3. Ковалентная связь
Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) парывалентныхэлектронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называютсяобщей электронной парой.
Термин ковалентная связь был впервые введён лауреатом Нобелевской премииИрвингом Ленгмюромв 1919 году. Этот термин относился кхимической связи, обусловленной совместным обладаниемэлектронами, в отличие отметаллической связи, в которой электроны были свободными, или отионной связи, в которой один изатомовотдавал электрон и становилсякатионом, а другой атом принимал электрон и становилсяанионом.
Позднее (1927 год) Ф. ЛондониВ. Гайтлерна примеремолекулы водородадали первое описание ковалентной связи с точки зренияквантовой механики.
С учётом статистической интерпретации волновой функции М.Борнаплотность вероятности нахождения связывающих электронов концентрируется в пространстве между ядрами молекулы. Втеории отталкивания электронных паррассматриваются геометрические размеры этих пар. Так, для элементов каждого периода существует некоторый средний радиус электронной пары (Å):
0,6 для элементов вплоть до неона; 0,75 для элементов вплоть до аргона; 0,75 для элементов вплоть до криптона и 0,8 для элементов вплоть до ксенона. Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений.
Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными.
Насыщаемость — способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей. Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные. Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.
Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер. Ковалентная связь это когда два атома делятся электронами и держатся вместе.
4. Водородная связь
Водородная связь, вид химического взаимодействия атомов в молекулах, отличающийся тем, что существенное участие в нём принимает атом водорода (Н), уже связанный ковалентной связью с другим атомом (А). Группа А — Н выступает донором протона (акцептором электрона), а другая группа (или атом) В — донором электрона (акцептором протона). Иначе говоря, группа А — Н проявляет функцию кислоты, а группа В — основания. Для обозначения В. с. употребляют, в отличие от обычной валентной чёрточки, пунктир, т. е. А — Н···В [в предельном случае симметричной В. с., например, в бифториде калия, K + (F···Н···F)-, различие двух связей исчезает]. К образованию В. с. способны группы А — Н, где А — атомы О, N, F, Cl, Вr и в меньшей мере С и S. В качестве второго, электродонорного центра В могут выступать те же атомы О, N, S разнообразных функциональных групп, анионы F-, С1- и др., в меньшей мере ароматические кольца и кратные связи. Если А — Н и В принадлежат отдельным (разнородным или идентичным) молекулам, то В. с. называют межмолекулярной, а если они находятся в разных частях одной молекулы, — внутримолекулярной. От общих для всех веществ ван-дер-ваальсовых сил взаимного притяжения молекул В. с. отличается направленностью и насыщаемостью, т. е. качествами обычных (валентных) химических связей. В. с. не сводится, как ранее считали, к электростатическому притяжению полярных групп А — Н и В, а рассматривается как донорно-акцепторная химическая связь. По своим энергиям, обычно 3—8 ккал/моль, В. с. занимает промежуточное положение между ван-дер-ваальсовыми взаимодействиями (доли ккал/моль) и типичными химическими связями (десятки ккал/моль) (1 ккал = 4,19·103·дж). Наиболее распространены межмолекулярные В. с. Они приводят к ассоциации одинаковых или разнородных молекул в разнообразные агрегаты-комплексы с В. с., или Н-комплексы, которые при обычных условиях находятся в быстро устанавливающемся равновесии. При этом возникают как бинарные комплексы (кислота — основание и циклические димеры), так и большие образования (цепи, кольца, спирали, плоские и пространственные сетки связанных молекул). Наличием таких В. с. обусловлены свойства различных растворов и жидкостей (в первую очередь, воды и водных растворов, ряда технических полимеров — капрона, нейлона и т.д.), а также кристаллическая структура многих молекулярных кристаллов и кристаллогидратов неорганических соединений, в том числе, разумеется, и льда. Точно так же В. с. существенно определяет структуру белков, нуклеиновых кислот и других биологически важных соединений и поэтому играет важнейшую роль в химии всех жизненных процессов. Вследствие всеобщей распространённости В. с. её роль существенна и во многих других областях химии и технологии (процессы перегонки, экстракции, адсорбции, хроматографии, кислотно-основные равновесия, катализ). Образование В. с., специфически изменяя свойства групп А — Н и В, отражается и на молекулярных свойствах; это обнаруживается, в частности, по колебательным спектрам и спектрам протонного магнитного резонанса. Поэтому спектроскопия, особенно инфракрасная, является важнейшим методом изучения В. с. и зависящих от неё процессов.