но, если на валентных подуровнях атома часть орбиталей полностью заполнена, эти АО тоже участвуют в гибридизации. Так гибридизуются валентные орбитали атома азота в аммиаке и атома кислорода в воде.

В обоих случаях у центрального атома (азота или кислорода) sp³-гибридизация, но гибридные ЭО неподеленных пар электронов (в пространственных формулах не показаны малые области этих облаков) не принимают участия в образовании связей. Возможность такого объяснения строения молекул аммиака и воды подтверждается значениями углов между связями: в обеих молекулах эти углы близки к углу в правильном тетраэдре (109^o28').
Для правильного прогнозирования структуры молекулы с помощью модели гибридизации АО необходимо помнить следующее:
1) при образовании ковалентных связей атомами элементов s- и р-блоков, имеющими на валентных ЭПУ только неспаренные электроны (группы IIА, IIIА и IVА), орбитали, на которых находятся эти электроны, всегда гибридизуются;
2) при образовании ковалентных связей атомами элементов р-блока, имеющими на валентных ЭПУ кроме неспаренных электронов еще и неподеленные пары (группы VА и VIА), гибридизация характерна только для атомов элементов второго периода;
3) для атомов элементов IА и VIIА групп экспериментальное подтверждение наличия или отсутствия гибридизации невозможно;
4) если нет препятствий, осуществляется sp³-гибридизация; если не хватает для этого валентных электронов, или часть из них участвует в образовании -связей, то осуществляется sp²- или sр-гибридизация.

ХИМИЧЕСКОЕ СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛЫ, ПРОСТРАНСТВЕННОЕ СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛЫ, МЕЖАТОМНОЕ РАССТОЯНТЕ, УГОЛ МЕЖДУ СВЯЗЯМИ, АТОМНЫЙ РАДИУС,ГИБРИДИЗАЦИЯ АО, ГИБРИДНЫЕ  ОРБИТАЛИ,УСЛОВИЯ ГИБРИДИЗАЦИИ АО .
1.Расположите молекулы следующих веществ в порядке возрастания энергии связи: а) H₂S, H₂O, H₂Te, H₂Se; б) PH₃, NH₃, SbH₃, AsH₃.
2.Для следующих молекул нарисуйте схемы образования ковалентных связей и определите тип гибридизации АО центральных атомов: а) ССl₄, OF₂, NF₃; б) BeI₂, BF₃, SiCl₄; в) H₃C– CH₃, HCHO, Н– С N.