Химическая связь. .

Под химической связью понимают результат взаимодействия двух и более атомов, приводящий к образованию устойчивой многоатомной системы.

Важнейшими видами химической связи являются: ковалентная, ионная водородная, металлическая, межмолекулярная.

При образовании ковалентной связи между атомами их электроны обобщаются и локализуются между ними.

Число общих электронных пар, соединяющих два атома, определяет кратность химической связи.

Длина химической связи характеризует межъядерное расстояние в молекуле. Чем больше кратность связи, тем меньше ее длина при прочих равных условиях.

Прочность химической связи (энергия разрыва или диссоциации) – это количество энергии, необходимой для ее разрыва. Чем короче связь, тем больше энергия ее разрыва в том случае, если сравниваются однотипные связи.

Химическая связь, образованная при перекрывании атомных орбиталей (АО), расположенных вдоль прямой линии, проведенной через ядра взаимодействующих атомов, называется σ (сигма)-связью. Между двумя атомами в молекуле возможна только одна σ –связь. Углы между σ –связями называются валентными углами.

При перекрывании АО, расположенных перпендикулярно или под иными углами к σ -связи и параллельно друг к другу происходит образование π (пи) и δ (дельта)-связей. Перекрывание АО при этом меньше, чем при σ, поэтому π - и δ -связи, как правило, слабее σ -связи.

Под направленностью химической связи понимают валентные углы, которые образуются между химическими связями в молекулах, состоящих из трех и более атомов. Для предсказания геометрического строения молекул типа АВ_n, где n> 1, и значений валентных углов применяют идею гибридизации атомных орбиталей.

Под полярностью химической связи понимают асимметрию в распределении электронной плотности между атомами, образующими химическую связь.

В двухатомных молекулах простых веществ (таких, как Н₂, О₂, Cl₂ и др.) электронная плотность около обоих атомов одинакова, а сама связь является неполярной.

Если связь образована атомами разных элементов, то один из них, как правило, притягивает общую электронную пару сильнее. Тогда симметрия распределения зарядов нарушается и полюс отрицательных зарядов не совпадает с положительным полюсом. Вследствие этого связь становится полярной.

С увеличением разности электроотрицательностей (Δ ЭО), участвующих в образовании связи атомов, возрастает эффективный заряд на атомах, т.е. возрастает степень ионности связи. Для 100% степени ионности связи Δ ЭО, рассчитанная по относительной шкале электроотрицательностей элементов, должна быть равной 3, 5. При Δ ЭО> 1, 9, когда эффективный заряд атомов становится больше ±0, 5, вполне допустимо рассматривать атомы как ионы с целочисленными зарядами, а связь между ними считать ионной.

Химическая связь считается локализованной (ограниченной определенным местом), если осуществляющие ее электроны принадлежат только двум связываемым атомам. Связь является нелокализованной, если электрон или электроны осуществляют связь более, чем между двумя атомами. Типичным примером нелокализованной связи является металлическая химическая связь, т.к. электроны, осуществляющие связь, обобществлены («электронный газ») и перемещаются по всему объему металла, в целом электронейтральному.

Водородная связь характерна для атома водорода, связанного непосредственно с наиболее электроотрицательными элементами F, N, O и другими. Она может быть межмолекулярной и внутримолекулярной. В первом случае связь возникает между водородом и электроотрицательным элементом другой молекулы, а внутримолекулярная – между атомами этих элементов в одной молекуле.

Пример 3. Определите тип химической связи в молекулах Cl₂, НCl, КCl, ЅО₂, Н₂Ѕ.

Решение. Молекула Cl₂ – двухатомная молекула простого вещества. Такие молекулы являются неполярными и химические связи в них также неполярные.

Для определения типа внутримолекулярной химической связи в других веществах находим разности относительных электроотрицательностей входящих в них элементов, используя прил. 2, и сравниваем полученный результат с нормируемым значением для ионной связи Δ ЭО> 1, 9.

НCl: Δ ЭО = 3, 0-2, 1=0, 9 (результат меньше 1, 9, следовательно для данного соединения характерна ковалентная полярная связь);

КCl: Δ ЭО = 3, 0-0, 8=2, 2 (> 1, 9, связь ионная);

ЅО₂: Δ ЭО =3, 5-2, 5 =1, 0 (< 1, 9, ковалентная полярная связь)

Н₂Ѕ: Δ ЭО =2, 5-2, 1=0, 4 (< 1, 9, ковалентная полярная связь)