Метод валентных связей (МВС), разработанный на основе теории химической связи Гейтлера и Лондона, дал теоретические объяснения важнейших свойств химической связи, позволил понять строение большого числа молекул и является наглядным, однако приближенным и упрощенным.
В основе метода лежат следующие положения.
1. Сближение атомов с противоположными спинами валентных электронов приводит к перекрытию их электронных облаков (рис. 5).
Рис. 5. Схема образования химической связи в молекуле водорода по МВС
2. Плотность электронных облаков в межъядерном пространстве возрастает. Положительно заряженные ядра двух связывающихся атомов притягиваются к области повышенной плотности электронных облаков.
3. Валентные электроны атомов занимают место на орбиталях обоих атомов одновременно.
Для наглядности электронная структура молекулы изображается в виде валентной схемы, где электроны, находящиеся на внешнем энергетическом уровне, обозначаются точками, располагаемыми вокруг химического символа атома: Н• + •Н → Н׃Н. Схема показывает, что при соединении двух атомов водорода в молекулу каждый из атомов приобретает устойчивую 2-электронную оболочку, подобную электронной оболочке атома инертного газа (гелия).
Валентность Z – это способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов с образованием химических связей. Количественной мерой валентности по МВС считают число неспаренных электронов в основном (нормальном) или возбужденном состоянии атома.
Пример: в основном состоянии атом проявляет валентность равную 1, так как имеет один неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне: [Ne]3s23p53d0 или
При образовании химической связи атом хлора может переходить в возбужденное состояние в результате передачи атому энергии и распаривания электронов на 3р- и 3s-подуровнях и переходе неспаренных электронов на свободные орбитали 3d-подуровня. При этом атом хлора может проявлять валентность Z, равную 3, 5 и 7:
26.ковалентная хим. Связь: определение, характеристики (Энергия, длина, угол связи, полярность).
Химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами, называется ковалентной связью.
Прочность ковалентной связи характеризуется величиной энергии связи, кДж/моль – это энергия, которая выделяется при образовании молекулы из одиночных атомов. Чем в большей степени перекрываются электронные облака атомов, тем прочнее ковалентная связь. Степень перекрытия зависит от радиуса взаимодействующих атомов, чем больше радиус атома, тем меньше степень перекрытия электронных облаков.
Пример: при образовании молекулы метана СН4 из одиночных атомов выделяется 1647 кДж на моль образовавшегося вещества:
С + 4Н = СН4 + 1647 кДж. Так как в молекуле метана 4 ковалентные связи С – Н, = 1647: 4 = 412 кДж/моль.
Ковалентная химическая связь характеризуется также длиной, полярностью, для многоатомных молекул существует понятие – угол связи.
Под длиной химической связи d, Ǻ понимается расстояние между центрами ядер взаимодействующих атомов в молекуле, ионе или кристалле, когда энергия образовавшейся системы min.
Пример: в молекуле водорода Н2 dH-H = 0,74 Ǻ, в молекуле воды H2O dO-H = 0,96 Ǻ.
В многоатомных молекулах между двумя соседними химическими связями может образовываться угол 180° (CO2, HgCl2 др.), тогда молекулы будут иметь линейное строение. Такие же молекулы, как H2O, SO2 – угловые. В молекуле H2O угол между двумя связями (О – Н) ≈ 104,5°. Существуют молекулы и более сложной конфигурации. Форма молекул зависит от формы перекрывающихся электронных облаков, их ориентации в пространстве, типа гибридизации электронных облаков атомов при образовании химической связи, а также видом образующейся ковалентной связи (σ, π), более подробно эти вопросы освещены в п. 2.2.2.
Ковалентная связь может быть полярной и неполярной.
Неполярная ковалентная связь возникает при перекрытии электронных облаков однотипных атомов (H2, Cl2) с одинаковой электроотрицательностью, либо между атомами с близкой электроотрицательностью (PH3, AsH3 и др., см. табл. 5 приложения). Электронное облако, образованное общей парой электронов и осуществляющее ковалентную связь, распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов:
Полярная ковалентная связь образуется при связывании атомов с различной электроотрицательностью (HCl, H2O, H2S). Более электроотрицательный атом перетягивает на себя электронное облако повышенной плотности, образованное в результате перекрытия электронных облаков атомов, что приводит к поляризации химической связи:
Мерой полярности такой связи является длина диполя L, Ǻ и дипольный момент μ, D. Длина диполя – расстояние между центрами (+) и (–) зарядов связи (молекулы, в случае 2 атомных молекул), дипольный момент – произведение длины диполя и заряда: μ = L ∙ g. Дипольный момент – векторная величина и имеет направление от (–) к (+).
Для многоатомных молекул дипольный момент является суммарной векторной величиной дипольных моментов отдельных связей: μР = ∑μi. Если μР = 0, то молекула – симметричная неполярная, если μР ≠ 0 – молекула полярная (диполь) (рис. 6). Следовательно, суммарный дипольный момент молекулы характеризует не только полярность молекулы, но и расположение атомов в пространстве при образовании молекулы.
Рис. 6. Результирующие дипольные моменты в молекулах различных типов
Ковалентная связь может образоваться за счет пары электронов, первоначально принадлежащей одному атому (донору электронной пары), и свободной орбитали другого атома (акцептора электронной пары). Такой способ образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным.
Точками обозначены электроны, первоначально принадлежащие атому азота, а крестиками – атомам водорода. Согласно валентной схеме молекулы аммиака из восьми электронов атома азота, находящихся на внешнем энергетическом уровне, шесть образуют три ковалентные связи и являются общими для атома азота и трех атомов водорода. Но два электрона 2s2 принадлежат только азоту и образуют неподеленную электронную пару, которая может участвовать в образовании ковалентной связи с другими атомами, если на внешнем энергетическом уровне этого атома есть свободная орбиталь. Такая свободная 1s-орбиталь имеется, например у иона водорода Н+, вообще лишенного электронов:
Поэтому при взаимодействии молекулы аммиака с ионом водорода между ними возникает ковалентная связь по донорно-акцепторному типу; неподеленная пара электронов атома азота встает на свободную орбиталь иона водорода и становится общей для двух атомов: 
Экспериментально установлено, что четыре ковалентные связи N – H в ионе аммония равноценны.
Таким образом, атомы обладают разными возможностями для образования ковалентных связей. Тем не менее, общее число ковалентных связей, которые способен образовывать данный атом, ограничено и определяется общим числом валентных орбиталей атома, это получило название – насыщаемость ковалентной связи.
Суммарная валентность элемента равна числу неспаренных электронов плюс число связей, образованных по донорно-акцепторному типу.
27.Направленность ковалентной связи (сигма связь и пи связь (σ-связь и π-связь))
Ковалентная химическая связь характеризуется направленностью, что обусловлено определенными ориентациями атомных электронных облаков (АО) в пространстве.
Связь, образованная перекрыванием АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, называется σ-связью. Она возникает при перекрывании s-орбиталей, s- и p-орбиталей, р-, d-орбиталей, d- и s-орбиталей и т. д. (рис. 7). 
Рис. 7. Перекрывание атомных орбиталей при образовании σ-связей
Связь, образованная перекрывание АО по обе стороны линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, называется π-связью. Она возникает при перекрывании р – р-орбиталей, p – d-орбиталей, d – d-орбиталей, f – p-орбиталей и пр. (рис. 8).
Рис. 8. Перекрывание атомных орбиталей при образовании π-связи
Рассмотрим образование молекулы азота. Каждый атом азота обладает тремя неспаренными 2р-электронами, электронные облака которых ориентированы в трех взаимно перпендикулярных направлениях (см. рис. 4).
На рис. 9 изображено перекрывание р-электронных облаков в молекуле азота (для удобства изображения перекрывание рх-, ру-, и рz-облаков показано раздельно). Как видно, атомы азота связаны в молекуле тремя ковалентными связями:. Связи эти неравноценны: одна из них σ-связь, а две другие – π-связи. Таким образом, при наложении σ- и π-связей образуются двойные и тройные связи, количество которых между атомами называется кратностью связи. Прочность этих связей различна.
Рис. 9. Схема перекрывания 2р-электронных облаков молекуле азота: а – σ-связь, б и в – π-связи