Номер 103, страница 266 - гдз по химии 10-11 класс задачник Еремин, Дроздов

10.103. Какие значения может принимать: а) энергия ковалентной связи; б) длина ковалентной связи; в) валентный угол в молекуле? Приведите диапазоны типичных значений.

а) энергия ковалентной связи

Энергия ковалентной связи — это количество энергии, которое необходимо затратить для разрыва одного моля ковалентных связей в веществе, находящемся в газообразном состоянии. Это мера прочности химической связи. Поскольку для разрыва связи всегда требуется энергия, ее значение всегда положительно. Энергия связи зависит от множества факторов: природы связываемых атомов, кратности связи (одинарная, двойная, тройная) и молекулярного окружения.

Типичные значения энергии ковалентной связи лежат в диапазоне от 150 до 1000 кДж/моль.

• Одинарные связи: Энергия обычно составляет от 150 до 570 кДж/моль. Например, энергия связи $C–C$ составляет около 348 кДж/моль, $C–H$ — около 413 кДж/моль, а для самой слабой одинарной связи $I–I$ — около 151 кДж/моль. Самые прочные одинарные связи, например $H–F$, имеют энергию около 567 кДж/моль.
• Двойные связи: Значительно прочнее одинарных. Например, энергия связи $C=C$ в этилене составляет около 614 кДж/моль.
• Тройные связи: Являются самыми прочными. Энергия связи $C≡C$ в ацетилене — около 839 кДж/моль, а энергия тройной связи $N≡N$ в молекуле азота достигает 945 кДж/моль, что делает молекулу $N_2$ очень инертной.

Ответ: Энергия ковалентной связи — это положительная величина, обычно измеряемая в кДж/моль. Типичные значения находятся в диапазоне примерно от 150 кДж/моль (для слабых одинарных связей) до 1000 кДж/моль (для прочных тройных связей).

б) длина ковалентной связи

Длина ковалентной связи — это равновесное расстояние между ядрами двух атомов, соединенных ковалентной связью. Она определяется балансом сил притяжения (между ядрами и электронами) и отталкивания (между ядрами и между электронами). Длину связи измеряют в пикометрах (пм, $1 \text{ пм} = 10^{-12} \text{ м}$) или ангстремах (Å, $1 \text{ Å} = 100 \text{ пм}$).

На длину связи влияют два основных фактора:

• Атомные радиусы: Чем больше радиусы связываемых атомов, тем больше длина связи. Например, в ряду $H–F$, $H–Cl$, $H–Br$, $H–I$ длина связи увеличивается.
• Кратность связи: С увеличением кратности связи (от одинарной к двойной и тройной) длина связи уменьшается, так как атомы притягиваются сильнее. Например, длина связи $C–C$ (~154 пм) > $C=C$ (~134 пм) > $C≡C$ (~120 пм).

Типичные значения длины ковалентной связи лежат в диапазоне от 74 до 270 пм.

• Самая короткая связь — в молекуле водорода $H–H$ (74 пм).
• Длина связи $C–H$ составляет около 109 пм.
• Длина связи $I–I$ составляет около 267 пм.

Ответ: Длина ковалентной связи обычно находится в диапазоне от 70 до 270 пм (или 0.7 - 2.7 Å). Она увеличивается с ростом атомных радиусов и уменьшается с увеличением кратности связи.

в) валентный угол в молекуле

Валентный угол — это угол, образованный тремя последовательно связанными атомами, точнее, направлениями двух ковалентных связей, исходящих из одного центрального атома. Геометрия молекул и, следовательно, валентные углы, хорошо описываются теорией отталкивания электронных пар валентной оболочки (ОЭПВО). Согласно этой теории, электронные пары (как связывающие, так и неподеленные) располагаются в пространстве вокруг центрального атома так, чтобы минимизировать взаимное отталкивание.

Диапазон значений валентных углов очень широк, но существуют "идеальные" углы, характерные для определенных типов гибридизации и геометрии:

• $180°$ — для линейных молекул (например, $CO_2$, $BeH_2$).
• $120°$ — для тригонально-планарных молекул (например, $BF_3$, $SO_3$).
• $109.5°$ — для тетраэдрических молекул (например, метан $CH_4$).
• $90°$ — основной угол в октаэдрических молекулах (например, $SF_6$).

Наличие неподеленных электронных пар у центрального атома приводит к уменьшению валентных углов по сравнению с идеальными, так как неподеленная пара отталкивает связывающие пары сильнее.

• В молекуле аммиака ($NH_3$) одна неподеленная пара сжимает угол $H–N–H$ до ~$107°$ (вместо идеального тетраэдрического $109.5°$).
• В молекуле воды ($H_2O$) две неподеленные пары сжимают угол $H–O–H$ еще сильнее, до ~$104.5°$.

В циклических напряженных молекулах углы могут быть сильно искажены. Например, в циклопропане ($C_3H_6$) валентный угол $C–C–C$ составляет $60°$.

Ответ: Валентные углы могут принимать значения в широком диапазоне, но типичные значения соответствуют основным молекулярным геометриям: $180°$ (линейная), $120°$ (тригональная), $109.5°$ (тетраэдрическая), $90°$ (октаэдрическая). Эти значения могут уменьшаться под влиянием неподеленных электронных пар или сильно искажаться в напряженных циклических системах (до $60°$).