3. Химическая связь

Химическая связь – совокупность сил, удерживающих атомы или ионы в пределах некоторых образований (молекул или кристаллов).

Классификация химических связей:

- ковалентная,

- ионная,

- донорно-акцепторная,

- металлическая.

- водородная (как пример межмолекулярных взаимодействий).

Ковалентная связь образуется за счет обобщения атомами своих валентных электронов и образования общих электронных пар. Каждый атом вно­сит в общее владение с партнером одинаковое число электронов:

обменный механизм: А· + ·В  А : В

Донорно-акцепторная связь – ковалентная связь, образованная по осо­бому (донорно-акцепторному) механизму: частица - донор размещает имею­щиеся у нее электронные пары на свободные орбитали частицы - акцептора.

донорно-акцепторный механизм: А: + В  А : В

донор акцептор

Ионная связь – электростатическое притяжение между разноименно заряженными ионами (катионами и анионами). Образуется в результате переноса электронов от одного атома к другому.

Металлическая связь – химическая связь в металлах, характе­ризующаяся взаимодействием свободных, делокализованных по всей кристал­лической решетке электронов с катионами металла, находящимися в ее узлах.

Водородная связь – межмолекулярная связь, возникающая между молекулами в результате совокупности электростатических и донорно-акцепторных взаимодействий с участием положительно поляризованного атома водорода.

Основные характеристики ковалентной связи

- энергия,

- длина,

- насыщаемость,

- кратность,

- полярность,

- направленность в пространстве.

Энергия связи – энергия, которая выделяется при образовании молекулы из атомов или энергия, которую нужно затратить на разрыв этой связи (разделение атомов и удаление их на расстояние, на котором они не взаимодействуют друг с другом).

Длина связи – межъядерное расстояние между атомами в молекуле.

Насыщаемость связи – число образуемых атомом ковалентных связей имеет определенные ограничения, связанные с его валентными возможностями (особенностями электронной структуры атома).

Кратность ковалентной связи – число общих электронных пар между ка­ждой парой атомов: одинарная – одна пapa, двойная – две пары, тройная – три пары.

Электронная схема молекулы:

– определить число валентных электронов каждого атома по номеру группы в периодической системе Д. И. Менделеева;

– выяснить, сколько электронов необходимо каждому атому для дости­жения восьмиэлектронной структуры (октета);

– нарисовать схему обобщения электронов между атомами, учитывая необходимость равного вклада участников и изображая электрон точ­кой.

Полярность одинарной ковалентной связи определяется разностью электроотрицательностей взаимодействующих атомов. Предельными вариантами полярной ковалентной связи являются неполярная ковалентная и ионная связи.

Направленность ковалентной связи - следствие наличия у атомных орбиталей определенной геометрической формы и определенное (фиксированное в пространстве) направление их перекрывания.

Разность электро-отрицательностей	Характер элементов А и В	Тип химической связи А - В	Примеры
Равна нулю	неметаллы, А и В - атомы одного и того же элемента	неполярная ковалентная	O2 Вr2 N2
Не равна нулю ΔE < 1,8	неметаллы, А - менее электро­отрицательный, В - более электро­отрицательный	ковалентная полярная, А поляризован по­ложительно, В поляризован от­рицательно Аδ+ ─ Вδ–	НВr NH3 HI H2S
Очень велика EB >> EA ΔE > 1,8	А - типичный ме­талл, В - типичный неметалл	ионная, А → А+, В → В–	КС1 ВаВr2 LiF CsI

Неполярая ковалентная связь	С тепень ионности Степень ковалентности	Ионная связь
Р азность электроотрицательностей