Фундаментальной основой химической связи явилась теория химического строения А. М. Бутлерова (1861 г.), согласно которой свойства соединений зависят от природы и числа составляющих их частиц и химического строения. Эта теория нашла подтверждение не только для органических, но и неорганических веществ, поэтому ее следует считать фундаментальной теорией химии.

Понятие химической связи

Большинство простых веществ и все сложные вещества (соединения) состоят из атомов, определенным образом взаимодействующих друг с другом. Иными словами, между атомами устанавливается химическая связь.

Химическая связь - электронный феномен, заключающийся в том, что, по крайней мере, один электрон, находившийся в силовом поле своего ядра, оказывается в силовом поле другого ядра или нескольких ядер одновременно. При образовании химической связи энергия всегда выделяется, т.е. энергия образующейся частицы должна быть меньше суммарной энергии исходных частиц.

Под химической связью понимаются различные виды взаимодействий, обуславливающие устойчивое существование двух- и многоатомных соединений: молекул, ионов, кристаллических и иных веществ.

К основным чертам химической связи можно отнести:

• снижение общей энергии двух- или многоатомной системы по сравнению с суммарной энергией изолированных частиц, из которых эта система образована;
• перераспределение электронной плотности в области химической связи по сравнению с простым наложением электронных плотностей несвязанных атомов, сближенных на расстояние связи.

По своей природе химическая связь представляет собой взаимодействие между положительно заряженными ядрами и отрицательно заряженными электронами, а также электронов друг с другом.

Переход электрона от одного атома к другому, в результате чего образуются разноименно заряженные ионы с устойчивыми электронными конфигурациями, между которыми устанавливается электростатическое притяжение, является простейшей моделью ионной связи:

X ⇒ X + + e - Y + e - ⇒ Y - X + Y -

Параметры химической связи

Химическая связь осуществляется s- и p -электронами внешнего и d- электронами предвнешнего слоя. Эта связь характеризуется следующими параметрами:

1. Длиной связи - межъядерным расстоянием между двумя химически связанными атомами.
2. Валентным углом - углом между воображаемыми линиями, проходящими через центры химически связанных атомов.
3. Энергией связи - количеством энергии, затрачиваемой на ее разрыв в газообразном состоянии.
4. Кратностью связи - числом электронных пар, посредством которых осуществляется химическая связь между атомами.

Если мы будем сближать два протона, то между ними возникнут силы отталкивания, и о получении устойчивой системы говорить не приходится. Поместим в их поле один электрон. Здесь могут возникнуть два случая.

Первый, когда электрон находится между протонами (слева), и второй, когда он располагается за одним из них (справа).

В обоих случаях возникают силы притяжения. В первом случае составляющие этих сил (проекции) на ось, проходящую через центры протонов, направлены в противоположные стороны с силами отталкивания (слева) и могут их компенсировать. При этом возникает энергетически устойчивая система. Во втором случае составляющие сил притяжения направлены в разные стороны (справа) и трудно говорить об уравновешивании сил отталкивания между протонами. Отсюда следует, что для возникновения химической связи с образованием молекулы или иона электроны должны находиться преимущественно в межьядерном пространстве. Эта область называется связывающей , т.к. при нахождении там электронов образуется химическая связь. Область, находящаяся за ядрами, называется разрыхляющей , т.к. при попадании в нее электронов химическая связь не образуется.

Применив аналогичные рассуждения к молекуле водорода, можно прийти к выводу, что появление второго электрона в связывающей области еще более стабилизирует систему. Следовательно, для образования устойчивой химической связи необходима, по меньшей мере, одна электронная пара. Спины электронов в этом случае должны быть антипараллельны, т.е. направлены в разные стороны. Образование химической связи должно сопровождаться понижением полной энергии системы.

Рассмотрим изменение потенциальной энергии системы на примере сближения двух атомов водорода. Когда атомы находятся на очень большом расстоянии друг от друга, они не взаимодействуют и энергия такой системы близка к нулю. По мере их сближения возникают силы притяжения между электроном одного атома и ядром другого и наоборот. Эти силы увеличиваются обратно пропорционально квадрату расстояния между атомами. Энергия системы понижается. По мере сближения атомов начинают играть роль силы отталкивания между их ядрами и электронами. Увеличение сил отталкивания обратно пропорционально уже шестой степени расстояния. Кривая потенциальной энергии проходит через минимум, а затем резко уходит вверх.

Расстояние, соответствующее положению минимума на кривой, является равновесным межъядерным расстоянием и определяет длину химической связи. Так как атомы в молекуле участвуют в колебательном движении относительно положения равновесия, расстояние между ними постоянно меняется, т.е. атомы не жестко связаны друг с другом. Равновесное расстояние соответствует при данной температуре некоторому усредненному значению. С повышением температуры амплитуда колебания увеличивается. При какой-то достаточно большой температуре атомы могут разлететься на бесконечно большое расстояние друг от друга, что будет соответствовать разрыву химической связи. Глубина минимума по оси энергии определяет энергию химической связи, а величина этой энергии, взятая с обратным знаком, будет равна энергии диссоциации данной двухатомной частицы. Если сближаются атомы водорода, электроны которых имеют параллельные спины, между атомами возникают лишь силы отталкивания, а потенциальная энергия такой системы будет возрастать.

Количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи, называется энергией химической связи Е св . Она имеет единицу измерения [кДж/моль]. Для многоатомных соединений с однотипными связями за энергию связи принимается среднее ее значение, рассчитанное делением энергии образования соединения из атомов на число связей. Например, энергию связи в метане определяют путем деления энергии образования молекулы СН 4 из атомов водорода и углерода на четыре (1640: 4 = 410 кДж/моль). Чем больше энергия химической связи, тем устойчивее молекулы. Например, молекула HF устойчивее молекулы НВr .

Важной характеристикой химической связи является ее длина l св , равная расстоянию между ядрами в соединении. Она зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания. Имеется определенная корреляция между длиной и энергией связи: с уменьшением длины связи обычно растет энергия связи и соответственно устойчивость молекул . Например, в ряду галогеноводородов от HF до HI длина связи растет, а ее энергия уменьшается.

Энергии и длины некоторых химических связей

Связь	Е св , кДж/моль	l св , нм	Связь	Е св , кДж/моль	l св , нм	Связь	Е св , кДж/моль	l св , нм	Связь	Е св , кДж/моль	l св , нм
	536	0,092		348	0,154		432	0,128		614	0,134
	360	0,142		495	0,121		299	0,162		839	0,120
	436	0,074		1040	0,113		380	0,134		940	0,110

Виды химической связи

В образовании химической связи участвуют s- , р- и d -электроны, имеющие различную геометрическую конфигурацию электронных облаков и различные знаки волновых функций в пространстве. Для возникновения химической связи необходимо перекрывание частей электронных оболочек с одинаковым знаком волновой функции. В противном случае химическая связь не образуется. Это утверждение легко объяснить на примере наложения двух синусоид, которые в первом приближении могут отождествляться с волновыми функциями.

В случае наложения двух синусоид с разными знаками в одной и той же области (слева) суммарная составляющая их будет равна нулю - связи нет. В противоположном случае происходит сложение амплитуд колебаний и образуется новая синусоида - химическая связь образовалась (справа).

В зависимости от симметрии электронных облаков, в результате перекрывания которых образуется химическая связь, суммарное электронное облако будет иметь различную симметрию, в соответствии с которой они распадаются на три вида: σ -, π - и δ -связи.

σ-связь осуществляется при перекрывании облаков вдоль линии, соединяющей центры атомов, при этом максимальная электронная плотность достигается в межъядерном пространстве и имеет цилиндрическую симметрию относительно линии, соединяющей центры атомов. В образовании σ -связи в силу своей шаровой симметрии всегда принимают участие s -электроны. Они образуют σ -связь в результате перекрывания со следующими электронами другого атома: s- , р х -, d x 2 -y 2 -электронами. С электронами, находящимися на других орбиталях, например, р у или р x , возникновение химической связи невозможно, так как происходит перекрывание в областях, где электронная плотность имеет противоположные знаки. Возможность образования σ -связи s -электронами не исчерпывается, она может образоваться в случае перекрывания и других электронных облаков, таких, как двух р х или р х и d x 2 -y 2 .

π-связи возникают при перекрывании электронных облаков над и под линией, соединяющей центры атомов. Суммарные электронные облака также симметрично расположены относительно этой оси, но они не имеют цилиндрической симметрии, как в случае σ -связи. В силу своего пространственного расположения π -связь образуют электроны на таких парах орбиталей как р y -р y ,р z -р z ,р y -d xy .

δ-связь образуют только d -электроны за счет перекрывания всех четырех своих лепестков электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях. Такое возможно, когда в образовании связи участвуют d xy -d xy , d xz -d xz , d yz -d yz -электроны.

Существует и другой подход к классификации химической связи, основанный на характере распределения электронной плотности между атомами в молекуле, т.е. химическая связь рассматривается с точки зрения принадлежности электронной пары тому или иному атому. Возможны три случая:

1. Электронная пара связывает в молекуле два одинаковых атома. В этом случае она в равной мере принадлежит им обоим. В молекуле нет разделения центров тяжести положительного и отрицательного зарядов. Они совпадают, и такая связь называется ковалентной неполярной .
2. Если электронная пара связывает два различных атома, то она смещается в сторону более электроотрицательного атома. Центры тяжести положительного и отрицательного зарядов разделяются, связь становится полярной и носит название ковалентной полярной связи .
3. Третий случай связан с полной передачей электронной пары во владение одного из атомов. Это происходит при взаимодействии двух атомов, резко отличающихся по электроотрицательности, т.е. способности удерживать электронную пару в своем электрическом поле. При этом атом, отдавший электроны, становится положительно заряженным ионом, а атом, принявший их,- отрицательным. В этом случае связь носит название ионной .

Химическая связь возникает благодаря взаимодействию электрических полей создаваемых электронами и ядрами атомов, т.е. химическая связь имеет электрическую природу.

Под химической связью понимают результат взаимодействия 2х или более атомов приводящий к образованию устойчивой многоатомной системы. Условием образования химической связи является уменьшение энергии взаимодействующих атомов, т.е. молекулярное состояние вещества энергетически более выгодно, чем атомное. При образовании химической связи атомы стремятся получить завершенную электронную оболочку.

Различают: ковалентную, ионную, металлическую, водородную и межмолекулярную.

Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма – , когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или по донорно-акцепторному механизму , если электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором – N, O, Cl, F) другому атому (акцептору – атомы d-элементов).

Характеристики хим связи.

1 – кратность связей – между 2мя атомами возможна только 1 сигма-связь, но наряду с ней между теми же атомами могут быть пи и дельта-связь, что приводит к образованию кратных связей. Кратность определяется числом общих электронных пар.

2 – длина связи – межъядерное расстояние в молекуле, чем больше кратность, тем меньше ее длина.

3 – прочность связи – это количество энергии необходимое для ее разрыва

4 – насыщаемость ковалентной связи проявляется в том, что одна атомная орбиталь может принимать участие в образовании только одной к.с. Это свойство определяет стехиометрию молекулярных соединений.

5 – направленность к.с. в зависимости от того, какую форму и какое направление имеют электронные облака в пространстве при их взаимном перекрывании могут образовываться соединения с линейной и угловой формой молекул.

Ионная связь – образуется между атомами которые сильно отличаются по электроотрицательности. Это соединения главных подгрупп 1 и 2 групп с элементами главных подгрупп 6 и 7 групп. Ионной называют химическую связь, которая осуществляется в результате взаимного электростатического притяжения противоположно заряженных ионов.

Механизм образования ионной связи: а) образование ионов взаимодействующих атомов; б) образование молекулы за счет притяжения ионов.

Ненаправленность и ненасыщенность ионной связи

Силовые поля ионов равномерно распределяются во всех направлениях поэтому каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении. В этом заключается ненаправленность ионной связи. Взаимодействие 2х ионов противоположного знака не приводит к полной взаимной компенсации их силовых полей. Поэтому у них сохраняется способность притягивать ионы и по другим направлениям, т.е. ионная связь характеризуется ненасыщенностью. Поэтому каждый ион в ионном соединении притягивает такое число ионов противоположного знака, чтобы образовалась кристаллическая решетка ионного типа. В ионном кристалле нет молекул. Каждый ион окружен определенным числом ионов другого знака (координационное число иона).

Металлическая связь – хим. Связь в металлах. У металлов имеется избыток валентных орбиталей и недостаток электронов. При сближении атомов их валентные орбитали перекрываются благодаря чему электроны свободно перемещаются из одной орбитали в другую, осуществляется связь между всеми атомами металла. Связь которую осуществляют относительно свободные электроны между ионами металла в кристаллической решетке называется металлической связью. Связь сильно делокализована и не обладает направленностью и насыщенностью, т.к. валентные электроны равномерно распределены по кристаллу. Наличие свободных электронов обусловливает существование общих свойств металлов: непрозрачность, металлический блеск, высокая электро и теплопроводность, ковкость и пластичность.

Водородная связь – связь между атомом Н и сильноотрицательным элементом (F, Cl, N, O, S). Водородные связи могут быть внутри- и межмолекулярными. ВС слабее ковалентной связи. Возникновение ВС объясняется действием электростатических сил. Атом Н обладает маленьким радиусом и при смещении или отдаче единственного электрона Н приобретает сильный положительный заряд, который действует на электроотрицательность.

Ковалентная связь – это связь между двумя атомами за счет образования общей электронной пары.

Ковалентная неполярная связь – эта связь между атомами с равной

электроотрицательностью. Например: Н 2 , О 2 , N 2 , Cl 2 и т. д. Дипольный момент таких связей равен нулю.

Ковалентная полярная связь – эта связь между атомами с различной электроотрицательностью. Зона перекрывания электронных облаков смещается в сторону более электроотрицательного атома.

Например, Н–Cl (Н б+ →Cl б–).

Ковалентная связь обладает свойствами:

- насыщаемости – способности атома образовывать количество химических связей, соответствующих его валентности;

- направленности – перекрытие электронных облаков происходит в направлении обеспечивающем максимальную плотность перекрытия.

Ионная связь – это связь между противоположно заряженными ионами. Её можно рассматривать как крайний случай ковалентной полярной связи. Такая связь возникает при большой разнице электроотрицательностей атомов,

образующих химическую связь. Например, в молекуле NaF разница

электроотрицательностей составляет 4,0 – 0,93 = 3,07, что приводит к практически полному переходу электрона от натрия к фтору:

Взаимодействие ионов противоположного знака не зависит от направления, а кулоновские силы не обладают свойством насыщаемости. В силу этого иoннaя связь не обладает направленностью и насыщаемостью.

Металлическая связь – это связь положительно заряженных ионов металла со свободными электронами .

Большинство металлов обладает рядом свойств, имеющих общий характер и отличающихся от свойств других веществ. Такими свойствами являются сравнительно высокие температуры плавления, способность к отражению света, высокая тепло- и электропроводность. Это является следствием образования между атомами металлов особого вида связи – металлической связи.

У атомов металлов валентные электроны слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. В результате этого в кристаллической решетке металла появляются положительно заряженные ионы металла и «свободные» электроны, электростатическое взаимодействие которых обеспечивает химическую связь.

Водородная связь – это связь посредством атома водорода, связанного с высокоэлектроотрицательным элементом .

Атом водорода, связанный с высокоэлектроотрицательным элементом (фтором, кислородом, азотом и др.), отдает практически полностью электрон с валентной орбитали. Образовавшаяся свободная орбиталь может взаимодействовать с неподеленной парой электронов другого электроотрицательного атома, в результате возникает водородная связь. На примере молекул воды и уксусной кислоты водородная связь показана штриховыми линиями:

Эта связь значительно слабее других химических связей (энергия ее образования 10÷40 кДж/моль). Водородные связи могут возникать как между различными молекулами, так и внутри молекулы.

Исключительно важную роль водородная связь играет в таких неорганических веществах, как вода, плавиковая кислота, аммиак и т.д., а также в биологических макромолекулах.

Любое взаимодействие между атомами возможно лишь при наличии химической связи. Такая связь является причиной образования устойчивой многоатомной системы - молекулярного иона, молекулы, кристаллической решетки. Прочная химическая связь требует много энергии для разрыва, поэтому она и является базовой величиной для измерения прочности связи.

Условия образования химической связи

Образование химической связи всегда сопровождается выделением энергии. Этот процесс происходит за счет уменьшения потенциальной энергии системы взаимодействующих частиц - молекул, ионов, атомов. Потенциальная энергия образовавшейся системы взаимодействующих элементов всегда меньше энергии несвязанных исходящих частиц. Таким образом, основанием для возникновения химической связи в системе является спад потенциальной энергии ее элементов.

Природа химического взаимодействия

Химическая связь - это следствие взаимодействия электромагнитных полей, возникающих вокруг электронов и ядер атомов тех веществ, которые принимают участие в образовании новой молекулы или кристалла. После открытия теории строения атома природа этого взаимодействия стала более доступной для изучения.

Впервые идея об электрической природе химической связи возникла у английского физика Г. Дэви, который предположил, что молекулы образуются по причине электрического притяжения разноименно заряженных частиц. Данная идея заинтересовала шведского химика и естествоиспытателя И.Я. Берцеллиуса, который разработал электрохимическую теорию возникновения химической связи.

Первая теория, объяснявшая процессы химического взаимодействия веществ, была несовершенной, и со временем от нее пришлось отказаться.

Теория Бутлерова

Более успешная попытка объяснить природу химической связи веществ была предпринята русским ученым А.М.Бутлеровым. В основу своей теории этот ученый положил такие предположения:

• Атомы в соединенном состоянии связаны друг с другом в определенном порядке. Изменение этого порядка служит причиной образования нового вещества.
• Атомы связываются между собой по законам валентности.
• Свойства вещества зависят от порядка соединения атомов в молекуле вещества. Иной порядок расположения становится причиной изменения химических свойств вещества.
• Атомы, связанные между собой, наиболее сильно влияют друг на друга.

Теория Бутлерова объясняла свойства химических веществ не только их составом, но и порядком расположения атомов. Такой внутренний порядок А.М. Бутлеров назвал «химическим строением».

Теория русского ученого позволила навести порядок в классификации веществ и предоставила возможность определять строение молекул по их химическим свойствам. Также теория дала ответ на вопрос: почему молекулы, содержащие одинаковое количество атомов, имеют разные химические свойства.

Предпосылки создания теорий химической связи

В своей теории химического строения Бутлеров не касался вопроса о том, что такое химическая связь. Для этого тогда было слишком мало данных о внутреннем строении вещества. Лишь после открытия планетарной модели атома американский ученый Льюис принялся разрабатывать гипотезу о том, что химическая связь возникает посредством образования электронной пары, которая одновременно принадлежит двум атомам. Впоследствии эта идея стала фундаментом для разработки теории ковалентной связи.

Ковалентная химическая связь

Устойчивое химическое соединение может быть образовано при перекрытии электронных облаков двух соседних атомов. Результатом такого взаимного пересечения становится возрастающая электронная плотность в межъядерном пространстве. Ядра атомов, как известно, заряжены положительно, и поэтому стараются как можно ближе притянуться к отрицательно заряженному электронному облаку. Это притяжение значительно сильнее, чем силы отталкивания между двумя положительно заряженными ядрами, поэтому такая связь является устойчивой.

Впервые расчеты химической связи были выполнены химиками Гейтлером и Лондоном. Ими была рассмотрена связь между двумя атомами водорода. Простейшее наглядное представление о ней может выглядеть следующим образом:

Как видно, электронная пара занимает квантовое место в обоих атомах водорода. Такое двуцентровое размещение электронов получило название «ковалентная химическая связь». Ковалентная связь типична для молекул простых веществ и их соединений неметаллов. Вещества, созданные в результате ковалентной связи, обычно не проводят электрический ток или же являются полупроводниками.

Ионная связь

Химическая связь ионного типа возникает при взаимном электрическом притяжении двух противоположно заряженных ионов. Ионы могут быть простыми, состоящими из одного атома вещества. В соединениях подобного типа простые ионы - чаще всего положительно заряженные атомы металлов 1,2 группы, потерявшие свой электрон. Образование отрицательных ионов присуще атомам типичных неметаллов и оснований их кислот. Поэтому среди типичных ионных соединений имеется множество галогенидов щелочных металлов, например CsF, NaCl, и других.

В отличие от ковалентной связи, ион не обладает насыщенностью: к иону или группе ионов может присоединиться различное число противоположно заряженных ионов. Количество присоединенных частиц ограничивается лишь линейными размерами взаимодействующих ионов, а также условием, при котором силы притяжения противоположно заряженных ионов должны быть больше, чем силы отталкивания одинаково заряженных частиц, участвующих в соединении ионного типа.

Водородная связь

Еще до создания теории химического строения опытным путем было замечено, что соединения водорода с различными неметаллами обладают несколько необычными свойствами. Например, температура кипения фтороводорода и воды значительно выше, чем это можно было ожидать.

Эти и другие особенности водородных соединений можно объяснить способностью атома Н + образовывать еще одну химическую связь. Такой тип соединения получил название «водородная связь». Причины возникновения водородной связи кроются в свойствах электростатических сил. Например, в молекуле фтороводорода общее электронное облако настолько смещено в сторону фтора, что пространство вокруг атома этого вещества насыщенно отрицательным электрическим полем. Вокруг атома водорода, лишенного своего единственного электрона, поле значительно слабее, и имеет положительных заряд. В результате возникает дополнительная взаимосвязь между положительными полями электронных облаков Н + и отрицательными F - .

Химическая связь металлов

Атомы всех металлов расположены в пространстве определенным образом. Порядок расположения атомов металлов называется кристаллической решеткой. При этом электроны различных атомов слабо взаимодействуют друг с другом, образуя общее электронное облако. Такой вид взаимодействия между атомами и электронами получил название «металлическая связь».

Именно свободным передвижением электронов в металлах можно объяснить физические свойства металлических веществ: электропроводность, теплопроводность, прочность, плавкость и другие.

Химическая связь – это взаимодействие двух атомов, осуществляемое в процессе перераспределения электронов валентных орбиталей, в результате чего возникает устойчивая восьми– или двухэлектронная конфигурация ближайшего благородного газа (октет или дублет) за счет образования ионов (В.Коссель) или образования общих электронных пар (Г.Льюис). Общая энергия системы при этом понижается.

3.1 Основные характеристики химической связи

3.1.1 Энергия связи – это энергия, необходимая для разрыва химической связи во всех молекулах, составляющих один моль вещества, или выигрыш в энергии при образовании соединения из отдельных атомов (E св ). Чем больше энергия химической связи, тем прочнее сама связь, тем устойчивее молекула.

Обычно энергию связи измеряют в килоджоулях на моль, кДж/моль.

кДж/моль . Для многоатомных соединений с однотипными связями за энергию связи принимается среднее ее значение, рассчитанное делением энергии образования соединения из атомов на число связей. Так, на разрыв связи H–H затрачивается 432,1 кДж/∙моль, а на атомизацию метана CH 4 – 1648 кДж/∙моль, в этом случае E C–H = 1648: 4 = 412 кДж.

Наиболее прочными являются ионные и ковалентные связи , энергии которых составляют величины от десятков до сотен кДж/моль. Металлическая связь, как правило, несколько слабее ионных и ковалентных связей, но величины энергий связи в металлах близки к значениям энергии ионных и ковалентных связей. Энергия водородной связи очень небольшая и составляет обычно величину 20-40 кДж/моль, тогда как энергия ковалентных связей может достигать несколько сотен килоджоулей на моль, кДж/моль.

3.1.2 Длина связи l св . При образовании химической связи происходит перекрывание электронных облаков двух атомов и расстояние между ядрами атомов становится меньше суммы расстояний от ядер до внешних зон наибольшей электронной плотности в атомах.

Длина связи равна расстоянию между ядрами взаимодействующих атомов в соединении. Измеряется в нанометрах, нм, или ангстремах, А (1А = 10 -8 см). Она зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания. Имеется определенная корреляция между длиной и энергией связи: с уменьшением длины связи обычно растет энергия связи и соответственно устойчивость молекул к распаду или воздействию других веществ.

3.1.3 Полярность связи характеризуется ионной составляющей, то есть смещением электронной пары к более электроотрицательному атому, в результате чего образуется диполь. Диполь – система из двух равных, но противоположных по знаку зарядов, находящихся на единичном расстоянии друг от друга. Полярность связи может быть выражена через ее дипольный момент μ , равный произведению элементарного заряда на длину диполя μ= e ∙ l. Дипольный момент измеряется в кулонах на метр, Кл∙м, или в дебаях, D.

1D = 0,333∙10 –29 Кл∙м. Он является величиной векторной и направлен по оси диполя от отрицательного заряда к положительному.

Полярность молекулы в целом определяется разностью электроотрицательностей атомов, образующих двухцентровую связь, геометрией молекулы, а так же наличием неподеленных электронных пар, так как часть электронной плотности в молекуле может быть локализована не в направлении связей. Она выражается через ее дипольный момент, который равен векторной сумме всех дипольных моментов связей молекулы .

Следует различать дипольные моменты (полярность) связи и молекулы в целом. Например, для линейной молекулы CO 2 μ = 0 (хотя каждая из связей полярна, а молекула в целом неполярна, так как молекула О=С=О линейна, и дипольные моменты связей С=О компенсируют друг друга), но для Н 2 О μ ≠ 0. Наличие дипольного момента в молекуле воды означает, что она нелинейна, т. е. связи О-Н расположены под углом, не равным 180°.

3.1.4 Пространственное строение молекул – это форма и расположение в пространстве электронных облаков с учётом природы химической связи.

В соединениях, содержащих более двух атомов, важной характеристикой является валентный угол, образуемый химическими связями в молекуле и отражающий ее геометрию.

3.1.5 Порядок связи (кратность связи) – это число обобществленных поделенных пар между двумя связанными атомами. Чем выше порядок связи, тем прочнее связаны между собой атомы и тем короче сама связь. Порядок связи выше трех не встречается. Например, порядок связи в молекулах H 2 , O 2 и N 2 равен 1, 2 и 3 соответственно, поскольку связь в этих случаях образуется за счёт перекрывания одной, двух и трех пар электронных облаков.

3.1.6 Насыщаемость связи – способность атома давать определённое количество химических связей. Некоторые виды химического взаимодействия не обладают насыщаемостью, то есть частицы могут образовывать различное число связей со своими соседями. Такое свойство присуще ионной связи.

3.1.7 Способ перекрывания электронных облаков . По способу перекрывания электронных облаков связь делят на σ - связь и π – связь (рисунок 4).

Рисунок 4 – Схема σ - и π - связи

σ – связь образуется за счёт перекрывания электронных облаков по линии, соединяющей центры взаимо–действующих атомов. Она может осуществляться, например, между двумя s– облаками, между двумя p– облаками, между s– и p– облаками или между s– и d– облаками. π – связь образуется за счёт перекрывания электронных облаков по обе стороны от линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов (за счёт бокового перекрывания электронных облаков). Она образуется в основном при перекрывании р– орбиталей. σ – связь является более прочной, чем π – связь, поскольку обеспечивает более полное перекрывание и поэтому на её разрыв требуется затратить больше энергии.

Теории, объясняющие химическую связь

В настоящее время используется две теории: метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО) .

3.2.1 Метод валентных связей иначе называют теорией локализованных электронных пар, поскольку в основе метода лежит предположение, что при образовании молекулы атомы сохраняют свои атомные орбитали, но зато образуется повышенная электронная плотность (общая электронная пара), которая принадлежит обоим атомам. В отличие от ММО, в котором простейшая химическая связь может быть как двух–, так и многоцентровой, в МВС она всегда двухэлектронная и обязательно двухцентровая.

Отметим, что электроны в соответствии с принципом Паули должны иметь противоположно направленные спины, то есть в МВС все спины спарены, и все молекулы должны быть диамагнитны (поскольку магнитные свойства обуславливаются наличием свободных электронов). Следовательно, МВС принципиально не может объяснить магнитные свойства молекул.

3.2.2 Метод молекулярных орбиталей исходит из того, что каждую молекулярную орбиталь представляют в виде алгебраической суммы (линейной комбинации) атомных орбиталей. То есть, при образовании молекулы атомные орбитали как таковые исчезают, а вместо них возникают новые молекулярные орбитали. Причём число молекулярных орбиталей равно сумме исходных атомных, но часть молекулярных орбиталей по энергии ниже (связывающие МО), а часть по энергии выше (разрыхляющие МО), чем исходные атомные.

Например, в молекуле водорода в образовании МО могут участвовать только 1s атомные орбитали двух атомов водорода, которые дают две МО. Поскольку ядра во взаимодействующих атомах водорода одинаковы, то и вклад атомных орбиталей будет одинаковым. А так как в молекуле водорода взаимодействие возможно только по оси молекулы, то каждая из MO может быть переобозначена как σ св и σ* и названа соответственно связывающей (σ св) и разрыхляющей (σ*) молекулярными орбиталями.

Переход двух электронов на МО σ св способствует понижению энергии системы; этот энергетический выигрыш равен энергии связи между атомами в молекуле водорода H–H. То есть заселение электронами связывающей МО σ св стабилизирует систему, а заселение разрыхляющих – дестабилизирует ее.

Согласно методу МО порядок (кратность) связи n определяется полуразностью числа связывающих N св и разрыхляющих N раз электронов

Чем больше кратность связи, тем более прочная связь в молекуле. При нулевой кратности связи молекула не образуется.

Рассмотрим некоторые случаи строения молекул по ММО.

Молекула Н 2 образуется из двух атомов Н, атомная валентная зона которого представлена одним электроном на 1s– подуровне. При чём необходимо, чтобы электроны имели противоположные спины. Изобразим строение молекулы Н 2 на следующей энергетической диаграмме (рисунок 5). При заполнении этой диаграммы следует учитывать принципы заполнения электронных орбиталей (принцип Паули, принцип Гунда, принцип минимальной энергии).

Поскольку в первую очередь заполняются орбитали с меньшей энергией, то электроны пойдут на связывающую орбиталь. А так как по принципу Паули их там может поместиться только два, то электронов для разрыхляющей орбитали уже не остаётся. Кратность связи в этом случае будет равна

n = (2-0)/2 = 1, то есть связь осуществляется одной парой электронов.

Что касается молекулярного иона Н 2 + , то он образуется из атома Н и протона Н + , у которого нет валентного электрона (рисунок 6).

Кратность связи в этом случае будет равна n = (1-0)/2 = 1/2, то есть связь осуществляется одним электроном. Такое явление МВС объяснить не может.

Аналогичную структуру будет иметь и молекулярный ион Н 2 – , который образуется из атома Н и атомарного иона Н – , который имеет один лишний валентный электрон (два электрона идут на связывающую орбиталь, а один– на разрыхляющую). Кратность связи в этом случае будет равна n = (2-1)/2 = 1/2, то есть связь так же осуществляется одним электроном. Из всего вышесказанного следует, что более прочной будет молекула Н 2 по сравнению с молекулярными ионами, поскольку она характеризуется большей кратностью связи; а сами молекулярные ионы Н 2 + и Н 2 – по прочности абсолютно одинаковы.

С помощью ММО можно объяснить отсутствие молекул благородных газов. Рассмотрим это на примере молекулы He 2 , которая должна была бы образовываться из двух атомов Не с АВЗ 1s 2 (рисунок 7).

В этом случае кратность связи будет равна n = (2-2)/2 = 0, то есть связь не осуществляется, поскольку нет общей электронной пары и нет выигрыша в энергии. А при таких условиях молекула не образуется.

За водородом и гелием идут элементы, имеющие более сложное строение электронной оболочки, следовательно, молекулы, образуемые этими веществами, будут иметь соответствующее строение.

Рассмотрим это на примере молекулы О 2 (рисунок 8). Она образуется из двух атомов кислорода с АВЗ 2s 2 2р 4 . Поскольку s– орбитали обладают меньше энергией, чем р– , то на энергетической диаграмме они будут располагаться ниже. Обратите ещё раз внимание на то, что валентные электроны различных атомов имеют антипараллельные спины. Поскольку каждый из атомов предоставляет по одной s- орбитали и по три р– орбитали, то общее количество молекулярных орбиталей будет равно восьми. Из двух атомных s– орбиталей образуются две молекулярные: σ s – связывающая и σ s – разрыхляющая (так как перекрывание электронных облаков происходит по линии, соединяющей центры атомов).

Из шести р– орбиталей образуется три связывающие и три разрыхляющие орбитали. В силу того, что одна пара электронных облаков перекрывается по линии, соединяющей центры атомов, между ними образуются σр– связывающая и σр– разрыхляющая молекулярные орбитали. Между оставшимися двумя парами р– орбиталей будет наблюдаться боковое перекрывание, поэтому образуются две р- связывающие орбитали, одинаковые по энергии, и две р– разрыхляющие, так же одинаковые по энергии. На энергетической диаграмме σ р – связывающая орбиталь расположена ниже р– связывающих, так как при образовании σ– связи выделяется больше энергии, следовательно сама связь будет обладать меньшим запасом энергии. Заполнение диаграммы электронами (12 электронов у обоих атомов) происходит по мере увеличения энергии молекулярных орбиталей (снизу вверх). На разрыхляющих орбиталях два электрона находятся в разных ячейках, так как в этом случае суммарный спин системы будет максимальным. Кратность связи в этом случае будет равна n = (8-4)/2 = 2, то есть связь так же осуществляется двумя парами электронов.

Строение молекулярного иона О 2 + или О 2 2+ будет отличаться отсутствием одного или двух электронов соответственно на разрыхляющих орбиталях. Кратность связи при этом будет повышаться (n = (8-3) / 2 = 2,5 и n = (8-2) / 2 = 3) и прочность ионов по сравнению с прочностью молекулы О 2 будет увеличиваться. То есть удаление электрона со связывающей орбитали уменьшает энергию связи в молекулярном ионе, а удаление электрона с разрыхляющей орбитали приводит к увеличению энергии связи в молекулярном ионе в сравнении с молекулой.

ММО позволяет объяснить существование электронодефицитных соединения (B 2 H 6 , NO) и соединений благородных газов; магнетизм и окраску вещества; устойчивость молекулярных ионов и атомов в сравнении с молекулами.