Длина связи — это равновесное расстояние между ядрами атомов, соединённых связью. Её можно из­мерить экспериментально. Обычно длина ковалентной связи составляет 0,1—0,2 нм. Самая короткая связь — 0,074136 нм — в молекуле дейтероводорода HD.

Длина вандерваальсовой связи может достигать нескольких нанометров (рекорд принадлежит атомам гелия Не^...Не — 6,20 нм).

Образование водородной связи между молекулами воды.



Прочность химической связи опре­деляется энергией связи, т. е. энергией, которая необходима для того, чтобы разорвать связь и развести атомы на бесконечное расстояние. Энергия свя­зи изменяется в очень широких пре­делах. Наиболее прочная связь — в мо­лекулах N₂ (945,3 кДж/моль) и СО (1070,3 кДж/моль). Самая сливая ковалентная химическая связь также образуется между атомами азота — в окси­де N₂O₃ (40,6 кДж/моль), а самая слабая вандерваальсова связь — меж­ду атомами гелия (8•10^-6 кДж/моль). Наиболее прочными связями являют­ся ковалентные и ионные (энергия связи порядка сотен килоджоулей на моль), затем идут водородные (десят­ки килоджоулей на моль), самые же слабые — вандерваальсовы.

Полярность связи показывает, насколько электронная плотность смещена к одному из атомов. Способ­ность атома смещать к себе электрон­ную плотность химической связи называют электроотрицателъностью. Самые электроотрицательные элемен­ты — активные неметаллы: F, О, N, Cl; самые электроположительные — ще­лочные металлы. Чем больше раз­ность электроотрицательностей ато­мов, участвующих в химической связи, тем более полярна эта связь. Пре­дельный случай полярной связи — ионная связь.





Порядок (или, иначе, кратность) связи в различных теориях химиче­ской связи определяют по-разному. В теории электронных пар Льюиса порядок связи — это число электрон­ных пар, осуществляющих химиче­скую связь. Порядок может быть целым или дробным. В теории МО по­рядок связи для двухатомных молекул определяют как половину разности между числом электронов на связыва­ющих и на разрыхляющих орбиталях. Так, порядок связи в молекуле О₂ ра­вен (6-2)/2 = 2, в молекулярном ионе O^-₂ порядок равен 2,5, а в ионе О⁺₂ — 1,5. Дробный порядок характерен так­же для многоцентровых связей.

Чем выше порядок, тем большее число электронов обеспечивает связь, и тем труднее её разорвать. Так, энергия тройной связи НСºСН (962 кДж/моль) намного больше энергии двойной связи Н₂С=СН₂ (712 кДж/моль) и значительно пре­вышает энергию одинарной связи Н₃С-СН₃ (369 кДж/моль).

Химическими связями обусловле­ны строение, реакционная способ­ность и химические свойства всех веществ. В самом деле, любая хими­ческая реакция сводится к разрыву старых и образованию новых хими­ческих связей. Склонность к разрыву зависит от энергии связи, реакцион­ная способность молекулы — от рас­пределения положительных и отри­цательных зарядов в ней, которое определяется полярностью связей. Длины связей задают геометрическую форму молекул и формируют пространственные эффекты в неко­торых химических реакциях. Таким образом, точное описание свойств химических связей является важней­шей задачей химии.

Все современные теории химиче­ской связи базируются на квантовой теории, основы которой были заложе­ны ещё в 20-х гг. XX в. Уже тогда поя­вились уравнения, описывающие дви­жение ядер и электронов в молекуле. Главную проблему теперь составляют сами вычисления, поскольку квантово-химические уравнения очень сложны. Даже для простейшей молекулы вол­новая функция зависит от девяти про­странственных переменных.

Тем не менее современные мето­ды квантовой химии достигли высо­кого уровня развития и позволяют описывать строение и свойства весь­ма сложных молекул. Прогресс в об­ласти компьютерных технологий и создания вычислительных алгорит­мов, а также большие успехи в разра­ботке приближённых методов реше­ния квантово-химических уравнений позволяют надеяться на теоретиче­ское предсказание и открытие новых интересных молекул с необычными химическими связями.