14. Виды химической связи
Ковалентная связь
Теория ковалентной связи, основанная Г.Н.Льюисом в 1916 году, заключалась в том, что химическая связь возникает в результате образования общей электронной пары между взаимодействующими атомами.
Характеризуется
увеличение электронной плотности между
ядрами связанных атомов. Каждый атом
предоставляет один или несколько
электронов для образования химической
связи. Происходит образование общих
электронных пар, достраивающих электронные
уровни обоих атомов. В зависимости от
того, сколько электронов способен
предоставить каждый атом происходит
образование одной (одинарная) или
нескольких (кратная) электронных пар.
В результате на прямой, соединяющей два
атомных ядра происходит увеличение
электронной плотности, к которой
притягиваются атомные ядра. Идеальная
ковалентная связь характерна только
для двух одинаковых атомов. Например 
, 
.
В случае
,
каждый из атомов хлора, имеющих на
внешней электронной оболочке семь
электронов и которым для образования
завершенной электронной оболочки не
хватает одного электрона, предоставляет
один неспаренный электрон для образования
электронной пары, которая равномерно
распределена между этими двумя атомами.
У атома азота на внешнем электронном
уровне находится 5 электронов, из которых
три неспаренных, и ему не хватает 3
электронов для получения завершенной
октетной оболочки. Каждый атом азота
предоставляет по три электрона для
образования трех электронных пар,
которые также равномерно распределены
между атомами и происходит образование
тройной связи (кратная ковалентная
связь). В случае разных атомов электронная
плотность смещена в сторону более
электроотрицательного атома, то есть
к тому атому, который более сильно
притягивает к себе электроны. В таком
случае говорят о поляризации химической
связи. В этом случае на одном из атомов,
который более электроотрицателен,
возникает частично отрицательный заряд,
а на другом атоме - частично положительный
заряд. Наглядным примером поляризованной
ковалентной связи может служить молекула
монооксида углерода - CO. Углерод и
кислород предоставляют по 2 электрона
для образования связи реализуя таким
образом двойную связь. В то же время
электронная плотность смещена в сторону
атома кислорода как к более
электроотрицательному атому и на нем
формируется частичный отрицательный
заряд. Соответственно на атоме углерода
образуется частичный положительный
заряд.
Ионная связь
Ионная связь является крайним случаем поляризованной ковалентной связи, когда общая электронная пара полностью принадлежит одному из атомов. В таком случае на одном из атомов реализуется полностью положительный заряд, а на другом - полностью отрицательный. Такой тип связи характерен для солей. Например, хлорид натрия - NaCl. Каждый из атомов предоставляет по одному электрону для образования общей электронной пары. Однако Cl полностью смещает к себе образовавшуюся электронную пару и тем самым приобретает полный отрицательный заряд, а Na, не имеющий в таком случае на внешнем электронном уровне ни одного электрона, имеет полный положительный заряд.
Донорно-акцепторная связь
механизм образования донорно-акцепторной связи на примере иона аммония
Донорно-акцепторная
связь является частным случает ковалентной
связи. Механизм образования такой связи
заключается в том, что собственная
электронная пара одного атома (донора)
переходит в общее пользование донора
и другого атома, который предоставляет
свободную орбиталь (акцептора). Такой
тип связи хорошо иллюстрирует образование
иона аммония - 
.
Атом азота предоставляет по одному
электрону трем атомам водорода для
образования ковалентной связи. При этом
у азота остается собственная неподеленная
электронная пара, которую он может
предоставить для образования связи с
ионом водорода, у которого нет электрона,
но есть незаполненный электронный
уровень. В качестве доноров электронных
пар обычно выступают атомы с большим
количеством электронов, но имеющих
небольшое число неспаренных электронов.
Например: азот, кислород, фосфор, сера.
Металлическая связь
Металлическая связь характерна только для металлов и их сплавов. Атомы металла образуют остов, каркас кристаллической решетки. Электроны металлов, имея малое количество валентных электронов и их достаточно слабую связь с ядром, способны легко от них отрываться, образуя так называемый электронный газ. В результате атомы металла, находящиеся в узлах кристаллической решетки имеют положительный заряд, а оторвавшиеся валентные электроны свободно перемещаются между узлами решетки и связывают ионы металла. В свою очередь, положительно заряженные ионы металла не позволяют рассеиваться электронам за пределы кристаллической решетки. Наличие свободных подвижных электронов обуславливает такие свойства металлов как высокая электро- и теплопроводность. Пластичность металлов объясняется тем, что при деформации происходит смещение ионов металла относительно друг друга без разрыва связи. Также металлическая связь сохраняется не только в кристаллах, но и в расплавах металлов.
Водородная связь и ван-дер-ваальсово взаимодействие
водородная связь между молекулами воды
Данные виды связи лишь условно можно назвать химическими и правильней их относить к межмолекулярным и внутримолекулярным взаимодействиям. Водородная связь возникает между связанным атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой молекулы. Водородная связь имеет частично электростатическую, а частично донорно-акцепторную природу. Наглядным примером реализации такой связи может служить объединение нескольких молекул воды в кластеры. В молекуле воды атом кислорода смещает на себя электронную плотность приобретая частичный отрицательный заряд, а водород соответственно - частично положительный и может взаимодействовать с неподеленной электронной парой кислорода соседней молекулы. Водородная связь может возникать не только между разными молекулами, но и внутри самой молекулы. Благодаря внутримолекулярной водородной связи возможно образование спиральной структуры ДНК. Ван-дер-ваальсово взаимодействие возникает за счет возникновения наведенных дипольных моментов. Такой вид взаимодействия может возникать как между разными молекулами, так и внутри одной молекулы между соседними атомами за счет возникновения дипольного момента у атомов при движении электронов. Ван-дер-ваальсово взаимодействие может быть притягивающим и отталкивающим. Межмолекулярное взаимодействие носит характер притяжения, а внутримолекулярное - отталкивания. Внутримолекулярное ван-дер-ваальсово взаимодействие оказывает существенный вклад в геометрию молекулы.