Химическая связь – это совокупность взаимодействий между электронами и ядрами,

приводящих к соединению атомов в молекулы, ионы и др. частицы.

ядрами связываемых атомов.
Измеряется в пикометрах (пм)(нм): 1 пм =

10-12 м. Характерное значение для одинарной связи rc = 100 пм. Для молекулы воды rон = 97 пм. Длина связи определяется рентгеноструктурным анализом и другими физическими методами.
Прочность химической связи (Ес) – величина, измеряемая энтальпией ∆Нс образования связи.
Единица измерения прочности химической связи используют кДж/моль.
Характерное значение для одинарной связи ∆Нс = 400 кДж/моль. Для водорода
∆Н Н-Н = 430 кДж/моль,
для воды ∆Н-О-Н = 456 кДж/моль.

связей данного атома с соседними атомами молекулы. Угол с называют

валентным. Единица измерения валентного угла с – градус, значение которого может меняться от 90 до 180 0. Для воды НОН = 104 0. Для оксида углерода (+4) ОСО = 180 0.
Полярность химической связи (с) – величина, измеряемая электрическим моментом данной связи. Химическая связь поляризуется, когда связываются два атома с разной ЭО. В результате на атоме с большим значением ЭО возникает избыточный отрицательный заряд -, а на другом атоме с меньшим значением ЭО – избыточный положительный заряд +.

химическую связь, образованную путем обобществления пары электронов двумя атомами неметаллов.

Если связь образована между двумя одинаковыми атомами, то образуется ковалентная неполярная связь. В этом случае электронная плотность общей пары равномерно распределена между атомами (например, H - H; O = O; N  N).
Если связь образована между двумя разными атомами, то образуется ковалентная полярная связь и более электроотрицательный атом сильнее притягивает общую пару электронов (например, Н2О).

одного атома взаимодействуют с неспаренными электронами другого атома.
H• +

•H  H : H
При донорно-акцепторном механизме общая электронная пара образуется за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и вакантной орбитали другого атома или иона (акцептора). Например, образование иона аммония из растворенного в воде газообразного аммиака:

ограниченное число ковалентных связей.
Благодаря насыщаемости связей молекулы имеют определенный

состав: H2, а не H3; HCl, а не H2Cl и т.д.

Количественно направленность выражается в виде валентных углов между направлениями химической

связи в молекулах.

Полярные бинарные молекулы называют диполями. Т.е. полярнорсть связи и полярность

молекулы совпадают

равный произведению эффективного заряда на длину диполя:
μ = q

∙ l, где q=1.6 ∙10-19Кл

положительного полюса к отрицательному.

моментов химических связей. Поэтому, если молекула симметрична (линейная, треугольная, тетраэдр,

октаэдр), то она неполярна.

электронной плотности к атому с большей ЭО и атомы могут

считаться положительно и отрицательно заряженными ионами, между которыми действуют силы электростатического притяжения. (например, NaF, NaСl, КСl).
Принято считать крайний случай ковалентной полярной связи - ионной, если изменение ЭО > 1,9. Ионная связь образуется между катионами s-металлов I и II групп периодической системы и ионами р-неметаллов VI и VII групп (NaF, КСl, Nа2O и др.).


→

сферическое поле вокруг ионов во всех направлениях равноценно; ненасыщаемостью, поскольку

при взаимодействии ионов не происходит полной компенсации их силовых полей; координационными числами в ионных соединениях, которые определяются не электронной структурой атомов, а соотношением радиусов взаимодействующих ионов.
Так, отношение радиуса иона натрия к радиусу иона хлора равно:
r(Na+)/r(Cl-) = 0,098/0,0181 = 0,54.
Это значение лежит в пределах 0,41 – 0,73, что определяет октаэдрическую координацию ионов, которая характеризует кристаллическую решетку хлорида натрия.
Таким образом, химическая связь в большинстве химических соединений сочетает свойства ковалентной и ионной связи. Поэтому ее можно считать ковалентной с определенной долей ионности.

свободных валентных орбиталей по отношению к числу валентных орбиталей электронов.

К такому типу химической связи относятся металлы и их сплавы. В металлах электроны приобретают способность свободно перемещаться между ядрами в пространстве именно благодаря относительно высокой «концентрации» свободных орбиталей. В результате этого в решетке металлов возникают свободные электроны (электронный газ), которые непрерывно перемещаются между положительными заряженными ионами, электрически их притягивают и обеспечивают стабильность решетки металлов.

Силы, которые способствуют притяжению молекул, получили название вандерваальсовых. Они характеризуются

тремя видами межмолекулярного взаимодействия:
а) ориентационное взаимодействие, которое проявляется между полярными молекулами, (по-другому оно называется диполь-дипольное взаимодействие);
б) индукционное, которое возникает между индуцированными диполями, причина образования которых является взаимная поляризация атомов двух сближающихся молекул;
в) дисперсионное, которое возникает в результате взаимодействия микродиполей, образующихся за счет мгновенных смещений положительных и отрицательных зарядов в молекулах при движении электронов и колебаний ядер.

элементом другой молекулы.

перекрывания электронных облаков числом атомов в молекуле и числом электронных

пар связей за счет неподеленных электронов.

Связь, образованная перекрыванием АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов,

называется ϭ-связью (сигма-свяью);
Связь, образованная перекрыванием АО по обе стороны линии, соединяющей ядра атомов (боковые перекрывания), называется π-связью;
Связь, образованная перекрыванием d-орбиталей всеми четырьмя лепестками, называется δ-связью (дельта-связью).

d-p

d-d

d-d-перекрывание

ионах, определяет для него значение координационного числа. Например, в молекуле

NH3 и ионе NH4+ для атома азота оно равно трем и четырем соответственно.
π- связь, образованная более чем одной парой электронов называется кратной.
Кратность связи обусловлена наложением на σ связь π и δ связей.

различным значением орбитального квантового числа, должны быть энергетически неравноценными, что,

однако, не подтверждается экспериментом. Противоречие устраняется идеей гибридизации, предложенной Л. Полингом (1901).
Гибридизациией называют образование одинаковых по энергии и форме орбиталей атома в результате сложения различных по энергии и форме орбиталей при возбуждении этого атома. При этом орбитали разной симметрии смешиваются и переходят в гибридные атомные орбитали одинаковой формы и одинаковой усредненной энергии, что обеспечивает равноценность образуемых ими связей.

две sр -орбитали
(s+p+p) -орбитали три sp2-орбитали

АО

с ковалентной связью: метод валентных связей (МВС) или метод молекулярных

орбиталей (ММО). Эти два метода не исключают, а взаимно дополняют друг друга. МВС позволяет объяснить химические связи и свойства многих соединений. ММО обеспечивает общий подход ко всем типам химических соединений, его используют при программировании

связей в молекулах с позиций квантовой механики. Он базируется на

следующих основных положениях:
1.Химическая связь локализована между двумя атомами, т.е. она двуцентровая и двухэлектронная образованная по обменному и д/а механизму.
2. Модель гибридизации АО. В ходе взаимодействия АО могут подвергаться гибридизации (при этом получаются ГАО - гибридные атомные орбитали).
3. Модель локализованных электронных пар: расположение связей вокруг центрального атома определяется числом его σ- электронных пар, втом числе и несвязывающих

валентных связей достаточно наглядно объясняет образование и строение многих молекул,

однако он не может объяснить многие факты, например, существование молекулярных ионов (Н2+, Не 2+) или радикалов (·СН3,·NH2 ), парамагнетизм молекул с четным числом электронов (О2, NO), которые находят объяснение в рамках метода молекулярных орбиталей (ММО).

В ММО молекула (или любая другая частица) рассматривается как единое целое.
Существуют орбитали, которые называются молекулярными орбиталями (МО).
МО получаются при взаимодействии АО исходных атомов. МО отличаются от АО по энергии, форме и ориентации в пространстве.

форму (s+s, p+p, d+d)
в) одинаково ориентированы в пространстве (px+px, py+py

и т.д.).
При образовании МО соблюдается правило сохранения количества орбиталей: количество получившихся МО = количеству исходных АО.

имеющие энергию выше, чем исходные АО называются разрыхляющими (*).
Заполнение МО

электронами МО осуществляется по тем же законам, как и в атоме:
1. Принцип наименьшей энергии.
2. Принцип Паули.
3. Правило Хунда.

Вместо этого здесь используется понятие о порядке связи (ПС):

ПС=(Nсв-Nразр)/m ,
где: Nсв - кол-во электронов на СМО,
Nразр - кол-во электронов на РМО,
m - кол-во ядер в молекуле.
Чем больше ПС, тем крепче, прочнее частица (молекула, ион, радикал).
Если ПС ≤ 0, то связи вообще нет, т.е. данная частица существовать не может.
Наличие неспаренных электронов обусловливает парамагнитные свойства молекулы, отсутствие – диамагнитные.

молекула H2 устойчивая частица.

ПС (H2+ ) = (1-0)/2 = 1/2

> 0  H2+ устойчивая частица
ПС (H2+2) = (0-0)/2 = 0  H2+2 не существует
ПС (H2-) = (2-1)/2 = 1/2 > 0  H2- устойчивая частица
ПС (H2-2) = (2-2)/2 = 0  H2-2 не существует

уровень σх расположен выше πy , πz -уровней (рис.1)
Поскольку расстояние

между s- и p-подуровнями увеличивается в периоде с ростом Z, то схема уровней на рис.2 лучше всего описывает молекулы элементов конца периода, начиная с кислорода.

до азота включительно). Заселение МО указано для B2 (парамагнитна)

Заселение МО указано для О2 (парамагнитна)