14.
Химическая связь – это взаимодействие, которое связывает отдельные атомы в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы.
Химическую связь можно определить как взаимодействие атомов, обусловленное перекрываением их электронных облаков и сопровождающееся уменьшением полной энергии системы.
Основными параметрами химической связи являются ее длина, прочность и валентные углы, характеризующие строение веществ, которые образованы из отдельных атомов.
Важнейшей характеристикой химической связи, определяющей ее прочность, является энергия связи .(Эне́ргия свя́зи (для данного состояния системы) — разность между энергией состояния, в котором составляющие части системы бесконечно удалены друг от друга и находятся в состоянии активного покоя и полной энергией связанного состояния системы). Количественно она обычно оценивается с помощью энергии, затрачиваемой на разрыв такой связи.
Длина связи – это межъядерное расстояние между химически связанными атомами.
Угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов, называется углом связи или валентным углом.
Дипольный момент электрический, векторная величина, характеризующая асимметрию распределения положительных и отрицательных зарядов в электрически нейтральной системе.
Дипольный момент химической связи обусловлен смещением электронного облака в сторону одного из атомов. Связь называют полярной, если соответствующий дипольный момент существенно отличается от нуля. Возможны случаи, когда отдельные связи в молекуле полярны. а суммарный дипольный момент молекулы равен нулю; такие молекулы наз. неполярными (напр., молекулы СО2 и CCl4). Если же дипольный момент молекулы отличен от нуля, молекула наз. полярной. Например, Н2О.
Дипольный момент молекулы служит количественной мерой ее полярности.
Степень ионности – это реальный заряд иона в кристаллической структуре 
На атомном уровне кратностью связи называется число пар связанных электронов между двумя атомами. Например, в двухатомном азоте (N≡N) кратность связи равна трем, поскольку два атома азота соединены тремя химическими связями. В теории молекулярных орбиталей кратность связи определяется как половина разности между количеством связывающих и разрыхляющих электронов. Таким образом, кратность связи можно рассчитать по следующей формуле:
Кратность связи = [(Число электронов на связывающих орбиталях) – (Число электронов на разрыхляющих орбиталях)]/2.
Чем больше кратность связи, тем стабильнее молекула. Каждый электрон, который попал на связывающую орбиталь, стабилизирует новую молекулу. И наоборот, находящиеся на разрыхляющих орбиталях электроны дестабилизируют молекулу. Кратность связи определяет энергетический уровень образованной молекулы.
Если кратность связи равна нулю, молекула не может образоваться. Чем выше кратность связи, тем более стабильна молекула.
В зависимости от характера распределения электронной плотности между взаимодействующими атомами различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую. (Электро́нная пло́тность — плотность вероятности обнаружения электрона в данной точке конфигурационного пространства.)
Пи - связь (π- связь) — ковалентная связь, образующаяся перекрыванием атомных p-орбиталей. В отличие от сигма - связи, осуществляемой перекрыванием s-орбиталей вдоль линии соединения атомов, пи - связи возникают при перекрывании p-орбиталей по обе стороны от линии соединения атомов.