Рис.1. Орбитальные радиусы элементов (r a) и длина одноэлектронной химической связи (d)

Простейшая одноэлектронная химическая связь создаётся единственным валентным электроном . Оказывается, что один электрон способен удерживать в едином целом два положительно заряженных иона. В одноэлектронной связи кулоновские силы отталкивания положительно заряженных частиц компенсируются кулоновскими силами притяжения этих частиц к отрицательно заряженному электрону. Валентный электрон становится общим для двух ядер молекулы.

Примерами таких химических соединений являются молекулярные ионы: H 2 + , Li 2 + , Na 2 + , K 2 + , Rb 2 + , Cs 2 + :

Полярная ковалентная связь возникает в гетероядерных двухатомных молекулах (рис.3). Связывающая электронная пара в полярной химической связи приближена к атому с более высоким первым потенциалом ионизации .

Характеризующее пространственную структуру полярных молекул расстояние d между атомными ядрами можно приближённо рассматривать как сумму ковалентных радиусов соответствующих атомов.

Характеристика некоторых полярных веществ

Сдвиг связывающей электронной пары к одному из ядер полярной молекулы приводит к появлению электрического диполя (электродинамика) (рис.4).

Расстояние между центрами тяжести положительного и отрицательного зарядов называют длиной диполя. Полярность молекулы, как и полярность связи, оценивают величиной дипольного момента μ, представляющего собой произведение длины диполя l на величину электронного заряда :

Кратные ковалентные связи

Кратные ковалентные связи представлены непредельными органическими соединениями, содержащими двойную и тройную химические связи. Для описания природы непредельных соединений Л.Полинг вводит понятия сигма- и π-связей, гибридизации атомных орбиталей .

Гибридизация Полинга для двух S- и двух p- электронов позволила объяснить направленность химических связей, в частности тетраэдрическую конфигурацию метана . Для объяснения структуры этилена из четырёх равноценных Sp 3 - электронов атома углерода приходится вычленять один p-электрон для образования дополнительной связи, получившей название π-связи. При этом три оставшиеся Sp 2 -гибридные орбитали располагаются в плоскости под углом 120° и образуют основные связи, например, плоскую молекулу этилена (рис.5).

В новой теории Полинга все связывающие электроны становились равноценными и равноудалёнными от линии, соединяющей ядра молекулы. Теория изогнутой химической связи Полинга учитывала статистическую интерпретацию волновой функции М.Борна , кулоновскую электронную корреляцию электронов . Появился физический смысл - природа химической связи полностью определяется электрическим взаимодействием ядер и электронов. Чем больше связывающих электронов, тем меньше межъядерное расстояние и прочнее химическая связь между атомами углерода.

Трёхцентровая химическая связь

Дальнейшее развитие представлений о химической связи дал американской физикохимик У.Липскомб , разработавший теорию двухэлектронных трёхцентровых связей и топологическую теорию, позволяющую предсказывать строение ещё некоторых гидридов бора (бороводородов) .

Электронная пара в трёхцентровой химической связи становится общей для трёх ядер атомов. В простейшем представителе трёхцентровой химической связи - молекулярном ионе водорода H 3 + электронная пара удерживает в едином целом три протона (рис.6).

Рис.7.Диборан

Существование боранов с их двухэлектронными трёхцентровыми связями с «мостиковыми» атомами водорода нарушало каноническое учение о валентности . Атом водорода, считавшийся ранее стандартным одновалентным элементом, оказался связанным одинаковыми связями с двумя атомами бора и стал формально двухвалентным элементом. Работы У.Липскомба по расшифровке строения боранов расширяли представления о химической связи. Нобелевский комитет удостоил Уильяма Нанна Липскомба премии по химии за 1976 год с формулировкой "За исследования структуры боранов (боргидритов), проясняющие проблемы химических связей).

Многоцентровая химическая связь

Рис.8.Молекула ферроцена

Рис.9.Дибензолхром

Рис.10.Ураноцен

Все десять связей (C-Fe) в молекуле ферроцена равноценны, величина межъядерного расстояния Fe-c - 2,04 Å. Все атомы углерода в молекуле ферроцена структурно и химически эквивалентны, длина каждой связи C-C 1,40 - 1,41 Å (для сравнения, в бензоле длина связи C-C 1,39 Å). Вокруг атома железа возникает 36- электронная оболочка .

Динамика химической связи

Химическая связь достаточно динамична. Так, металлическая связь трансформируется в ковалентную в процессе фазового перехода при испарении металла. Переход металла из твёрдого в парообразное состояние требует затраты больших количеств энергии.

В парах указанные металлы состоят практически из гомоядерных двухатомных молекул и свободных атомов. При конденсации паров металла ковалентная связь превращается в металлическую.

Испарение солей с типичной ионной связью, например фторидов щелочных металлов, приводит к разрушению ионной связи и образованию гетероядерных двухатомных молекул с полярной ковалентной связью. При этом имеет место образование димерных молекул с мостиковыми связями.

Характеристика химической связи в молекулах фторидов щелочных металлов и их димерах.

При конденсации паров фторидов щелочных металлов полярная ковалентная связь трансформируется в ионную с образованием соответствующей кристаллической решётки соли.

Механизм перехода ковалентной в металлическую связь

Рис.11. Соотношение между радиусом орбитали электронной пары r e и длиной ковалентной химической связи d

Рис.12.Ориентация диполей двухатомных молекул и образование искажённого октаэдрического фрагмента кластера при конденсации паров щелочных металлов

Рис.13.Объёмноцентрированное кубическое расположение ядер в кристаллах щелочных металлов и связывающего звена

Дисперсное притяжение (силы Лондона) обуславливает межатомное взаимодействие и образование гомоядерных двухатомных молекул из атомов щелочных металлов.

Образование ковалентной связи металл-металл сопряжено с деформацией электронных оболочек взаимодействующих атомов - валентные электроны создают связывающую электронную пару, электронная плотность которой концентрируется в пространстве между атомными ядрами возникшей молекулы. Характерной особенностью гомоядерных двухатомных молекул щелочных металлов является большая длина ковалентной связи (в 3,6-5,8 раза больше длины связи в молекуле водорода) и низкая энергия её разрыва.

Указанное соотношение между r e и d определяет неравномерность распределения электрических зарядов в молекуле - в средней части молекулы сосредоточен отрицательный электрический заряд связывающей электронной пары, а на концах молекулы - положительные электрические заряды двух атомных остовов.

Неравномерность распределения электрических зарядов создаёт условия взаимодействия молекул за счёт ориентационных сил (силы Ван-дер-Ваальса). Молекулы щелочных металлов стремятся ориентироваться таким образом, чтобы по сосоедству оказывались разноимённые электрические заряды. В результате между молекулами действуют силы притяжения. Благодаря наличию последних, молекулы щелочных металлов сближаются и более менее прочно стягиваются между собой. Одновременно происходит некоторая деформация каждой из них под действием ближе расположенных полюсов соседних молекул (рис.12).

Фактически, связывающие электроны исходной двухатомной молекулы, попадая в электрическое поле четырёх положительно заряженных атомных остовов молекул щелочных металлов отрываются с орбитального радиуса атома и становятся свободными.

При этом связывающая электронная пара становится общей уже для системы с шестью катионами. Начинается построение кристаллической решётки металла на этапе кластера . В кристаллической решётке щелочных металлов чётко выражена структура связывающего звена, имеющего форму искажённого сплющенного октаэдра - квадратной бипирамиды, высота которой и рёбра базиса равны величина постоянной трансляционной решётки a w (рис.13).

Величина постоянной трансляционной решётки a w кристалла щелочного металла значительно превышает длину ковалентной связи молекулы щелочного металла, поэтому принято считать, что электроны в металле находятся в свободном состоянии:

Математическое построение, связанное со свойствами свободных электронов в металле, обычно отождествляют с «поверхностью Ферми », которую следует рассматривать как геометрическое место, где пребывают электроны, обеспечивая основное свойство металла - проводить электрический ток .

При сопоставлении процесса конденсации паров щелочных металлов с процессом конденсации газов, например, водорода, проявляется характерная особенность в свойствах металла. Так, если при конденсации водорода проявляются слабые межмолекулярные взаимодействия, то при конденсации паров металла протекают процессы, характерные для химических реакций. Сама конденсация паров металла идёт в несколько стадий и может быть описана следующей процессией: свободный атом → двухатомная молекула с ковалентной связью → металлический кластер → компактный металл с металлической связью.

Взаимодействие молекул галогенидов щелочных металлов сопровождается их димеризацией. Димерную молекулу можно рассматривать как электрический квадруполь (рис.15). В настоящее время известны основные характеристики димеров галогенидов щелочных металлов (длины химической связи и валентные углы между связями).

Длина химической связи и валентные углы в димерах галогенидов щелочных металлов (Э 2 X 2)(газовая фаза).

Э 2 X 2	X=F		X=Cl		X=Br		X=I
	d ЭF , Å		d ЭCl , Å		d ЭBr , Å		d ЭI , Å
Li 2 X 2	1,75	105	2,23	108	2,35	110	2,54	116
Na 2 X 2	2,08	95	2,54	105	2,69	108	2,91	111
K 2 X 2	2,35	88	2,86	98	3,02	101	3,26	104
Cs 2 X 2	2,56	79	3,11	91	3,29	94	3,54	94

В процессе конденсации действие ориентационных сил усиливается, межмолекулярное взаимодействие сопровождается образованием кластеров, а затем и твёрдого вещества. Галогениды щелочных металлов образуют кристаллы с простой кубической и объёмно-центрированной кубической решёткой.

Тип кристаллической решётки и постоянная трансляционной решётки для галогенидов щелочных металлов.

В процессе кристаллизации происходит дальнейшее увеличение межатомного расстояния, приводящее к срыву электрона с орбитального радиуса атома щелочного металла и передаче электрона атому галогена с образованием соответствующих ионов. Силовые поля ионов равномерно распределяются во всех направлениях в пространстве. В связи с этим в кристаллах щелочных металлов силовое поле каждого иона координирует отнюдь не один ион с противоположным знаком, как принято качественно представлять ионную связь (Na + Cl -).

В кристаллах ионных соединений понятие простых двухионных молекул типа Na + Cl - и Cs + Cl - теряет смысл, поскольку ион щелочного металла связан с шестью ионами хлора (в кристалле хлористого натрия) и с восемью ионами хлора (в кристалле хлористого цезия. При этом все межионные расстояния в кристаллах равноудалены.

Примечания

1. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. - М .: «Химия», 1987. - С. 124. - 320 с.
2. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. - М .: «Химия», 1987. - С. 132-136. - 320 с.
3. Ганкин В.Ю., Ганкин Ю.В. Как образуется химическая связь и протекают химические реакции. - М .: издат.группа "Граница", 2007. - 320 с. - ISBN 978-5-94691296-9
4. Некрасов Б. В. Курс общей химии. - М .: Госхимиздат, 1962. - С. 88. - 976 с.
5. Паулинг Л. Природа химической связи / под редакцией Я.К.Сыркина. - пер. с англ. М.Е.Дяткиной. - М.-Л.: Госхимиздат, 1947. - 440 с.
6. Теоретическая органическая химия / под ред. Р.Х.Фрейдлиной. - пер. с англ. Ю.Г.Бунделя. - М .: Изд. иностранной литературы, 1963. - 365 с.
7. Леменовский Д.А., Левицкий М.М. Российский химический журнал (журнал Российского химического общества им. Д.И.Менделеева). - 2000. - Т. XLIV, вып.6. - С. 63-86.
8. Химический энциклопедический словарь / гл. ред. И.Л.Кнунянц. - М .: Сов. энциклопедия, 1983. - С. 607. - 792 с.
9. Некрасов Б. В. Курс общей химии. - М .: Госхимиздат, 1962. - С. 679. - 976 с.
10. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. - М .: «Химия», 1987. - С. 155-161. - 320 с.
11. Гиллеспи Р. Геометрия молекул / пер. с англ. Е.З. Засорина и В.С. Мастрюкова, под ред. Ю.А Пентина. - М .: «Мир», 1975. - С. 49. - 278 с.
12. Справочник химика. - 2-е изд., перераб. и доп. - Л.-М.: ГНТИ Химической литературы, 1962. - Т. 1. - С. 402-513. - 1072 с.
13. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ.. - М .: «Химия», 1987. - С. 132-136. - 320 с.
14. Зиман Дж. Электроны в металлах (введение в теорию поверхностей Ферми). Успехи физических наук.. - 1962. - Т. 78, вып.2. - 291 с.

См. также

• Химическая связь - статья из Большой советской энциклопедии
• Химическая связь - Chemport.ru
• Химическая связь - Физическая Энциклопедия

.

Вам известно, что атомы могут соединяться друг с другом с образованием как простых, так и сложных веществ. При этом образуются различного типа химические связи: ионная, ковалентная (неполярная и полярная), металлическая и водородная. Одно из наиболее существенных свойств атомов элементов, определяющих, какая связь образуется между ними – ионная или ковалентная, - это электроотрицательность, т.е. способность атомов в соединении притягивать к себе электроны.

Условную количественную оценку электроотрицательности дает шкала относительных электроотрицательностей.

В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрица-тельности элементов, а в группах – их падения. Элементы по электроот-рицательностям располагают в ряд, на основании которого можно сравнить электроотрицательности элементов, находящихся в разных периодах.

Тип химической связи зависит от того, насколько велика разность значений электроотрицательностей соединяющихся атомов элементов. Чем больше отличаются по электроотрицательности атомы элементов, образующих связь, тем химическая связь полярнее. Провести резкую границу между типами химических связей нельзя. В большинстве соединений тип химической связи оказывается промежуточным; например, сильнополярная ковалентная химическая связь близка к ионной связи. В зависимости от того, к какому из предельных случаев ближе по своему характеру химическая связь, ее относят либо к ионной, либо к ковалентной полярной связи.

Ионная связь.

Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые резко отличаются друг от друга по электроотрицательности. Например, типичные металлы литий(Li), натрий(Na), калий(K), кальций (Ca), стронций(Sr), барий(Ba) образуют ионную связь с типичными неметаллами, в основном с галогенами.

Кроме галогенидов щелочных металлов, ионная связь также образуется в таких соединениях, как щелочи и соли. Например, в гидроксиде натрия(NaOH) и сульфате натрия(Na 2 SO 4) ионные связи существуют только между атомами натрия и кислорода (остальные связи – ковалентные полярные).­­­ ­ ­­ ­­ ­

Ковалентная неполярная связь.

При взаимодействии атомов с одинаковой электроотрица-тельностью образуются молекулы с ковалентной неполярной связью. Такая связь существует в молекулах следующих простых веществ: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Химические связи в этих газах образованы посредством общих электронных пар, т.е. при перекрывании соответствующих электронных облаков, обусловленном электронно-ядерным взаимодей-ствием, которые осуществляет при сближении атомов.

Составляя электронные формулы веществ, следует помнить, что каждая общая электронная пара – это условное изображение повышенной электронной плотности, возникающей в результате перекрывания соответствующих электронных облаков.

Ковалентная полярная связь.

При взаимодействии атомов, значение электроотрецательностей которых отличаются, но не резко, происходит смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому. Это наиболее распространенный тип химической связи, которой встречается как в неорганических, так и органических соединениях.

К ковалентным связям в полной мере относятся и те связи, которые образованы по донорно-акцепторному механизму, например в ионах гидроксония и амония.

Металлическая связь.

Связь, которая образуется в результате взаимодействия относите-льно свободных электронов с ионами металлов, называются металлической связью. Этот тип связи характерен для простых веществ- металлов.

Сущность процесса образования металлической связи состоит в следующем: атомы металлов легко отдают валентные электроны и превращаются в положительные заряженные ионы. Относительно свобо-дные электроны, оторвавшиеся от атома, перемещаются между положи-тельными ионами металлов. Между ними возникает металлическая связь, т. е. Электроны как бы цементируют положительные ионы кристал-лической решетки металлов.

Водородная связь.

Связь, которая образуется между атомов водорода одной молекулы и атомом сильно электроотрицательного элемента (O, N, F) другой молекулы, называется водородной связью.

Может возникнуть вопрос: почему именно водород образует такую специфическую химическую связь?

Это объясняется тем, что атомный радиус водорода очень мал. Кроме того, при смещении или полной отдаче своего единственного электрона водород приобретает сравнительно высокий положительный заряд, за счет которого водород одной молекулы взаимодействует с атомами электроотрицательных элементов, имеющих частичный отрицательный заряд, выходящий в состав других молекул (HF, H 2­ O, NH 3).

Рассмотрим некоторые примеры. Обычно мы изображаем состав воды химической формулой H 2 O. Однако это не совсем точно. Правильнее было бы состав воды обозначать формулой (H 2 O)n, где n = 2,3,4 и т. д. Это объясняется тем, что отдельные молекулы воды связаны между собой посредством водородных связей.

Водородную связь принято обозначать точками. Она гораздо более слабая, чем ионная или ковалентная связь, но более сильная, чем обычное межмолекулярное взаимодействие.

Наличие водородных связей объясняет увеличения объема воды при понижении температуры. Это связано с тем, что при понижении температуры происходит укрепление молекул и поэтому уменьшается плотность их «упаковки».

При изучении органической химии возникал и такой вопрос: почему температуры кипения спиртов гораздо выше, чем соответствующих углеводородов? Объясняется это тем, что между молекулами спиртов тоже образуются водородные связи.

Повышение температуры кипения спиртов происходит также всле-дствие укрупнения их молекул.

Водородная связь характерна и для многих других органических соединений (фенолов, карбоновых кислот и др.). Из курсов органической химии и общей биологии вам известно, что наличием водородной связи объясняется вторичная структура белков, строение двойной спирали ДНК, т. е. явление комплиментарности.

Благодаря которой образуются молекулы неорганических и органических веществ. Химическая связь появляется при взаимодействии электрических полей, которые создаются ядрами и электронами атомов. Следовательно, образование ковалентной химической связи связано с электрической природой.

Что такое связь

Под этим термином подразумевают результат действия двух либо более атомов, которые приводят к формированию прочной многоатомной системы. Основные виды химической связи образуются при уменьшении энергии реагирующих атомов. В процессе формирования связи атомы стараются завершить свою электронную оболочку.

Виды связи

В химии выделяют несколько видов связи: ионной, ковалентной, металлической. Ковалентная химическая связь имеет две разновидности: полярная, неполярная.

Каков механизм ее создания? Ковалентная неполярная химическая связь образуется между атомами одинаковых неметаллов, имеющих одну электроотрицательность. При этом образуются общие электронные пары.

Неполярная связь

Среди примеров молекул, у которых ковалентная химическая связь неполярного вида, можно назвать галогены, водород, азот, кислород.

Впервые эта связь была обнаружена в 1916 году американским химиком Льюисом. Сначала им была выдвинута гипотеза, а подтверждена она была только после экспериментального подтверждения.

Ковалентная химическая связь связана с электроотрицательностью. У неметаллов она имеет высокое значение. В ходе химического взаимодействия атомов не всегда возможен перенос электронов от одного атома к другому, в результате осуществляется их объединение. Между атомами появляется подлинная ковалентная химическая связь. 8 класс обычной школьной программы предполагает детальное рассмотрение нескольких видов связи.

Вещества, имеющие данный вид связи, при нормальных условиях - жидкости, газы, а также твердые вещества, имеющие невысокую температуру плавления.

Типы ковалентной связи

Подробнее остановимся на данном вопросе. Какие выделяют типы химической связи? Ковалентная связь существует в обменном, донорно-акцепторном вариантах.

Первый тип характеризуется отдачей каждым атомом одного неспаренного электрона на образование общей электронной связи.

Электроны, объединяемые в общую связь, должны обладать противоположными спинами. В качестве примера подобного вида ковалентной связи можно рассмотреть водород. При сближении его атомов наблюдается проникновение их электронных облаков друг в друга, именуемое в науке перекрыванием электронных облаков. В результате увеличивается электронная плотность между ядрами, а энергия системы понижается.

При минимальном расстоянии ядра водорода отталкиваются, в итоге образуется некое оптимальное расстояние.

В случае донорно-акцепторного типа ковалентной связи у одной частицы есть электроны, ее называют донором. Вторая частица имеет свободную ячейку, в которой будет размещаться пара электронов.

Полярные молекулы

Как образуются ковалентные полярные химические связи? Они возникают в тех ситуациях, когда у связываемых атомов неметаллов различная электроотрицательность. В подобных случаях обобществленные электроны размещаются ближе к тому атому, у которого значение электроотрицательности выше. В качестве примера ковалентной полярной связи могут рассматриваться связи, которые возникают в молекуле бромоводорода. Здесь общественные электроны, которые отвечают за формирование ковалентной связи, ближе находятся к брому, чем к водороду. Причина подобного явления в том, что у брома электроотрицательность выше, чем у водорода.

Способы определения ковалентной связи

Как определить ковалентные полярные химические связи? Для этого необходимо знать состав молекул. Если в ней присутствуют атомы разных элементов, в молекуле существует ковалентная полярная связь. В неполярных молекулах присутствуют атомы одного химического элемента. Среди тех заданий, которые предлагаются в рамках школьного курса химии, есть и такие, которые предполагают выявление вида связи. Задания подобного типа включены в задания итоговой аттестации по химии в 9 классе, а также в тесты единого государственного экзамена по химии в 11 классе.

Ионная связь

Чем отличается ковалентная и ионная химическая связь? Если ковалентная связь характерна для неметаллов, то ионная связь образуется между атомами, имеющими существенные отличия по электроотрицательности. К примеру, это характерно для соединений элементов первой и второй групп главных подгрупп ПС (щелочных и щелочноземельных металлов) и элементов 6 и 7 групп главных подгрупп таблицы Менделеева (халькогенов и галогенов).

Она формируется в результате электростатического притяжения ионов, обладающих противоположными зарядами.

Особенности ионной связи

Так как силовые поля противоположно заряженных ионов распределяются равномерно во всех направлениях, каждый из них способен притягивать к себе противоположные по знаку частицы. Это и характеризует ненаправленность ионной связи.

Взаимодействие двух ионов, обладающих противоположными знаками, не предполагает полной взаимной компенсации индивидуальных силовых полей. Это способствует сохранению способности притягивать по остальным направлениям ионы, следовательно, наблюдается ненасыщенность ионной связи.

В ионном соединении у каждого иона есть возможность притягивать к себе некое число других, обладающих противоположных знаком, чтобы сформировать кристаллическую решетку ионного характера. В таком кристалле не существует молекул. Каждый ион окружается в веществе неким конкретным числом ионов иного знака.

Металлическая связь

Данный вид химической связи обладает определенными индивидуальными особенностями. Металлы имеют избыточное количество валентных орбиталей при недостатке электронов.

При сближении отдельных атомов происходит перекрывание их валентных орбиталей, что способствует свободному перемещению электронов из одной орбитали в другую, осуществляя между всеми атомами металла связь. Эти свободные электроны и являются основным признаком металлической связи. Она не обладает насыщенностью и направленностью, поскольку валентные электроны распределяются по кристаллу равномерно. Присутствие в металлах свободных электронов объясняет их некоторые физические свойства: металлический блеск, пластичность, ковкость, теплопроводность, непрозрачность.

Разновидность ковалентной связи

Она образуется между атомом водорода и элементом, который имеет высокую электроотрицательность. Существуют внутри- и межмолекулярные водородные связи. Эта разновидность ковалентной связи является самой непрочной, она появляется благодаря действию электростатических сил. У атома водорода небольшой радиус, и при смещении либо отдаче этого одного электрона водород становится положительным ионом, действующим на атом с большой электроотрицательностью.

Среди характерных свойств ковалентной связи выделяют: насыщаемость, направленность, поляризуемость, полярность. Каждый из этих показателей имеет определенное значение для образуемого соединения. К примеру, направленность обуславливается геометрической формой молекулы.

Кристаллы.

Различают четыре типа химических связей: ионную, ковалентную, металлическую и водородную.

Ионная химическая связь

Ионная химическая связь - это связь, образовавшаяся за счет электростатического притяжения катионов к анионам.

Как вы знаете, наиболее устойчивой является такая электронная конфигурация атомов, при которой на внешнем электронном уровне, подобно атомам благородных газов, будет находиться 8 электронов (или для первого энергетического уровня - 2). При химических взаимодействиях атомы стремятся приобрести именно такую устойчивую электронную конфигурацию и часто достигают этого или в результате присоединения валентных электронов от других атомов (процесса восстановления), или в результате отдачи своих валентных электронов (процесса окисления). Атомы, присоединившие «чужие» электроны, превращаются в отрицательные ионы, или анионы. Атомы, отдавшие свои электроны, превращаются в положительные ионы, или катионы. Понятно, что между анионами и катионами возникают силы электростатического притяжения, которые и будут удерживать их друг около друга, осуществляя тем самым ионную химическую связь.

Так как катионы образуют в основном атомы металлов, а анионы - атомы неметаллов, логично сделать вывод, что этот тип связи характерен для соединений типичных металлов (элементы главных подгрупп I и II групп, кроме магния и бериллия Ве) с типичными неметаллами (элементы главной подгруппы VII группы). Классическим примером является образование галогенидов щелочных металлов (фторидов, хлоридов и др.). Например, рассмотрим схему образования ионной связи в хлориде натрия:

Два разноименно заряженных иона, связанные силами притяжения, не теряют способности взаимодействовать с противоположно заряженными ионами, вследствие чего образуются соединения с ионной кристаллической решеткой. Ионные соединения представляют собой твердые, прочные, тугоплавкие вещества с высокой температурой плавления.

Растворы и расплавы большинства ионных соединений - электролиты. Такой тип связи характерен для гидроксидов типичных металлов и многих солей кислородсодержащих кислот . Однако при образовании ионной связи не происходит идеального (полного) перехода электронов. Ионная связь является крайним случаем ковалентной полярной связи.

В ионном соединении ионы представлены как бы в виде электрических зарядов со сферической симметрией электрического поля, одинаково убывающего с увеличением расстояния от Центра заряда (иона) в любом направлении. Поэтому взаимодействие ионов не зависит от направления, то есть ионная связь, в отличие от ковалентной, будет ненаправленной.

Ионная связь существует также в солях аммония, где нет атомов металлов (их роль играет катион аммония).

Ковалентная химическая связь

Химическая связь - явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы.

При образовании ковалентной химической связи важную роль в уменьшении полной энергии играет обменное взаимодействие.

Основной принцип образования молекул из атомов - это стремление к минимальной энергии и к максимальной устойчивости (пример: H (г) +H (г) =H 2(г) + 435 кДж/моль энергии).

Виды химической связи:

1. Ковалентная связь - связь атомов за счет обществления электронной пары с антипараллельными спинами. Ковалентная неполярная связь возникает между неметаллами, разность электроотрицательности между которыми невелика: 03; Э.О.(P)=2,1; Э.О.(H)=2,2; D Э.О.=0,1). Соответственно ковалентная полярная связь возникает между элементами с большой электроотрицательностью: 0,4

2. Ионная связь - это связь между ионами, т.е связь между атомами. Обусловлена электростатическим взаимодействием противоположно заряженных ионов. Рассматривается как отдельный случай ковалентной полярной связи. Для ионной связи D Э.О.>2 (пример: NaCl Э.О.(Na)=0,9; Э.О.(Cl)=3,1; D Э.О.=2,2).

3. Водородная связь - связь, обусловленная положительно поляризованным водородом в молекуле и электроотрицательным атомом другой или той же молекулы.

4. Металлическая связь - связь, обусловленная электростатическим взаимодействием между обобществленными делокализованными валентными электронами и положительно заряженными катионами в узлах кристаллической решетки.

Основные характеристики ковалентной связи:

1. Энергия химической связи (E xc) - определяет прочность связи. Данная энергия необходима для превращения одного моля газообразного (молекулярного) вещества в отдельные газообразные атомы. Энергия ковалентной связи имеет порядок 10-1000 кДж/моль.

2. Длина химической связи (L xc) - расстояние между ядрами химически связанных атомов. Чем короче длина химической связи, тем связь прочнее. Длина химической связи имеет порядок 0,1-0,3 нм.

3. Полярность химической связи - неравномерное распределение электронной плотности между атомами в молекуле из-за разной электроотрицательности. В неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. Полярные молекулы являются диполями.

4. Поляризуемость - способность электронной плотности становится полярной в результате действия на молекулу внешнего электрического поля - в частности поля других молекул, вступающих в реакцию.

5. Направленность - определенное направление химической связи, которое возникает в результате перекрывания электронных облаков. Направленность определяется строением молекулы.

Механизм возникновения ковалентной связи:

1. Обменный - механизм возникновения ковалентной связи путем обобществления неспаренных электронов других атомов.

2. Донорно-акцепторный - механизм возникновения ковалентной связи, при котором один атом, имеющий неподеленную электронную пару (донор), предоставляет ее свободную орбиталь другого атома (акцептор).

К межмолекулярным взаимодействиям относятся: ориентационные - диполь-диполь; индукционные - диполь-не диполь и дисперсионные - за счет микродиполей.