Основные виды химической связи:

• Ковалентная

• ионная - образуется при взаимодействии элементов значительно отличающихся по ЭО. При ∆ЭО > 1.7 - связь ионная, при ∆ЭО < 1.7 - связь ковалентная полярная. Ионная химическая связь – это электростатическое взаимодействие между противоположно заряженными ионами. Свойства: ненаправленность и ненасыщенность

• металлическая - притяжение между ионами в узлах кристалла и обобществленными (нелокализованными) валентными электронами. В кристалле металла каждый атом (узлы кристалла) связан с 8 - 12 соседними атомовами металлической связью (МС), а обобществленные ē образуют электронный газ. Свойства МС – ненаправленна.

Ковалентная связь - химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами.

Виды ковалентной связи:

• σ-связь (сигма)- образуется перекрыванием АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов (любые АО)

• π-связь (пи) - образуется перекрыванием АО над и под воображаемой линией, соединяющей ядра взаимодействующих атомов (р-р, d-р, d-d, f-p, f-d, f-f АО)

• δ-связь (дельта) - образуется перекрыванием d-орбиталей, лежащих в параллельных плоскостях (при наложении друг на друга и перекрывании всеми четырьмя лепестками d-облаков в 4-х областях)

Прочность связи уменьшается в ряду:  >  > , т.к. уменьшается степень перекрывания.

Существует два квантовомеханических подхода к описанию ковалентной связи:

• Метод молекулярных орбиталей (МО) (образование химической связи – это результат перехода ē с АО на молекулярную (МО), охватывающую все атомы)

• Метод валентных связей (ВС)

В рамках метода валентных связей (ВС) химическая связь рассматривается как локализованная, двухцентровая, двухэлектронная связь. Каждый из двух атомов предоставляет для формирования связи по одной атомной орбитали (АО), который перекрываются и в области связывания появляются два электрона с антипараллельными спинами. Связывающие электронные пары (СП) могут образовываться по обменному или донорно-акцепторному механизму

Механизмы образования ковалентной связи по методу ВС

• Обменный (по одному электрону от каждого атома) – связь образуется за счет перекрывания АО, имеющих по одному неспаренному валентному электрону

• Донорно-акцепторный - образование общей электронной пары за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и вакантной орбитали другого атома (акцептора).

Особенности ковалентной связи:

• Насыщаемость (образование атомами ограниченного число связей - образование общей пары е насыщает одну и другую орбитали). По принципу Паули запрещается использование дважды одной и той же АО для образования связи. Формирует состав молекул.

• Направленность (перекрывание АО по определенным направлениям) – АО пространственно ориентированы вокруг ядра атома, поэтому их перекрывание происходит по определенным направлениям. Количественно выражается величиной валентных углов между направлениями химических связей. (Валентный угол - это угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов). Формирует пространственную структуру молекул.

• Полярность - общая пара е смещается в сторону атома с большей ЭО, образуется диполь.

Неполярная ковалентная связь – в молекулах простых веществ: Н₂, О₂, N₂, Cl₂, и др., связывающая электронная пара равномерно распределена между атомами (∆ЭО = 0 и µ_св=0) Связь образована атомами одного элемента (простое вещество) - ∆ЭО = 0.

Полярная ковалентная связь – в молекулах сложных веществ связывающая электронная пара смещена к атому с большей ЭО, например: HCl ЭО(Н) = 2,1 ˂ ЭО(Cl) = 3 (∆ЭО≠0 µ_св≠0), электронная пара смещена к атому хлора и на нем возникает эффективный отрицательный заряд –q, а у атома Н - эффективный положительный заряд +q. В результате образуется электрический диполь – система из двух равных и противоположных по знаку зарядов. Длина диполя l_д - расстояние между центрами тяжести эффективных зарядов (δ-и δ+)

Электрический момент диполя связи (количественная мера полярности) µ_св= q∙ l_д (Кл∙м) . µ_св - вектор, направленный к отрицательному полюсу. Чем больше ЭО, тем больше _св и, следовательно, связь более полярная

Полярность молекулы определяется геометрической структурой молекулы и полярностью связей, их числом и направленностью и характеризуется значением µ_м - электрического момента диполя молекулы, µ_м = ∑ µ_св . Векторную сумму определяют сложением векторов µ_св по правилу параллелограмма сил. Чем больше µ_м, тем полярнее молекула.

Молекула неполярная ∑ µ_св= 0. Молекула полярная ∑ µ_св≠ 0

Двухатомные молекулы имеют линейную структуру, в простом веществе связи неполярны и молекула неполярна, двухатомная молекула сложного вещества всегда полярна.

Полярность многоатомной молекулы сложного вещества определяется ее геометрической структурой.

Гибридизация АО - смешение АО с разными (s-, p-, d- или f-АО), но близкими энергетическими состояниями, вследствие которого возникает такое же число одинаковых по форме и энергии орбиталей, симметрично расположенных в пространстве. При гибридизации химические связи формируются электронами не «чистых», а «смешанных», или гибридных АО, электронная плотность в которых смещена в сторону образования связи. Поэтому перекрывание гибридных АО происходит в большей степени, чем негибридных орбиталей, химические связи прочнее и молекула более устойчива.

Гибридная АО