ТЕМА «ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ»
Характеристики химической связи
Химическая связь – явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы по сравнению с энергией изолированных атомов. В зависимости от характера распределения электронной плотности между взаимодействующими атомами различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую. Кроме того, между атомами соседних молекул могут возникать взаимодействия, такие как водородная связь и вандерваальсовые силы.
Основными характеристиками химической связи являются ее энергия, длина и валентный угол.
Энергия химической связи ЕА – В (кДж/моль) – мера прочности связи, которая определяется работой, необходимой для разрушения данной связи, или энергией, которая выделяется при образовании связи из отдельных атомов. Чем больше ЕА – В, тем прочнее (устойчивее) частица. Для двухатомных простых молекул типа А 2 (например, Н2 или N2) энергия связи равна энергии атомизации молекулы Е атом, т. е. энергии, которая затрачивается на распад 1 моль молекул типа А 2 до атомарного состояния. Для многоатомных молекул типа АВn (например, СН4 или NH3) принято говорить о средней энергии связи 
, которая может быть определена по формуле
, 
(1)
где 
- энергия образования вещества, кДж/моль; n – число однотипных связей (обычно совпадает с числом атомов В в молекуле).
Для расчета энергии одной связи необходимо 
(в кДж/моль) разделить на постоянную Авогадро N А.
Энергия химической связи может быть определена по положению границы между линейным и сплошным спектром молекулы. Эта граница характеризует минимальное количество энергии, необходимое для разрыва связи, то есть саму энергию связи. Энергия химической связи и длина волны света связаны между собой выражением
, (2)
где h – постоянная Планка; с – скорость света.
Разрыв связи в молекуле может быть осуществлен:
1) гомолитически, то есть с образованием атомов АВ ® А + В;
2) гетеролитически, то есть с образованием ионов АВ ® А z+ + B z-.
При изменении энергий связей в рядах однотипных соединений можно отметить следующие закономерности:
- чем больше разность между электроотрицательностями (DЭО) элементов, тем больше энергия связи между их атомами (правило Полинга);
- чем больше размеры атомов, тем меньше энергия связи;
- энергия связи в кристалле всегда больше, чем в соответствующей молекуле;
- энергия диссоциации по гомолитическому механизму ниже, чем по гетеролитическому.
Длина связи lА-В (нм) – это расстояние между ядрами химически связанных атомов. Эта характеристика зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания. Между длиной связи и ее энергией имеется определенная корреляция: чем меньше длина связи, тем больше энергия связи. Для приближенной оценки длины ковалентной связи в молекуле можно использовать формулу
, (3)
где 
, 
- межъядерные расстояния в молекулах А 2 и В 2. Половина межъядерного расстояния в простой двухатомной молекуле называется ковалентным радиусом атомаrА.
Для веществ, находящихся в кристаллическом состоянии, принято говорить о константе решетки K. Константа решетки - это расстояние между центрами двух соседних структурных частиц в кристалле. В ионном кристалле константа решетки равна сумме эффективных радиусов ионов.
Угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов, называется углом связи или валентным углом. Его определяют с учетом гибридизации центрального атома в молекуле.
§ 2. Ковалентная связь и ее свойства
Ковалентная связь (КС) – тип связи, который возникает при обобществлении электронов взаимодействующих атомов. Для описания такого вида связи используют метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).
МВС (иначе метод локализованных электронных пар) основан на следующих положениях:
1. КС образуется двумя атомами за счет перекрывания двух электронных облаков с антипараллельными спинами;
2. Связь располагается в том направлении, в котором будет обеспечиваться наибольшая область перекрывания АО;
3. КС тем прочнее, чем больше область АО.
КС может возникнуть:
1. По обменному механизму за счет объединения одноэлектронных АО внешнего энергетического уровня по одному со стороны каждого атома:
Число одноэлектронных АО может увеличиваться при переходе атома в возбужденное состояние;
2. По донорно-акцепторному механизму за счет объединения пары электронов одного атома (донора) и свободной АО другого атома (акцептора):
Основными свойствами КС являются насыщаемость, направленность и полярность. Общее число КС, которое способен образовать атом, ограничено числом его АО (свободных и занятых), использование которых энергетически выгодно. Для элементов первого и второго периодов энергетически выгодно использование АО только внешнего энергетического уровня. Начиная с третьего и далее периодов кроме s – и p –орбиталей внешнего уровня в образовании КС могут участвовать d –орбитали внешнего и предвнешнего энергетических уровней. Таким образом, максимальное число КС у каждого атома ограничено его валентными возможностями, то есть связь насыщаема.
Для обеспечения наиболее полного перекрывания электронных облаков взаимодействующие атомы вынуждены располагаться в пространстве относительно друг друга определенным образом – направленно. По типу перекрывания (направленности) различают:
1. s -связь – перекрывание АО происходит вдоль оси, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, что приводит к возникновению только одной области перекрывания. К образованию такого вида связи способны электронные облака любой формы. Например, s р-р перекрывание образуется таким образом:
2. p- связь – перекрывание АО происходит по обе стороны от оси, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, что приводит к возникновению двух областей перекрывания. Например, p р-р перекрывание:
К образованию такого вида связи не способны s -электронные облака;
3. d- связь – перекрывание двух d -орбиталей, находящихся в параллельных плоскостях, с образованием четырех областей перекрывания.
Возникновение p- и d-связей происходит только в том случае, когда взаимодействующие атомы уже связаны s-связью. Наложение p- и d-связей на s-связь приводит к повышению кратности связи (иначе порядка связи n), то естькуменьшению межъядерного расстояния.
Например, в молекуле N2 между атомами азота связь тройная (NºN) – одна s 
и две p .
Направленность КС придает многоатомным частицам определенную форму – конфигурацию, от которой с учетом гибридизации АО зависит внутренняя структура вещества.
§ 3. Гибридизация атомных орбиталей
Гибридизацией АО называют процесс смешения нескольких различных по форме и энергии АО данного атома, который сопровождается образованием такого же числа новых, одинаковых по форме и энергии гибридных АО, располагающихся в пространстве относительно друг друга таким образом, чтобы обеспечить более полное перекрывание с АО соседних атомов в частице.
В процессе гибридизации могут участвовать как одноэлектронные АО, так и АО занятые спаренными электронами. Одноэлектронные гибридные АО способны образовать связи с другими атомами и определяют тем самым геометрическую форму молекулы или иона, поэтому их называют связывающими. Двухэлектронные гибридные АО обычно не участвуют в образовании связей (исключение – донорно-акцепторный механизм), называются несвязывающими (при записи формулы молекулы их обозначают Ё) и не учитываются при выявлении геометрической формы образовавшейся частицы. В табл.5 приведены наиболее распространенные виды гибридизаций АО и формы молекул, которые им соответствуют.
Таблица 5