Химическая связь

механизма образования ковалентной связи: обменный
(«на паритетных началах») и донорно-акцепторный.
В

случае обменного механизма каждый из двух атомов, образующих связь,
предоставляет по одному неспаренному электрону для общей
электронной пары.

Частицы А и В предоставляют по одному неспаренному
электрону для образования общей электронной пары

Примеры образования ковалентной связи по обменному механизму.

Каждый атом хлора предоставляет по одному электрону для
образования общей электронной пары в молекуле Cl2

Каждый метил-радикал предоставляет по одному неспаренному
электрону для образования общей электронной пары между атомами
углерода в молекуле этана

электронную пару, а вторая
частица (акцептор) — свободную орбиталь:

между атомом азота в молекуле метиламинаи протоном
H+ кислоты HCl:
Атом

азота отдает свою электронную пару для образования связи
и выступает в роли донора, а протон предоставляет вакантную орбиталь,
играя роль акцептора. Атом-донор при этом приобретает положительный заряд.

Донорно-акцeпторная связь отличается только способом образования;
по свойствам она одинакова с остальными ковалентными связями.

заселяет связывающие молекулярные орбитали, имеющие более низкую энергию.
σ-Связь –

ковалентная связь, образованная при перекрывании s-, p- и гибридных орбиталей вдоль оси, соединяющей ядра связываемых атомов

π-Связи возникают между атомами, уже соединенными σ-связью (при этом образуются двойные и тройные ковалентные связи). π-Связь слабее σ-связи из-за менее полного перекрывания р-орбиталей.

и π-связей.
σ-Связь прочнее π-связи;

по σ-связям возможно внутримолекулярное вращение атомов

без разрыва связи);

вращение по π-связи невозможно без ее разрыва;

электроны на π-орбитали, находясь вне межъядерного пространства, обладают большей подвижностью по сравнению с σ-электронами. Поэтому поляризуемость π-связи значительно выше, чем σ-связи.

образующихся между атомами. Каждую общую электронную пару принято
обозначать валентным

штрихом:

обобществлении двумя атомами более чем одной пары электронов:
Н2С : :

СН2;    R2С : : О;    HС : : : CH;    RС : : : N и т.д.

Кратные связи являются сочетанием σ- и π-связей.
Двойная связь состоит из одной σ- и одной π-связей и осуществляется 4-мя
общими электронами.

и включает в
себя шесть электронов.

Число электронных пар, участвующих в

образовании ковалентной связи
называется порядком связи.
Таким образом, порядок простой связи равен 1, двойной – 2, тройной – 3.

связи, ее длина и дипольный момент.

Энергия связи – энергия,

выделяющаяся при ее образовании, или необходимая для разъединения двух связанных атомов. Энергия связи характеризует ее прочность.
Длина связи – расстояние между центрами связанных атомов. Чем меньше длина, тем прочнее химическая связь.
Дипольный момент связи (μ) – векторная величина, характеризующая полярность связи (измеряется в дебаях D или кулон-метрах: 1D = 3,4·10-30 Кл·м).

На характеристики связей влияет их кратность:

энергия связи увеличивается в ряду:


длина связи растет в обратном порядке.

в атоме,ограниченными возможностями атома
выступать в роли донора или акцептора

электронной пары.

При возбуждении атома бора его валентность увеличивается от 1 до 3:

орбиталей взаимодействующих атомов.
Так, угол между связями, образованными p-орбиталями атома,

должен быть равен примерно 90°. Примером может служить молекула сероводорода H2S (валентный угол составляет 92°).
Однако, в большинстве молекул аналогичного с сероводородом состава AB2 (CO2, H2O, BeCl2) валентные углы значительно отличаются от прямого и составляют величину от 104,5° в молекулах H2O до 180° в молекулах CO2 и BeCl2.
Для предсказания величин валентных углов и, следовательно, геометрического строения молекул целесообразно использовать теорию гибридизации атомных орбиталей, разработанную американским ученым Лайнусом Полингом.

отсутствие неподеленных электронных пар у центрального атома
Неполярные молекулы довольно

устойчивы и мало реакционоспособны. ( CH4, CO2, CCl4, SF6 и др.)
Полярные молекулы химически более активны: (HCl, NH3, H2O и др.)

связью.
Иoннaя связь не имеет пространственной направленности, так как каждый

ион связан с некоторым числом противоионов, сила действия которых зависит от расстояния (закон Кулона). Поэтому ионно-связанные соединения не имеют молекулярного строения и представляют собой твердые вещества, образующие ионные кристаллические решетки, с высокими температурами плавления и кипения, они высокополярны, часто солеобразны, в водных растворах электропроводны.
Соединений с чисто ионными связями практически не существует.

сравнительно слабо удерживают свои внешние электроны.
Поэтому в кристаллической решетке

металла эти электроны покидают свои атомы, превращая их в положительно заряженные ионы.
"Обобществленные" электроны передвигаются в пространстве между катионами и удерживают их вместе.

соединениях с ковалентной связью. Такая связь существует не только в

твердых кристаллах металлов, но и в расплавах и в аморфном состоянии.

кислородом, фтором и др.), испытывает недостаток электронов и поэтому способен

взаимодействовать с неподеленной парой электронов другого электроотрицательного атома этой же или другой молекулы. В результате возникает водородная связь, которая графически обозначается тремя точками:

Эта связь значительно слабее других химических связей (энергия ее образования 10-40 кДж/моль) и в основном определяется электростатическим и донорно-акцепторным взаимодействиями.

спирта:


Это приводит к ассоциации молекул и объясняет относительно высокую

т.кип. спиртов.

В присутствии воды возникают водородные связи между молекулами спирта и воды:


поэтому низшие спирты хорошо растворимы в воде.

Водородная связь, как и ковалентная обладает направленностью и насыщаемостью, но ее энергия ниже.

(т.кип. и т.пл., летучесть, вязкость, спектральные характеристики) и химические (кислотно-основные)

свойства соединений.

Межмолекулярные водородные связи обусловливают ассоциацию молекул, что приводит к повышению температур кипения и плавления вещества. Например, этиловый спирт C2H5OH, способный к ассоциации, кипит при +78,3°С, а диметиловый эфир СН3ОСН3, не образующий водородных связей, лишь при -24°С (молекулярная формула обоих веществ С2Н6О).

Образование Н-связей с молекулами растворителя способствует улучшению растворимости. Так, метиловый и этиловый спирты (CH3OH, С2Н5ОН), образуя Н-связи с молекулами воды, неограниченно в ней растворяются.