Хімічний зв'язок та будова молекул. Типи хімічного зв'язку Іонний хімічний зв'язок
Одним із найважливіших питань хімії є питання хімічного зв'язку, що вимагає пояснення причин та виявлення закономірностей утворення зв'язків між атомами, іонами, молекулами на основі теорії будови атома та Періодичного закону Д.І. Менделєєва, а також характеристики цих зв'язків за допомогою інтерпретації фізичних та хімічних властивостей речовин.
Утворення з атомів молекул, молекулярних іонів, іонів, кристалічних, аморфних та інших речовин супроводжується зменшенням енергії порівняно з атомами, що невзаємодіють. При цьому мінімальної енергії відповідає певне розташування атомів один щодо одного, якому відповідає суттєве перерозподіл електронної густини. Сили, що утримують атоми у нових утвореннях, отримали узагальнену назву «хімічний зв'язок». Найважливішими видами хімічного зв'язку є: іонна, ковалентна, металева, воднева, міжмолекулярна.
При характеристиці хімічного зв'язку зазвичай мають такі поняття, як «валентність», «ступінь окислення» і «кратність зв'язку».
Валентність- Здатність атома хімічного елемента до утворення зв'язку з іншими атомами. За величину валентності приймають для іонних сполук кількість відданих чи прийнятих електронів. Для ковалентних з'єднань валентність дорівнює числу узагальнених електронних пар.
Залежно від способу перерозподілу електронів виділяють зв'язки ковалентні, іонні і металеві . За наявністю чи відсутністю поляризації ковалентні зв'язки поділяють: на полярні - між атомами різних елементів, та неполярні - Поміж атомами одного елемента. За способом утворення ковалентні зв'язки поділяють на звичайні , донорно-акцепторні і дативні.
Згідно з електронною теорією валентності, хімічний зв'язок виникає за рахунок перерозподілу електронів валентних орбіталей, у результаті виникає стійка електронна конфігурація благородного газу (октет) за рахунок утворення іонів (В. Коссель) або утворення загальних електронних пар (Г. Льюїс). Квантово-механічні теорії (теорія валентних зв'язків та метод молекулярних орбіталей) засновані на уявленнях про хвильову функцію ψ, яка описує стан електронів у молекулі, на основі наближених рішень рівняння Шредінгера. Вперше подібний наближений розрахунок було проведено В. Гайтлером та Ф. Лондоном для молекули водню.
Енергія системи, що складається із двох атомів водню а - спини паралельні; б-спини антипаралельні; E - енергія системи, r 0 - міжядерна відстань у молекулі
В результаті було отримано рівняння, що дозволяють знайти залежність потенційної енергії системи Е, що складається з двох атомів водню, від відстані rміж ядрами цих атомів При цьому виявилося, що результати розрахунку залежать від того, однакові чи протилежні за знаком спини взаємодіючих електронів. При збігається нарівні спинів (крива а) зближення атомів призводить до безперервного зростання енергії системи. У цьому випадку для зближення атомів потрібно витрати енергії, тому такий процес виявляється енергетично невигідним і хімічний зв'язок між атомами не виникає.
При протилежно спрямованих спинах (крива б) зближення атомів до певної відстані r 0супроводжується зменшенням енергії системи. При r = r 0система має найменшу потенційну енергію, тобто. знаходиться у найбільш стійкому стані; подальше зближення атомів знову призводить до зростання енергії. Але це означає, що у разі протилежно спрямованих спинів атомних електронів утворюється молекула Н 2 - стійка система із двох атомів водню, що є певному відстані друг від друга.
Хімічний зв'язок характеризується енергією і довжиною . Мірою міцності зв'язку служить енергія, що витрачається на руйнування зв'язку, або виграш енергії при утворенні сполуки окремих атомів ( E св). Енергія хімічних зв'язків - це енергія, яку необхідно витратити на розрив хімічних зв'язків.При цьому молекули утворюються атоми, радикали, іони або збуджені молекули.
Наприклад:
H 2 H + H , Е св = 432 кДж/моль,
H 2 O H + OH Е св = 461 кДж/моль,
NaCl (тв) Na + (г) + Cl - (г) Е св = 788,3 кДж/моль,
C 2 H 6 H 3 + H 3 , Е св = 356 кДж/моль.
Енергія зв'язку, як видно, залежить від продуктів, що виходять внаслідок її розриву. На підставі таких даних введено уявлення про ординарні (одинокові), подвійні, потрійні і, взагалі, кратні зв'язки.
Довжина зв'язку(Нм, ?)- Відстань між ядрами сусідніх атомів у молекулі. Її можна визначити експериментально сучасними фізичними методами (електронографічно, рентгенографічно, методом інфрачервоної інтроскопії та ін.). Приблизно довжина зв'язку дорівнює сумі радіусів сусідніх атомів. d A - B = r A + r B .
Як і радіуси атомів, міжядерні відстані закономірно змінюються у лавах, підгрупах Періодичної системи. Наприклад, у ряді HF - HCl - HBr - HI відстань d H-Г збільшується (1,0; 1,27; 1,41 і 1,62? відповідно). Відстань між однаковими атомами у різних сполуках (при однаковій кратності) близька. Так, ординарні зв'язки C-C у будь-яких сполуках складають d C-C від 1,54 до 1,58?. Чим вища кратність зв'язку, тим менша її довжина:
d C - C = 1,54, d C = C = 1,34 і d C ≡ C = 1,2?
чим більша енергія зв'язку, тим менша її довжина.
У сполуках, що містять більше двох атомів, важливою характеристикою є валентний кут, що утворюється хімічними зв'язками в молекулі та відображає її геометрію. Вони залежать від природи атомів (їх електронної будови) та характеру хімічного зв'язку (ковалентні, іонні, водневі, металеві, ординарні, кратні). Валентні кути визначають нині дуже точно тими самими методами, як і довжини зв'язків.
Наприклад, показано, що молекули складу AB 2 можуть бути лінійними (CO 2 ) або кутовими (H 2 O), AB 3 - трикутними (BF 3) та пірамідальними (NH 3), AB 4 - тетраедричними (CH 4), або квадратними (PtCl 4) - , або пірамідальними (SbCl 4) - , AB 5 - тригонально-біпірамідальними (PCl 5), або тетрагонально-пірамідальними (BrF 5), AB 6 - октаедричними (AlF 6) 3 - і т.д. Валентні кути закономірно змінюються із зміною порядкового номера у періодичній таблиці. Наприклад, кут H-Е-H для H 2 O, H 2 S, H 2 Se зменшується (104,5; 92 і 90 0 відповідно).
Полярність молекули визначається різницею електронегативності атомів, що утворюють двоцентровий зв'язок, геометрією молекули, а так само наявністю неподілених електронних пар, так як частина електронної щільності в молекулі може бути локалізована не в напрямку зв'язків. Полярність зв'язку виражається через її іонну складову, тобто через зміщення електронної пари більш електронегативного атома. Полярність молекули виражається через її дипольний момент, що дорівнює векторній сумі всіх дипольних моментів зв'язків молекули.
Диполь - система з двох рівних, але протилежних за знаком зарядів, що знаходяться на одиничній відстані один від одного. Дипольний момент вимірюється в кулон-метрах (Клм) або в дебаях (D); 1D = 0,333×10 -29 Кл?м.
Знаючи величину дипольного моменту можна зробити висновок про характер хімічного зв'язку (іонна, ковалентна полярна чи неполярна) та про геометричну форму молекули. Чи можна орієнтуватися на значення різниць електронегативності елементів, що входять до складу бінарної молекули: якщо? ? 1,7, то зв'язок у цьому з'єднанні ковалентно-полярний, а якщо? ? 1,7 – іонна.
Зв'язок між атомами з однаковою електронегативністю, наприклад, H 2 , Cl 2 або близькими значеннями електронегативності - CH 4 не має навіть невеликого вкладу, пов'язаного з поділом зарядів. Такі зв'язки та молекули називають ковалентними; вони неполярні, у яких центри тяжкості зарядів збігаються. Ковалентний зв'язок - найбільш загальний вид хімічного зв'язку, що виникає за рахунок усуспільнення електронної пари за допомогою обмінного механізму.
Для утворення простого ковалентного зв'язку кожен із атомів надає по одному електрону: А.|.Б. У разі виникнення донорно-акцепторного зв'язку один атом - донор - надає два електрони, а інший атом - акцептор - виділяє при цьому вакантну електронну орбіталь: А : | Б. Класичний приклад неполярного ковалентного зв'язку (різниця електронегативностей дорівнює нулю) спостерігається у гомоядерних молекул: H-H, F-F, О + О = О 2 . При утворенні гетероатомного ковалентного зв'язку електронна пара зміщена до більш електронегативного атома, що робить такий полярний зв'язок (HCl, H 2 O): S + O 2 = O=S=O.
Крім поляризованості ковалентний зв'язок має властивість насичуваності - здатністю атома утворювати стільки ковалентних зв'язків, скільки має енергетично доступних атомних орбіталей. Електронні орбіталі (крім s-орбіталей) мають просторову спрямованість . Тому ковалентний зв'язок, що є результатом перекриття електронних хмар взаємодіючих атомів, розташовується у певному напрямку до цих атомів.
Якщо перекриття електронних хмар відбувається у напрямі прямої, що з'єднує ядра взаємодіючих атомів (тобто по осі зв'язку), то утворюється σ -зв'язок (сигма-зв'язок). При взаємодії p-електронних хмар, спрямованих перпендикулярно до осі зв'язку, утворюються 2 області перекриття, розташовані по обидва боки цієї осі. Такий ковалентний зв'язок називається π-зв'язком (пі-зв'язок). π-зв'язок може виникнути не тільки за рахунок p-електронів, але також за рахунок перекривання d- та p-електронних хмар або d-хмар. Дельта (δ) - зв'язки зобов'язані перекривання всіх чотирьох лопатей d - електронних хмар, розташованих у паралельних площинах.
Можливі типи перекривання хімічних орбіталей
Виходячи з умов симетрії, можна показати, що електрони s-орбіталей можуть брати участь тільки в ? δ - зв'язуванні. Для f – орбіталей типи симетрії ще різноманітніші.
У більшості молекул зв'язку мають проміжний характер (у тому числі і NaCl); такі зв'язки та молекули називають полярними (або полярними ковалентними), у них “центри тяжкості” зарядів не збігаються. Ковалентний зв'язок - найпоширеніший вид зв'язку, він реалізується у більшості відомих речовин. З'єднань з неполярним ковалентним зв'язком і зв'язком, близьким до чисто іонного, існує небагато.
Якщо взаємодіючі атоми відрізняються електронегативністю, то електронна щільність зміщується до більш електронегативного і атоми, в межі, перетворюються на заряджені іони. У цьому випадку між атомами утворюється іонназв'язок. Наприклад, зв'язок у молекулі NaCl можна приблизно представити як кулонівська взаємодія іонів Na + і Cl - .
Іонний зв'язок - окремий випадок ковалентної, коли електронна пара, що утворилася, повністю належить більш електронегативному атому, що стає аніоном. Основою для виділення цього зв'язку в окремий тип служить та обставина, що з'єднання з таким зв'язком можна описувати в електростатичному наближенні, вважаючи іонний зв'язок зумовлений притягненням позитивних та негативних іонів. Взаємодія іонів протилежного знака не залежить від напрямку, а кулонівські сили не мають властивість насиченості. Тому кожен іон в іонному з'єднанні притягує таку кількість іонів протилежного знака, щоб утворилися кристалічні грати іонного типу. В іонному кристалі немає молекул. Кожен іон оточений певною кількістю іонів іншого знака (координаційне число іона). Іонні пари можуть існувати у газоподібному стані у вигляді полярних молекул.
У газоподібному стані NaCl має дипольний момент ~3?10 -29 Кл? Атоми металів зазвичай віддають електрони, набуваючи у своїй електронну конфігурацію атома попереднього інертного газу. Атоми d- І f-Елементів, що виявляють змінну валентність, можуть мати й інші стійкі електронні конфігурації. Атоми неметалів часто добудовують зовнішній електронний шар. Якщо в з'єднанні є більш електронегативний елемент, неметал може віддавати електрони до набуття стійкого ступеня окислення (наприклад, для Cl - це +1, +3, +5, +7). Коли атом металу утворює зв'язок з атомом неметалу, перший віддає електрони, а другий приймає. У разі взаємодії типового металу з типовим неметалом між їхніми атомами утворюється іонний зв'язок : 2Na + Cl 2 = 2NaCl.
В даний час для вивчення хімічного зв'язку переважно використовують два методи: 1) валентних зв'язків; 2) молекулярних орбіталей.
У межах першого методу розглядають індивідуальні атоми, які у взаємодію, з принципу завершеності електронної оболонки (правило октету). Ковалентна зв'язок з погляду методу валентних зв'язків утворюється з допомогою усуспільнення електронної пари. Простий метод валентних зв'язків для хіміка найбільш зрозумілий, зручний та наочний. Недолік методу валентних зв'язків у тому, що у межах не можна пояснити деякі експериментальні дані.
p align="justify"> Метод валентних зв'язків (МВС) інакше називають теорією локалізованих електронних пар, оскільки в основі методу лежить припущення, що хімічний зв'язок між двома атомами здійснюється за допомогою однієї або декількох електронних пар, які локалізовані переважно між ними. У МВС зв'язок завжди двоелектронната обов'язково двоцентрова. Число елементарних хімічних зв'язків, які здатні утворювати атом або іон, дорівнює його валентності, в утворенні хімічного зв'язку беруть участь валентні електрони. Хвильова функція, що описує стан електронів, що утворюють зв'язок, називається локалізованою орбіталлю (ЛВ).
Ковалентний зв'язок. Будова молекули води
Завдання 61.
Який хімічний зв'язок називають ковалентним? Чим можна пояснити спрямованість ковалентного зв'язку? Як метод валентних зв'язків (ВС) пояснює будову молекули води?
Рішення:
Зв'язок, що здійснюється за рахунок утворення електронних пар,в однаковій мірі, що належить обом атомам, називається ковалентною неполярною. Ковалентні зв'язки певним чином орієнтовані у просторі, тобто мають спрямованість. Причина того, що молекули можуть мати лінійну плоску або будь-яку іншу будову, полягає у використанні атомами для утворення зв'язків різні орбіталі та різна їх кількість. Молекули, які мають дипольний момент, не є лінійними, а молекули, які не мають дипольного моменту – лінійні.
Молекула води Н2О має дипольний момент, отже, вона має нелінійну будову. В утворенні зв'язків між атомами кисню та водню беруть участь один атом кисню та два атоми водню. Кисень – цейтральний атом у молекулі води, і він має чотири електронні пари, дві пари неподілені та дві – поділені, які утворені одним s-електроном та одним р-електроном кисню. Така молекула має тетраедричну будову в центрі тетраедра знаходиться атом кисню, а по кутах тетраедра два атоми водню та дві неподілені електронні пари кисню. У такій молекулі кут між зв'язками повинен дорівнювати 109,5 0 . Якби молекула води була плоскою, то кут НОН має бути 90 0 . Але рентгеноструктурний аналіз молекул води показує, що кут НОН дорівнює 104,50. Це пояснює, що молекула води має не лінійну форму, а має форму спотвореного тетраедра. Пояснюється це тим, що атом кисню зазнає sp 3 - гібридизацію, коли одна s-орбіталь і три р-орбіталі атома кисню гібридизуються, утворюючи чотири рівноцінні sp 3 -гібридні орбіталі. З чотирьох sp 3 -гібридних орбіталей дві зайняті s-орбіталями атома водню. Різниця між значеннями валентного кута та тетраедричним кутом пояснюється тим, що відштовхування між неподіленими електронними парами більше, ніж між зв'язуючими.
Полярний ковалентний зв'язок
Завдання 62.
Який ковалентний зв'язок називають полярним? Що є кількісною мірою полярності ковалентного зв'язку? Виходячи зі значень електронегативності атомів відповідних елементів визначте, який із зв'язків: HCl, IСl, ВгF найбільш полярна.
Рішення:
Ковалентний зв'язок, який утворений різними атомами, називається полярним. Наприклад, H - Cl; центр тяжкості негативного заряду (пов'язаного з електронами) не збігається із центром тяжкості позитивного заряду (пов'язаного із зарядом ядра атома). p align="justify"> Електронна щільність загальних електронів зміщена до одного з атомів, що має більше значення електронегативності, більшою мірою. H: Cl загальна електронна пара зміщена в бік найбільш електронегативного атома хлору. Полярність зв'язку кількісно оцінюється дипольним моментом (), який є добутком довжини диполя (l) – відстані між двома рівними за величиною та протилежними за знаком зарядами +g та –g на абсолютну величину заряду: = lg. Дипольні моменти НСI, НВг, НI рівні відповідно 1,04; 0,79; 0,38 D. Дипольні моменти молекул зазвичай вимірюють у дебаях (D)* : 1D = 3,33 .
10 -30 Кл .
м.
Дипольний момент - векторна величина і спрямований по осі диполя від негативного заряду до позитивного. Дипольний момент зв'язку дає цінну інформацію щодо поведінки молекули загалом. Поряд з дипольним моментом для оцінки ступеня полярності зв'язку використовують характеристику, звану електронегативністю елемента (ЕО). ЕО – це здатність атома притягувати себе валентні електрони інших атомів. Значення ЕО елементів наведено у спеціальних шкалах (таблицях).
Значення ЕО водню, хлору, брому, йоду, фтору відповідно дорівнюють: 2,1; 3,0; 2,8; 2,5; 4.0. Виходячи із значень ЕО елементів у з'єднаннях
найбільш полярна зв'язок у молекулі ВгF, оскільки різниця електронегативностей між фтором і бромом найбільша – 1,2 (4,0 – 2,8 = 1,2), ніж у HCl і IСl.
Донорно-акцепторний зв'язок
Завдання 63.
Який спосіб утвору ковалентного зв'язку називають донорно-акцепторним? Які хімічні зв'язки є в іонах NH 4+ та BF 4-? Вкажіть донор та акцептор.
Рішення:
Донорно-акцепторний зв'язок – це ковалентний зв'язок, в якому узагальнену пару електронів надає лише один із атомів, що беруть участь у зв'язку. При цьому один із атомів є донором – постачальником електронної пари, а інший – акцептором – постачальником вільної квантової орбіталі.
Катіон амонію NH 4+ утворюється за донорно-акцепторним механізмом:
Він має форму правильного тетраедра:
В іоні амонію кожен атом водню пов'язаний з атомом азоту загальною електронною парою, одна з яких реалізована за донорно-акцепторним механізмом. Важливо, що зв'язку H - N, утворені за різними механізмами, ніяких відмінностей немає, т. е. вони рівноцінні. Донором є атом азоту, а акцептором атом водню.
Іон BF 4-утворюється з BF 3 та іона F-. Цей іон утворюється за рахунок того, що неподілена електронна пара іона F-«вбудовується» у валентну оболонку атома бору ковалентнозв'язаної молекули BF 3:
В іоні BF 4 донором є іон фтору, а акцептором атом бору молекули BF 3 .
Донорно-акцепторний зв'язок у структурних формулах зображується стрілкою, яка спрямована від донора до акцептора.
Метод валентних зв'язків (ВС)
Завдання 64.
Як метод валентних зв'язків (ВС) пояснює лінійну будову молекули ВеCl 2 та тетраедричну СН 4 ?
Рішення
а) Уявлення методу валентних зв'язків дозволяють пояснити геометрію багатьох молекул. Так молекула BeCl2 складається з одного атома берилію та двох атомів хлору. Атом берилію у збудженому стані має один s-електрон та один р-електрон. При освіті BeCl 2 виникають два ковалентні зв'язки. Одна з них повинна бути s - p зв'язком, утворена за рахунок перекривання s-хмари атома берилію та р-хмари атома хлору, інша (р - р зв'язок) за рахунок перекривання р-хмари атома берилію та р-хмари атома хлору.
р - р зв'язок і s - p можуть розташовуватися один щодо одного під кутом, тобто молекула BeCl 2 має бути кутовий, але точно встановлено, що молекула BeCl 2 має лінійну будову, причому обидва зв'язки рівні по енергії і по довжині. Для пояснення геометрії молекули BeCl 2 залучається концепція гібридизації атомних орбіталей. Суть концепції атомних орбіталей у тому, що атомні орбіталі можуть геометрично видозмінюватися і змішуватися друг з одним в такий спосіб, щоб забезпечити найбільше перекриття з орбіталями інших атомів і, отже, найбільший виграш енергії. Це досягається в тому випадку, якщо замість орбіталей, що мають різні форму та енергію, з'являються однакові за формою та енергією гібридні орбіталі, що є лінійними комбінаціями вихідних атомних орбіталей. Так в атомі Ве s-орбіталь і р-орбіталь вступають у взаємодію, їх енергії вирівнюються і утворюються дві однакові формою sp-гібридні орбіталі. Два sp-гібридних електронних хмари, що утворилися, мають однакову енергію і асиметричну форму, яка забезпечує більше перекривання р-електронними хмарами атома хлору, ніж перекривання за участю чистих негібридизованих s- і р-хмар. Дві гібридні sp-хмари розташовуються відносно один одного і ядра атома під кутом 180 0:
Мал. 1. Трихатомна молекула BeCl 2
Внаслідок такого розташування гібридних хмар молекула BeCl 2 має лінійну будову.
б) Молекула СН 4 складається з одного атома вуглецю та чотирьох атомів водню, між якими виникають чотири ковалентні зв'язки. Атом вуглецю у збудженому стані має чотири неспарені електрони, один з них на s-орбіталі і три на р-орбіталях:
Заповнення зовнішнього енергетичного рівня атома вуглецю в основному стані:
Заповнення зовнішнього енергетичного рівня атома вуглецю у збудженому стані:
З чотирьох зв'язків у молекулі СН 4 мають бути один s - s і три s - p зв'язку, утворені за рахунок перекривання орбіталей атома вуглецю з s-орбіталлю атомів водню. В результаті цього перекривання повинен утворитися зв'язок s - s, відмінний від трьох s - p зв'язків довжиною та енергією і, розташований до будь-якої з них під кутом близько 125 0 . Однак точно встановлено, що молекула СН 4 має форму тетраедра з кутом між зв'язками 109,5 0 причому всі зв'язки рівноцінні по довжині і енергії. Пояснити тетраедричну будову молекули СН 4 можна sp 3 -гібридизацією. Атом вуглецю містить чотири sp 3 -гібридні орбіталі, що утворюються в результаті лінійної комбінації s-орбіталі і трьох p-орбіталей. Чотири sp3-гібридні орбіталі розташовуються один щодо одного під кутом 109,5 0 . Вони спрямовані до вершин тетраедра, у центрі якого знаходиться ядро атома вуглецю (рис. 2).
Мал. 2. Схема будови молекули СН 4;
Метан, які не пов'язують електронних пар немає.
Таким чином, у молекулі СН4 утворюються чотири рівноцінні хімічні зв'язки за рахунок перекриття sp3-гібридних орбіталей атома вуглецю з s-орбіталями атомів вуглецю.
Освіта сигма-зв'язку та пі-зв'язку
Завдання 65.
Який ковалентний зв'язок називають зв'язком і яким зв'язком? Розберіть з прикладу будови молекули азоту.
Рішення:
Зв'язок, що утворюється за рахунок перекривання вздовж лінії, що з'єднує два атоми, називають -зв'язком (будь-який простий зв'язок) або «Якщо перекривання атомних орбіталей відбувається на між'ядерній осі, то утворюється сигма-зв'язок (-зв'язок). Сигма-зв'язок утворюється за рахунок перекривання двох s-орбіталей (s - s зв'язок), однією s- та однією р-орбіталлю (s - p зв'язок), двома р-орбіталями (р - р зв'язок), однією s- та однією d -орбіталлю (s - d зв'язок), однією p-і однією d-орбіталлю (p - d зв'язок).
Варіанти перекриття атомних орбіталей, що призводять до утворення
БК Леон є провідним онлайн-букмекером на ринку гемблінгів. Компанія особливу увагу приділяє безперебійній роботі сервісу. Також постійно удосконалюється функціонал порталу. Для зручності користувачів створено дзеркало Леон.
Перейти на дзеркало
Що таке дзеркало Леон?
Для отримання доступу до офіційного порталу БК Leon необхідно скористатися дзеркалом. Користувачеві робоче дзеркало надає безліч переваг таких, як:
- різноманітна лінійка спортивних заходів, що мають високі коефіцієнти;
- надання можливості гри в режимі Live, дивитися матчі буде цікавим заняттям;
- докладний матеріал щодо проведених змагань;
- зручний інтерфейс, з яким швидко розбереться навіть недосвідчений користувач.
Робоче дзеркало є копією офіційного порталу. Він має ідентичну функціональність та синхронну базу даних. За рахунок цього дані облікового запису не змінюються. Розробниками передбачено можливість блокування робочого дзеркала, на такий випадок надається інше. Дані точні копії розсилаються та контролюються співробітниками БК Леон. Якщо скористатися дзеркалом, що функціонує, то можна отримати доступ до офіційного порталу БК Леон.
Користувачеві не складе труднощів знайти дзеркало, оскільки їх перелік підлягає оновленню. При закритому доступі від відвідувача сайту потрібно встановити установку програми Леон для мобільного телефону на комп'ютер. Також необхідно змінити IP на іншу країну за рахунок VPN. Для зміни розташування користувача або провайдера потрібно скористатися TOP-браузером.
Розробники передбачили різноманітні можливості користування дзеркалом. Для цього з правого боку сайту є напис "Доступ до сайту", зелена кнопка "Обхід блокувань" дозволяє гравцеві зайти в підменю та додати універсальну закладку до браузера.
Також зручність користувачеві надає мобільний додаток. Якщо потрібно дізнатися про нову адресу дзеркала порталу, можна зателефонувати на безкоштовний телефон. Отримувати доступ до дзеркала дозволяє канал @leonbets_official на Telegram. Програма Leonacsess для Windows дозволяє завжди отримати доступ до сайту. Дані способи дають можливість отримати доступ до робочого дзеркала.
Чому заблокували основний сайт Леон
Це відбувається внаслідок дій служби Роскомнагляду. Це з відсутністю ліцензії на ведення букмекерської діяльності. Синій Leon не отримав ліцензії, щоб гравець не платив з виграшу 13%.
Як зареєструватися на дзеркалі Леонбетс
Зареєструватись на цьому сайті значно простіше, ніж офіційно. Користувачеві не потрібно реєструватися на двох порталах, що займає до двох днів. Якщо віддати перевагу робочому дзеркалу, то ця процедура буде максимально простою.
Для цього користувачеві знадобиться лише заповнити дані щодо П. І. О., контакти. Також необхідно визначитися з валютою, вказати дату народження та домашню адресу. Також потрібно передплатити розсилку повідомлень. Це дозволить оперативно отримувати інформацію від букмекерів. Зареєстрований користувач має можливість мати доступ до особистого кабінету, що дозволяє зробити ставку на матчі, заходи. У разі виникнення складнощів можна звернутися до служби технічної підтримки.
Найдрібнішою часткою речовини є молекула, що утворюється внаслідок взаємодії атомів, між якими діють хімічні зв'язки або хімічний зв'язок. Вчення про хімічний зв'язок складає основу теоретичної хімії. Хімічний зв'язок виникає при взаємодії двох (іноді більше) атомів. Утворення зв'язку відбувається із виділенням енергії.
Хімічний зв'язок – це взаємодія, яка пов'язує окремі атоми молекули, іони, кристали.
Хімічний зв'язок за своєю природою єдиний: він має електростатичне походження. Але у різноманітних хімічних сполуках хімічний зв'язок буває різного типу; Найважливіші типи хімічного зв'язку – це ковалентна (неполярна, полярна), іонна, металева. Різновидами цих типів зв'язку є донорно-акцепторний, водневий та ін. Між атомами металів виникає металевий зв'язок.
Хімічний зв'язок, здійснювана з допомогою освіти загальної, чи поділеної, пари чи кількох пар електронів, називається ковалентной. У освіту однієї загальної пари електронів кожен атом вносить однією електрону, тобто. бере участь «у рівній частці» (Льюїс, 1916). Нижче наведено схеми утворення хімічних зв'язків у молекулах H2, F2, NH3 та CH4. Електрони, що належать різним атомам, позначені різними символами.
У результаті утворення хімічних зв'язків кожен з атомів у молекулі має стійку дво- та восьмиелектронну конфігурацію.
У разі ковалентного зв'язку відбувається перекриття електронних хмар атомів з утворенням молекулярної електронної хмари, що супроводжується виграшем енергії. Молекулярна електронна хмара розташовується між центрами обох ядер і має підвищену електронну щільність порівняно з щільністю атомної електронної хмари.
Здійснення ковалентного зв'язку можливе лише у разі антипаралельних спинів неспарених електронів, що належать різним атомам. При паралельних спинах електронів атоми не притягуються, а відштовхуються: ковалентний зв'язок не здійснюється. Метод опису хімічного зв'язку, утворення якого пов'язане із загальною електронною парою, називається методом валентних зв'язків (МВС).
Основні положення МВС
Ковалентний хімічний зв'язок утворюється двома електронами із протилежно спрямованими спинами, причому ця електронна пара належить двом атомам.
Ковалентний зв'язок тим міцніший, чим більшою мірою перекриваються електронні хмари, що взаємодіють.
При написанні структурних формул електронні пари, що зумовлюють зв'язок, часто зображуються рисками (замість точок, що зображують узагальнені електрони).
Важливе значення має енергетична характеристика хімічного зв'язку. При освіті хімічного зв'язку загальна енергія системи (молекули) менше енергії складових частин (атомів), тобто. ЄAB<ЕА+ЕB.
Валентність – це властивість атома хімічного елемента приєднувати чи заміщати певну кількість атомів іншого елемента. З цього погляду валентність атома найпростіше визначати за кількістю атомів водню, що утворюють з ним хімічні зв'язки, або числом атомів водню, що заміняються атомом цього елемента.
З розвитком квантовомеханічних уявлень про атом валентність стали визначати числом неспарених електронів, що у освіті хімічних зв'язків. Крім неспарених електронів, валентність атома залежить від числа порожніх і повністю заповнених орбіталей валентного електронного шару.
Енергія зв'язку – це енергія, що виділяється під час утворення молекули з атомів. Енергію зв'язку зазвичай виражають у кДж/моль (або ккал/моль). Це з найважливіших характеристик хімічного зв'язку. Більш стійка та система, яка містить менше енергії. Відомо, наприклад, що атоми водню прагнуть об'єднатися у молекулу. Це означає, що система, що складається з молекул Н2 містить менше енергії, ніж система, що складається з того ж числа атомів Н, але не об'єднаних в молекули.
Мал. 2.1 Залежність потенційної енергії Е системи із двох атомів водню від міжядерної відстані r: 1 - при утворенні хімічного зв'язку; 2 – без її утворення.
На малюнку 2.1 показано енергетичну криву, характерну для взаємодіючих атомів водню. Зближення атомів супроводжується виділенням енергії, яке тим більше, що більше перекриються електронні хмари. Однак у звичайних умовах, внаслідок кулонівського відштовхування, неможливо досягти злиття ядер двох атомів. Значить, на якійсь відстані замість тяжіння атомів відбуватиметься їхнє відштовхування. Таким чином, відстань між атомами r0, якій відповідає мінімум на енергетичній кривій, відповідатиме довжині хімічного зв'язку (крива 1). Якщо ж спини електронів у атомів водню, що взаємодіють, однакові, то відбуватиметься їх відштовхування (крива 2). Енергія зв'язку для різних атомів змінюється в межах 170-420 кДж/моль (40-100 ккал/моль).
Процес переходу електрона на більш високий енергетичний рівень або рівень (тобто процес збудження або розпарювання, про який говорилося раніше) вимагає витрати енергії. При утворенні хімічного зв'язку відбувається виділення енергії. Для того, щоб хімічний зв'язок був стійким, необхідно, щоб збільшення енергії атома за рахунок збудження було менше енергії хімічного зв'язку, що утворюється. Іншими словами, необхідно, щоб витрати енергії на збудження атомів були компенсовані виділенням енергії за рахунок утворення зв'язку.
Хімічний зв'язок, крім енергії зв'язку, характеризується довжиною, кратністю та полярністю. Для молекули, що складається з більш ніж двох атомів, суттєвими є величини кутів між зв'язками і полярність молекули в цілому.
Кратність зв'язку визначається кількістю електронних пар, що зв'язують два атоми. Так, в етані Н3С–СН3 зв'язок між атомами вуглецю одинарний, в етилені Н2С=СН2 – подвійний, в ацетилені НССН – потрійний. Зі збільшенням кратності зв'язку збільшується енергія зв'язку: енергія зв'язку С–С становить 339 кДж/моль, С=С – 611 кДж/моль та CºC – 833 кДж/моль.
Хімічний зв'язок між атомами визначається перекриттям електронних хмар. Якщо перекривання відбувається вздовж лінії, що з'єднує ядра атомів, такий зв'язок називається сигма-зв'язком (σ-зв'язок). Вона може бути утворена за рахунок двох s-електронів, s- та p-електронів, двох px-електронів, s та d електронів (наприклад):
Хімічний зв'язок, що здійснюється однією електронною парою, називається одинарним. Одинарний зв'язок – завжди σ-зв'язок. Орбіталі типу s можуть утворювати лише зв'язку.
Зв'язок двох атомів може здійснюватися більш як однією парою електронів. Такий зв'язок називається кратним. Прикладом утворення кратного зв'язку може бути молекула азоту. У молекулі азоту px-орбіталі утворюють один σ-зв'язок. При утворенні зв'язку pz-орбіталями виникають дві області 
перекривання – вище та нижче осі х:
Такий зв'язок називається пі-зв'язком (π-зв'язок). Виникнення π-зв'язку між двома атомами відбувається лише тоді, коли вони вже пов'язані σ-зв'язком. Другий π-зв'язок у молекулі азоту утворюють ру-орбіталі атомів. При утворенні π-зв'язків електронні хмари перекриваються менше, ніж у разі σ-зв'язків. Внаслідок цього π-зв'язку, як правило, менш міцні, ніж σ-зв'язки, утворені тими самими атомними орбіталями.
р-орбіталі можуть утворювати як σ-, так і π-зв'язку; у кратних зв'язках одна з них обов'язково є σ-зв'язком: .
Таким чином, у молекулі азоту з трьох зв'язків один - σ-зв'язок і два - π-зв'язку.
Довжиною зв'язку називається відстань між ядрами зв'язаних атомів. Довжини зв'язків у різних сполуках мають величини десятих часток нанометра. Збільшення кратності довжини зв'язків зменшуються: довжини зв'язків N–N , N=N і NºN рівні 0,145; 0,125 та 0,109 нм (10-9 м), а довжини зв'язків C-C, C=C та CºC рівні, відповідно, 0,154; 0,134 та 0,120 нм.
Між різними атомами чистий ковалентний зв'язок може виявлятися, якщо електронегативність (ЕО) які молекули електросиметричні, тобто. «Центри тяжкості» позитивних зарядів ядер та негативних зарядів електронів збігаються в одній точці, тому їх називають неполярними.
Якщо атоми, що з'єднуються, мають різну ЕО, то електронна хмара, що знаходиться між ними, зміщується з симетричного положення ближче до атома з більшою ЕО:
Зміщення електронної хмари називається поляризацією. В результаті односторонньої поляризації центри тяжкості позитивних та негативних зарядів у молекулі не збігаються в одній точці, між ними виникає деяка відстань (l). Такі молекули називаються полярними або диполями, а зв'язок між атомами в них називається полярним.
Полярний зв'язок – різновид ковалентного зв'язку, який зазнав незначної односторонньої поляризації. Відстань між «центрами тяжкості» позитивних та негативних зарядів у молекулі називається довжиною диполя. Природно, що більше поляризація, то більше вписувалося довжина диполя і більше полярність молекул. Для оцінки полярності молекул зазвичай користуються постійним дипольним моментом (Мр), що є добутком величини елементарного електричного заряду (e) на довжину диполя (l), тобто. .
Дипольні моменти вимірюють у дебаях Д (Д = 10-18 ел. ст. од. × см, т.к. елементарний заряд дорівнює 4,810-10 ел. ст. од., а довжина диполя в середньому дорівнює відстані між двома ядрами атомів, тобто 10-8 см) або кулонометрах (Кл×м) (1 Д = 3,33·10-30 Кл×м) (заряд електрона 1,6·10-19 Кл помножений на відстань між зарядами, наприклад, 0,1 нм, тоді Мр = 1,6 · 10-19 × 1 × 10-10 = 1,6 · 10-29 Кл · м). Постійні дипольні моменти молекул мають значення від нуля до 10Д.
У неполярних молекул l = 0 Мр = 0, тобто. вони не мають дипольного моменту. У полярних молекул Мр > 0 досягає значень 3,5 – 4,0 Д.
При дуже великій різниці ЕО у атомів має місце явна одностороння поляризація: електронна хмара зв'язку максимально зміщується у бік атома з найбільшою ЕО, атоми переходять у протилежно заряджені іони і виникає іонна молекула:
Ковалентний зв'язок стає іонним. Електроасиметрія молекул зростає, довжина диполя зростає, дипольний момент зростає до 10Д.
Сумарний дипольний момент складної молекули вважатимуться рівним векторної сумі дипольних моментів окремих зв'язків. Дипольний момент зазвичай вважається спрямованим від позитивного кінця диполя до негативного.
Передбачити полярність зв'язку можна за допомогою відносної ЕО атомів. Чим більша різниця відносних ЕО атомів, тим сильніше виражена полярність: DЕО = 0 – неполярний ковалентний зв'язок; DЕО = 0 – 2 – полярний ковалентний зв'язок; DЕО = 2 - іонний зв'язок. Правильніше говорити про рівень іонності зв'язку, оскільки зв'язки не бувають іонними на 100%. Навіть у поєднанні CsF зв'язок іонний лише на 89%.
Хімічний зв'язок, що виникає за рахунок переходу електронів від атома до атома, називається іонним, а відповідні молекули хімічних сполук – іонними. Для іонних сполук у твердому стані характерні іонні кристалічні грати. У розплавленому і розчиненому стані вони проводять електричний струм, мають високу температуру плавлення і кипіння і значний дипольний момент.
Якщо розглядати з'єднання елементів якогось періоду з тим самим елементом, то в міру пересування від початку до кінця періоду переважно іонний характер зв'язку змінюється на ковалентний. Наприклад, у фторидів 2-го періоду LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2 ступінь іонності зв'язку від фториду літію поступово слабшає та замінюється типово ковалентним зв'язком у молекулі фтору.
Таким чином, природа хімічного зв'язку єдина: принципової різниці у механізмі виникнення ковалентного полярного та іонного зв'язків немає. Ці види зв'язку відрізняються лише ступенем поляризації електронної хмари молекули. Виникаючі молекули відрізняються довжинами диполів та величинами постійних дипольних моментів. У хімії значення дипольного моменту дуже велике. Зазвичай, що більше дипольний момент, то вище реакційна здатність молекул.
Механізми утворення хімічного зв'язку
У методі валентних зв'язків розрізняють обмінний та донорно-акцепторний механізми утворення хімічного зв'язку.
Обмінний механізм. До обмінного механізму утворення хімічного зв'язку належать випадки, коли у освіті електронної пари від кожного атома бере участь по одному електрону.
У молекулах Н2, Li2, Na2 зв'язку утворюються з допомогою неспарених s-електронів атомів. У молекулах F2 та Cl2 – за рахунок неспарених р-електронів. У молекулах HF та HCl зв'язку утворюються s-електронами водню та p-електронами галогенів.
Особливістю утворення сполук за обмінним механізмом є насичуваність, яка показує, що атом утворює не будь-яку, а обмежену кількість зв'язків. Їх кількість, зокрема, залежить кількості неспарених валентних електронів.
З квантових осередків N та Н можна бачити, що атом азоту має 3
неспареного електрона, а атом водню – один. Принцип насичуваності вказує на те, що стійкою сполукою має бути NH3, а не NH2, NH або NH4. Однак існують молекули, що містять непарне число електронів, наприклад NO, NO2, ClO2. Усі вони характеризуються підвищеною реакційною здатністю.
На окремих стадіях хімічних реакцій можуть утворюватися валентно ненасичені групи, які називаються радикалами, наприклад, H, NH2, O, CH3. Реакційна здатність радикалів дуже висока і тому час існування, як правило, мало.
Донорно-акцепторний механізм
Відомо, що валентно насичені сполуки аміак NH3 та трифторид бору BF3 реагують одна з одною щодо реакції
NH3 + BF3 = NH3BF3 + 171,4 кДж/моль.
Розглянемо механізм цієї реакції:
Видно, що з чотирьох орбіталей бору три заселені, а одна залишається вакантною. У молекулі аміаку заселені всі чотири орбіталі азоту, з них три – за обмінним механізмом електронами азоту та водню, а одна містить електронну пару, обидва електрони якої належать азоту. Така електронна пара називається неподіленою електронною парою. Утворення сполуки H3N · BF3 відбувається за рахунок того, що неподілена електронна пара аміаку займає вакантну орбіталь фториду бору. При цьому зменшується потенційна енергія системи та виділяється еквівалентна кількість енергії. Подібний механізм освіти називають донорно-акцепторним, донором такий атом, який віддає свою електронну пару для утворення зв'язку (в даному випадку атом азоту); а атом, який надаючи вакантну орбіталь, приймає електронну пару, називається акцептором (у разі атом бору). Донорно-акцепторний зв'язок є різновидом ковалентного зв'язку.
У поєднанні H3N · BF3 азот та бір – чотиривалентні. Атом азоту підвищує свою валентність від 3 до 4 внаслідок використання неподіленої електронної пари для утворення додаткового хімічного зв'язку. Атом бору підвищує валентність за рахунок наявності у нього вільної орбіталі на валентному електронному рівні. Отже, валентність елементів визначається як числом неспарених електронів, а й наявністю неподілених електронних пар і вільних орбіталей на валентному електронному рівні.
Простішим випадком утворення хімічного зв'язку за донорно-акцепторним механізмом є реакція аміаку з іоном водню:
. Роль акцептора електронної пари грає порожня орбіталь водню. В іоні амонію NH4+ атом азоту чотиривалентний.
Спрямованість зв'язків та гібридизація атомних орбіталей
Важливою характеристикою молекули, що складається більш як із двох атомів, є її геометрична конфігурація. Вона визначається взаємним розташуванням атомних орбіталей, що у освіті хімічних зв'язків.
Перекриття електронних хмар можливе лише за певної взаємної орієнтації електронних хмар; при цьому область перекриття розташовується в певному напрямку по відношенню до взаємодіючих атомів.
При утворенні іонного зв'язку електричне поле іона має сферичну симетрію і тому іонний зв'язок не має спрямованості та насичуваності.
к.ч. = 6 к.ч. = 6
Кут між зв'язками у молекулі води становить 104,5о. Величину його можна пояснити виходячи з квантово-механічних уявлень. Електронна схема атома кисню 2s22p4. Дві неспарені p-орбіталі розташовані під кутом 90о один до одного - максимум перекриття електронних хмар s-орбіталей атомів водню з p-орбіталями атома кисню буде в тому випадку, якщо зв'язки розташовані під кутом 90о. У молекулі води зв'язок Про – Н полярна. На атомі водню ефективний позитивний заряд +, на атомі кисню -. Тому збільшення кута між зв'язками до 104,5о пояснюється розштовхуванням ефективних зарядів позитивних атомів водню, а також електронних хмар.
Електронегативність сірки значно менша, ніж ЕО кисню. Тому полярність зв'язку H-S H2S менше полярності зв'язку Н-О в Н2О, а довжина зв'язку H-S (0,133 нм) більше, ніж Н-О (0,56 нм) і кут між зв'язками наближається до прямого. Для H2S він становить 92о, а H2Se – 91o.
З цих же причин молекула аміаку має пірамідальну будову та кут між валентними зв'язками H–N–H більше прямого (107,3о). При переході від NH3 до PH3, AsH3 та SbH3 кути між зв'язками становлять відповідно 93,3о; 91,8о та 91,3о.
Гібридизація атомних орбіталей
Збуджений атом берилію має конфігурацію 2s12p1, збуджений атом бору – 2s12p2 та збуджений атом вуглецю – 2s12p3. Тому вважатимуться, що у освіті хімічних зв'язків можуть брати участь однакові, а різні атомні орбіталі. Наприклад, у таких сполуках як BeCl2, BeCl3,CCl4 повинні бути нерівноцінні за міцністю та напрямом зв'язку, причому σ-зв'язки з p-орбіталей повинні бути міцнішими, ніж зв'язки з s-орбіталей, т.к. для p-орбіталей є більш сприятливі умови для перекривання. Проте досвід показує, що у молекулах, містять центральні атоми з різними валентними орбіталями (s, p, d), всі зв'язки рівноцінні. Пояснення цьому дали Слейтер та Полінг. Вони дійшли висновку, що різні орбіталі, які не сильно відрізняються за енергіями, утворюють відповідну кількість гібридних орбіталей. Гібридні (змішані) орбіталі утворюються із різних атомних орбіталей. Число гібридних орбіталей дорівнює числу атомних орбіталей, що беруть участь у гібридизації. Гібридні орбіталі однакові за формою електронної хмари та енергії. Порівняно з атомними орбіталями вони витягнуті у напрямі освіти хімічних зв'язків і тому зумовлюють краще перекриття електронних хмар.
Гібридизація атомних орбіталей потребує витрат енергії, тому гібридні орбіталі в ізольованому атомі нестійкі і прагнуть перетворитися на чисті АТ. При утворенні хімічних зв'язків гібридні орбіталі стабілізуються. Внаслідок більш міцних зв'язків, утворених гібридними орбіталями, із системи виділяється більше енергії, і тому система стає стабільнішою.
sp-гібридизація має місце, наприклад, при утворенні галогенідів Be, Zn, Co та Hg (II). У валентному стані всі галогеніди металів містять на відповідному енергетичному рівні s та p-неспарені електрони. При утворенні молекули одна s-і одна р-орбіталь утворюють дві гібридні sp-орбіталі під кутом 180о.
Експериментальні дані показують, що всі галогеніди Be, Zn, Cd і Hg (II) лінійні та обидва зв'язки мають однакову довжину.
sp2-гібридизація. В результаті гібридизації однієї s-орбіталі і двох p-орбіталі утворюються три гібридні sp2-орбіталі, розташовані в одній площині під кутом 120о один до одного.
sp3-гібридизація характерна для сполук вуглецю. В результаті гібридизації однієї s-орбіталі і трьох р-орбіталі утворюються чотири гібридні sp3-орбіталі, спрямовані до вершин тетраедра з кутом між орбіталями 109,5о.
Гібридизація проявляється у повній рівноцінності зв'язків атома вуглецю з іншими атомами в сполуках, наприклад, CH4, CCl4, C(CH3)4 та ін.
У гібридизацію можуть включатися не тільки s-і р-, але і d-і f-орбіталі.
При sp3d2-гібридизації утворюється 6 рівноцінних хмар. Вона спостерігається у таких сполуках як , .
Уявлення про гібридизації дають змогу зрозуміти такі особливості будови молекул, які неможливо пояснити іншим способом.
Гібридизація атомних орбіталей (АТ) призводить до усунення електронної хмари у напрямку утворення зв'язку з іншими атомами. Через війну області перекриття гібридних орбіталей виявляються більше, ніж чистих орбіталей і міцність зв'язку збільшується.
Поляризованість та поляризуюча дія іонів і молекул
У електричному полі іон чи молекула деформуються, тобто. у них відбувається відносне усунення ядер та електронів. Така деформованість іонів і молекул називається поляризацією. Оскільки найменш міцно в атомі пов'язані електрони зовнішнього шару, вони відчувають зміщення в першу чергу.
Поляризованість аніонів, як правило, значно вища за поляризацію катіонів.
При однаковій структурі електронних оболонок поляризованість іона зменшується в міру збільшення позитивного заряду, наприклад, у рядку:
Для іонів електронних аналогів поляризація збільшується зі зростанням числа електронних шарів, наприклад: або .
Поляризуемость молекул визначається поляризуемостью входять до них атомів, геометричної конфігурацією, кількістю і кратністю зв'язків та інших. У цьому випадку про відмінність в поляризованості молекул можна судити з відмінності в поляризованості атомів.
Електричне поле може бути створене зарядженим електродом, так і іоном. Таким чином, іон сам може надавати поляризуючу дію (поляризацію) на інші іони або молекули. Поляризуюча дія іона зростає зі збільшенням його заряду та зменшенням радіусу.
Поляризуюча дія аніонів, як правило, значно менша, ніж поляризуюча дія катіонів. Це більшими розмірами аніонів проти катіонами.
Молекули мають поляризуючу дію в тому випадку, якщо вони полярні; поляризуюча дія тим вища, чим більший дипольний момент молекули.
Поляризуюча здатність збільшується у ряду, т.к. радіуси збільшуються та електричне поле, створюване іоном, зменшується.
Водневий зв'язок
Водневий зв'язок є особливим видом хімічного зв'язку. Відомо, що сполуки водню з електронегативними неметалами, такими як F, О, N, мають аномально високі температури кипіння. Якщо ряду Н2Тe – H2Se – H2S температура кипіння закономірно зменшується, то за переході від H2S до Н2О спостерігається різкий стрибок збільшення цієї температури. Така сама картина спостерігається і в ряді галогенводневих кислот. Це свідчить про наявність специфічної взаємодії між молекулами Н2О, HF молекулами. Така взаємодія має ускладнювати відрив молекул друг від друга, тобто. зменшувати їх леткість, отже, підвищувати температуру кипіння відповідних речовин. Внаслідок великої різниці в ЕО хімічні зв'язки H-F, H-O, H-N сильно поляризовані. Тому атом водню має позитивний ефективний заряд (δ+), але в атомах F, O і N перебуває надлишок електронної щільності, і вони заряджені негативно (d-). Внаслідок кулонівського тяжіння відбувається взаємодія позитивно зарядженого атома водню однієї молекули з електронегативним атомом іншої молекули. Завдяки цьому молекули притягуються одна до одної (жирними точками позначені водневі зв'язки).
Водневим називається такий зв'язок, який утворюється за допомогою атома водню, що входить до складу однієї з двох пов'язаних частинок (молекул або іонів). Енергія водневого зв'язку (21-29 кДж/моль або 5-7 ккал/моль) приблизно в 10 разів менше енергії звичайного хімічного зв'язку. Проте водневий зв'язок обумовлює існування в парах димерних молекул (Н2О)2, (HF)2 і мурашиної кислоти.
Серед поєднань атомів НF, HO, HN, HCl, HS енергія водневого зв'язку падає. Вона також зменшується з підвищенням температури, тому речовини в пароподібному стані виявляють водневий зв'язок лише незначною мірою; вона характерна для речовин у рідкому та твердому станах. Такі речовини як вода, лід, рідкий аміак, органічні кислоти, спирти та феноли, асоційовані в димери, тримери та полімери. У рідкому стані найбільш стійкі димери.
Міжмолекулярні взаємодії
Раніше розглядалися зв'язки, що зумовлюють утворення молекул із атомів. Однак між молекулами також існує взаємодія. Воно є причиною конденсації газів та перетворення їх на рідкі та тверді тіла. Перше формулювання силам міжмолекулярної взаємодії дав 1871 р. Ван-дер-Ваальс. Тому вони отримали назву вандерваальсових сил. Сили міжмолекулярної взаємодії можна поділити на орієнтаційні, індукційні та дисперсійні.
Полярні молекули внаслідок електростатичної взаємодії різноїменних кінців диполів орієнтуються з простором так, що негативні кінці диполів одних молекул повернуті до позитивних
кінцям диполів інших молекул (орієнтаційна міжмолекулярна взаємодія).
Енергія такої взаємодії визначається електростатичним тяжінням двох диполів. Чим більше диполь, тим більше міжмолекулярне тяжіння (Н2О, HCl).
Тепловий рух молекул перешкоджає взаємній орієнтації молекул, тому зі зростанням температури орієнтаційний ефект слабшає. Індукційна взаємодія спостерігається також і у речовин з полярними молекулами, але при цьому вона зазвичай значно слабкіша за орієнтаційну.
Полярна молекула може збільшувати полярність сусідньої молекули. Іншими словами, під впливом диполя однієї молекули може збільшуватись диполь іншої молекули, а неполярна молекула може стати полярною:
б 
Дипольний момент, що у результаті поляризації інший молекулою чи іоном, називається індукованим дипольним моментом, саме явище – індукцією. Таким чином, на орієнтаційну взаємодію завжди має накладатися індукційна взаємодія молекул.
У разі неполярних молекул (наприклад, Н2, N2 або атомів благородних газів) орієнтаційна та індукційна взаємодія відсутня. Проте відомо, що водень, азот та благородні гази спалюються. Для пояснення цих фактів Лондон запровадив поняття дисперсійних сил міжмолекулярної взаємодії. Ці сили взаємодіють між будь-якими атомами та молекулами незалежно від їхньої будови. Вони викликаються миттєвими дипольними моментами, що узгоджено виникають у великій групі атомів:
У кожний момент часу напрям диполів може бути іншим. Однак їхнє узгоджене виникнення забезпечує слабкі сили взаємодії, що призводять до утворення рідких і твердих тіл. Зокрема, воно зумовлює перехід шляхетних газів за низьких температур у рідкий стан.
Таким чином, найменшою складовою серед сил, що діють між молекулами, є дисперсійна взаємодія. Між молекулами з малою полярністю або без полярності (CH4, H2, HI) діючими силами є в основному дисперсійні. Чим більший власний дипольний момент молекул, то більше вписувалося орієнтаційні сили взаємодії з-поміж них.
У ряді однотипних речовин дисперсійна взаємодія зростає із збільшенням розмірів атомів, що становлять молекули цих речовин. Наприклад, в HCl частку дисперсійних сил припадає 81% всього міжмолекулярного взаємодії, для НВr ця величина становить 95%, а HI – 99,5%.
Опис хімічного зв'язку у методі молекулярних орбіталей (МО)
Метод НД широко використовується хіміками. У межах цього методу велика і складна молекула сприймається як що складається з окремих двоцентрових і двоелектронних зв'язків. Приймається, що електрони, що зумовлюють хімічний зв'язок, локалізовані (розташовані) між двома атомами. До більшості молекул метод ЗС може бути застосований з успіхом. Однак є ряд молекул, яких цей метод не застосовний або його висновки перебувають у суперечності з досвідом.
Встановлено, що у ряді випадків визначальну роль освіті хімічного зв'язку грають не електронні пари, а окремі електрони. На можливість хімічного зв'язку за допомогою одного електрона вказує існування іона. При утворенні цього іона з атома водню та іона водню виділяється енергія 255 кДж (61 ккал). Таким чином, хімічний зв'язок у іоні досить міцний.
Якщо спробувати описати хімічний зв'язок у молекулі кисню за методом ВС, то прийдемо до висновку, що, по-перше, він має бути подвійним (σ- та p-зв'язку), по-друге, у молекулі кисню всі електрони мають бути спарені, т. .е. молекула О2 має бути діамагнітною. [У діамагнітних речовин атоми не мають постійний магнітний момент і речовина виштовхується з магнітного поля. Парамагнітною речовиною називається те, атоми якого або молекули мають магнітний момент, і воно має властивість втягуватися в магнітне поле]. Експериментальні дані показують, що з енергії зв'язок у молекулі кисню дійсно подвійна, але молекула є діамагнітної, а парамагнитной. У ній є два неспарені електрони. Метод НД безсилий пояснити цей факт.
Найкращим способом квантовомеханічного трактування хімічного зв'язку нині вважається метод молекулярних орбіталей (МО). Однак він набагато складніший за метод ВС і не такий наочний, як останній.
Метод МО розглядає всі електрони молекули, що знаходяться на молекулярних орбіталях. У молекулі електрон знаходиться на певній МО, що описується відповідною хвильовою функцією.
Типи МО. Коли електрон одного атома при зближенні потрапляє у сферу дії іншого атома, характер руху, отже, і хвильова функція електрона, змінюється. У молекулі, що утворилася хвильові функції, або орбіталі електронів, невідомі. Існує кілька способів визначення виду МО з відомих АТ. Найчастіше МО одержують лінійною комбінацією атомних орбіталей (ЛКАО). Принцип Паулі, правило Гунда, принцип найменшої енергії справедливий і методу МО.
Мал. 2.2 Утворення зв'язувальних та розпушувальних молекулярних орбіталей з атомних орбіталей.
У найпростішому графічному вигляді МО, як ЛКАО, можна отримати, складаючи чи віднімаючи хвильові функції. На малюнку 2.2 представлено освіту сполучних та розпушувальних МО з вихідних АТ.
АТ можуть утворювати МО, якщо енергії відповідних АТ близькі за величиною та АТ мають однакову симетрію щодо осі зв'язку.
Хвильові функції, або орбіталі, водню 1s можуть дати дві лінійні комбінації - одну при додаванні, іншу - при відніманні (рис. 2.2).
Коли хвильові функції складаються, то в області перекриття щільність електронної хмари, пропорційна ψ2, стає більшою, між ядрами атомів створюється надмірний негативний заряд і ядра атомів притягуються до нього. МО, отримана додаванням хвильових функцій атомів водню, називається сполучною.
Якщо хвильові функції віднімаються, то області між ядрами атомів щільність електронної хмари стає рівною нулю, електронна хмара «виштовхується» з області, що знаходиться між атомами. МО, що утворюється, не може зв'язувати атоми і називається розпушуючою.
Оскільки s-орбіталі водню утворюють тільки σ-зв'язок, отримані МО позначаються σcв і σр. МО, утворені 1s-атомними орбіталями, позначаються σcв1s і σр1s.
На сполучній МО потенційна (і повна) енергія електронів виявляється меншою, ніж на АТ, а на розпушуючій – більше. За абсолютною величиною зростання енергії електронів на орбіталях, що розпушують, дещо більше зменшення енергії на зв'язувальних орбіталях. Електрон, що знаходиться на зв'язуючих орбіталях, забезпечує зв'язок між атомами, стабілізуючи молекулу, а електрон на орбіталі, що розпушує, дестабілізує молекулу, тобто. зв'язок між атомами слабшає. Єразр. > Есв.
МО утворюються і з 2р-орбіталей однакової симетрії: зв'язує і розпушує σ-орбіталі з 2р-орбіталей, розташованих по осі х. Вони позначаються σcв2р та σр2р. Зв'язуюча і розпушуюча p-орбіталі утворюються з 2рz-орбіталей. Позначаються вони відповідно πсв2рz, πp2pz. Аналогічно утворюються πсв2ру і πр2ру-орбіталі.
Заповнення МО. Заповнення МО електронами відбувається у порядку збільшення енергії орбіталей. Якщо МО мають однакову енергію (πсв- або πр-орбіталі), то заповнення відбувається за правилом Хунда так, щоб спиновий момент молекули був найбільшим. Кожна МО, як і атомна, може вмістити два електрони. Як зазначалося, магнітні властивості атомів або молекул залежать від наявності неспарених електронів: якщо в молекулі є неспарені електрони, вона парамагнітна, якщо ні – діамагнітна.
Розглянемо іон.
Зі схеми видно, що єдиний електрон розміщується по σcв - МО. Утворюється стійка сполука з енергією зв'язку 255 кДж/моль, довжиною зв'язку - 0,106 нм. Молекулярний іон парамагнітний. Якщо прийняти, що кратність зв'язку, як і методі ЗС, визначається кількістю електронних пар, то кратність зв'язку дорівнює ½. Записати процес освіти можна так:
Цей запис означає, що на σcв МО, утвореної з 1s АТ, знаходиться один електрон.
Молекула звичайного водню містить два електрони з протилежними спинами на σcв1s-орбіталі: . Енергія зв'язку в Н2 більше, ніж - 435 кДж/моль, а довжина зв'язку (0,074 нм) - менше. У молекулі Н2 є одинарний зв'язок, молекула діамагнітна.
Мал. 2.3. Енергетична діаграма АТ та МО у системі їх двох атомів водню.
Молекулярний іон (+He+ ® He+2[(sсв1s)2(sр1s)1]) має вже один електрон на σразр.1s-орбіталі. Енергія зв'язку - 238 кДж/моль (порівняно з Н2 знижена), а довжина зв'язку (0,108 нам) - збільшена. Кратність зв'язку дорівнює ½ (кратність зв'язку дорівнює половині різниці числа електронів на орбіталях, що зв'язують і розпушують).
| Li2 | (Be)2 | B2 | N2 | O2 | (Ne)2 | CO | NO | |
| σp2px | – | – | – | – | – | ¯ | – | – |
| πp2py, πp2pz | – – | – – | – – | – – | , | ¯,¯ | – – | ,– |
| σcв2px | – | – | – | ¯ | ¯ | ¯ | ¯ | ¯ |
| πcв2py, πcв2pz | – – | – – | , | ¯,¯ | ¯,¯ | ¯,¯ | ¯,¯ | ¯,¯ |
| σр2s | – | ¯ | ¯ | ¯ | ¯ | ¯ | ¯ | ¯ |
| σcв2s | ¯ | ¯ | ¯ | ¯ | ¯ | ¯ | ¯ | ¯ |
| Кратність зв'язку | 1 | 0 | 1 | 3 | 2 | 0 | 3 | 2 ½ |
| Енергія зв'язку, кДж/моль | 105 | – | 288 | 941 | 566 | – | 1070 | 677 |
Гіпотетична молекула He2 мала б два електрони на σcв1s-орбіталі і два електрони на σр1s-орбіталі. Оскільки один електрон на орбіталі, що розпушує, знищує зв'язуючу дію електрона на зв'язуючій орбіталі, то молекула He2 існувати не може. Такого ж висновку призводить і метод НД.
Нижче наведено порядок заповнення МО електронами при утворенні молекул елементами II періоду. Відповідно до схем молекули В2 і О2 - парамагнітні, а молекула Ве2 - існувати не може.
Утворення молекул з атомів елементів II періоду може бути записано в такий спосіб (К – внутрішні електронні шари):
Фізичні властивості молекул та ММО
Існування сполучних та розпушувальних МО підтверджується фізичними властивостями молекул. Метод МО дозволяє передбачити, що й у освіті молекули з атомів електрони в молекулі потрапляють на зв'язувальні орбіталі, то потенціали іонізації молекул мають бути більше, ніж потенціали іонізації атомів, і якщо електрони потрапляють на розпушують орбіталі, то навпаки.
Так, потенціали іонізації молекул водню та азоту (зв'язуючі орбіталі) – 1485 та 1500 кДж/моль відповідно – більше, ніж потенціали іонізації атомів водню та азоту – 1310 та 1390 кДж/моль, а потенціали іонізації молекул кисню та фтору (розпушують) 1170 та 1523 кДж/моль – менше, ніж у відповідних атомів – 1310 та 1670 кДж/моль. При іонізації молекул міцність зв'язку зменшується, якщо електрон видаляється з зв'язуючої орбіталі (H2 і N2), і збільшується, якщо електрон видаляється з орбіталі, що розпушує (О2 і F2).
Двохатомні молекули з різними атомами
МО для молекул з різними атомами (NO, CO) будуються аналогічно, якщо вихідні атоми дуже відрізняються за величинами потенціалів іонізації. Для молекули ЗІ, наприклад, маємо:
Енергії АТ атома кисню лежать нижче за енергії відповідних орбіталей вуглецю (1080 кДж/моль), вони розташовані ближче до ядра. Наявні у вихідних атомах на зовнішніх шарах 10 електронів заповнюють зв'язувальну sсв2s- і розпушуючу sр2s-орбіталі і зв'язувальні і pсв2рy,z-орбіталі. Молекула СО виявляється ізоелектронною з молекулою N2. Енергія зв'язку атомів у молекулі СО (1105 кДж/моль) навіть більша, ніж у молекулі азоту (940 кДж/моль). Довжина зв'язку С–О – 0,113 нм.
Молекула NO
має один електрон на орбіталі, що розпушує. Внаслідок цього енергія зв'язку NO (680 кДж/моль) менша, ніж у N2 або CO. Вилучення електрона у молекули NO (іонізація з утворенням NO+) збільшує енергію зв'язку атомів до 1050-1080 кДж/моль.
Розглянемо утворення МО у молекулі фтористого водню HF. Оскільки потенціал іонізації фтору (17,4 еВ або 1670 кДж/моль) більший, ніж у водню (13,6 еВ або 1310 кДж/моль), то 2р-орбіталі фтору мають меншу енергію, ніж 1s-орбіталь водню. Внаслідок великої різниці енергій 1s-орбіталь атома водню та 2s-орбіталь атома фтору не взаємодіють. Таким чином, 2s-орбіталь фтору стає без зміни енергії МО HF. Такі орбіталі називаються незв'язуючими. 2ру- і 2рz-орбіталі фтору також не можуть взаємодіяти з 1s-орбіталлю водню внаслідок відмінності симетрії щодо осі зв'язку. Вони теж стають незв'язуючими МО. Зв'язуюча та розпушуюча МО утворюються з 1s-орбіталі водню та 2рх-орбіталі фтору. Атоми водню та фтору пов'язані двоелектронним зв'язком з енергією 560 кДж/моль.
Список літератури
Глінка Н.Л. Загальна хімія. - М.: Хімія, 1978. - С. 111-153.
Шиманович І.Є., Павлович М.Л., Тикавий В.Ф., Малашко П.М. Загальна хімія у формулах визначеннях, схемах. – Мн.: Університетське, 1996. – С. 51-77.
Воробйов В.К., Єлісєєв С.Ю., Врублевський А.В. Практичні та самостійні роботи з хімії. - Мн.: УП «Донаріт», 2005. - С. 21-30.
Електронегативність - умовна величина, що характеризує здатність атома в хімічному з'єднанні притягати до себе електрони.
Усі взаємодії, що призводять до поєднання хімічних частинок (атомів, молекул, іонів тощо)
в речовинах, поділяються на хімічні зв'язкиі міжмолекулярні зв'язки.
Зв'язок хімічний- зв'язок між атомами в молекулі чи молекулярному соединении; вона має електричну природу (мається на увазі взаємодія електронів із ядрами атомів). Хімічні зв'язки в молекулах здійснюють електрони (тільки неспарені електрони атомів можуть брати участь у освіті хімічних зв'язків). Утворення хімічного зв'язку між атомами елементів супроводжується перебудовою зовнішніх оболонок при приєднанні, віддачі або усуспільненні електронів. Утворення зв'язків при взаємодії атомів відбувається за наявності орбіталей з однаковим основним квантовим числом (тобто орбіталей з близькими енергіями).
Утворення хімічного зв'язку можливе також при рекомбінації двох радикалів із протилежними спинами (тобто якщо радикальна пара існує у синглетному сумарному стані). У цьому випадку енергія активації реакції практично дорівнює нулю, а новостворена молекула знаходиться в основному електронному стані. У разі зіткнення пари радикалів з паралельними спинами (тобто перебуває у триплетном стані), реакція рекомбінації в триплетной парі здебільшого немає. Стан із максимальним спином відповідає максимальному числу неспарених електронів, а стан із мінімальним спином - мінімальному числу неспарених електронів. При освіті хімічного зв'язку спини атомів взаємно компенсуються.
Для утворення хімічного зв'язку при використанні каталізатора необхідна відповідність молекулярних орбіталей реагентів та каталізатора з енергії та симетрії. Так як енергія зв'язку, що утворюється менше сумарної енергії беруть участь у ній вільних атомів, що утворюються сполуки є стійкими.
Фактично будь-який хімічний зв'язок є результатом донорно-акцепторної взаємодії. Хімічний зв'язок може бути утворений за рахунок:
-
переходу електронів між атомами (при утворенні іонного зв'язку), наприклад, при утворенні фториду літію:
Li (1s 2 2s 1) + F (1s 2 2s 2 2p 5) = LiF (1s 2 2s 2 2p 6)
-
узагальнення електронів (при утворенні ковалентного зв'язку), наприклад:
O + O = O 2
Хімічний зв'язок може бути утворений одним електроном (наприклад, в молекулярному іоні H 2 + електрон одночасно взаємодіє з двома ядрами, нейтралізуючи відштовхування однаково заряджених ядер атмів).
Хімічний зв'язок може виникнути як між вільними атомами, а й між валентно-насыщенными молекулами. При утворенні зв'язку атоми прагнуть заповнити свої валентні (зовнішні) оболонки двома чи вісьмома електронами (придбати стійку зовнішню оболонку). При утворенні зв'язку виділяється енергія і збільшується щільність електронної хмари в міжядерному просторі, потенційна енергія системи взаємодіючих атомів знижується (атом переходить в гібридний стан). У хімічних сполук атоми однієї чи різних елементів з'єднані між собою хімічними зв'язками.
Область міжядерного простору, де переважно знаходяться електрони, називається сполучною областю, а що знаходиться за межами ядер - розпушуючою(Хімічний зв'язок виникає при знаходженні електрона в сполучній, - в просторі між ядрами, - області.). Атоми, які містять кілька електронів, зазвичай формують кілька хімічних зв'язків. Можливий також випадок, коли молекули, утворені з таких атомів, містять електрони, які не беруть участі в утворенні зв'язку. Основні характеристики хімічного зв'язку - міцність, довжина, полярність. Хімічні зв'язки існують не тільки всередині молекул речовин, але можуть утворюватися і між молекулами [наприклад, рідкого фтористого водню (HF), води (Н 2 O) або суміші (H 2 O + NH 3)].
Можливість розриву зв'язку залежить від неї поляризованості. Відомі кілька типів хімічних зв'язків: воднева, іонна, ковалентна (неполярна та полярна) та металева. У деяких речовинах вид зв'язку залежить від агрегатного стану речовини: наприклад, хлорид срібла (AgCl) у твердому стані має іонний зв'язок,
а в пароподібному - ковалентну, а з'єднання PCl 5 в газовій фазі складається з молекул,
в кристалічному вигляді - з іонів (PCl 4 +) і (PCl 6 -). Максимальна кількість хімічних зв'язків у конкретних елементах обмежується:
*
числом електронів у зовнішній оболонці (один електрон використовується для одного зв'язку)
*
числом електронів, що містяться в існуючій зовнішній оболонці багатоелектронного атома після утворення зв'язку
Для утворення стійкого хімічного зв'язку необхідно, щоб збільшення енергії атома за рахунок збудження було менше енергії хімічного зв'язку, що утворюється. Зв'язки між атомами можуть утворюватися при узагальненні не тільки двох, а й одного або трьох електронів, але вони будуть слабшими за звичайні. ковалентних. У освіті зв'язків можуть брати участь вакантні (не містять електронів) орбіталі. При утворенні одноелектронного зв'язку відбувається зменшення енергії лише одного електрона. У разі утворення зв'язку в результаті усуспільнення трьох електронів у двох із них енергія зменшується, а у третього збільшується, компенсуючи зменшення енергії одного з перших двох електронів. Що утворюється двоцентрова триелектронназв'язок виявляється вдвічі слабшим за звичайну ковалентну.
Узагальнення одного електрона відбувається при утворенні, наприклад, молекулярного іона водню (Н 2+), а трьох електронів – при утворенні молекули "водень - гелій" (Н-Не). У триелектронному зв'язку беруть участь два неподілені електрони одного атома і неспарений електрон іншого. Зв'язки такого типу зустрічаються рідко, а відповідні молекули мають високу реакційну здатність. При утворенні кожного наступного зв'язку виділяється додаткова енергія.
При протіканні хімічної реакції відбувається розрив хімічних зв'язків у реагентах та утворення зв'язків у продуктах реакції. Чим значніше перекриття електронних хмар, тим сильніший хімічний зв'язок. Швидкість хімічної реакції залежить від концентрації активних частинок і різниці між енергіями зв'язків, що розриваються і утворюються Додатки до статті - за книгою (Ганкін В.Ю., Ганкін Ю.В. Загальна хімія. с.) * Оскільки всі зв'язки мають електростатичну природу, але різне значення енергії, їх можна розділити на три основні типи: - ковалентні, гомо-і гетерополярні - засновані на використанні енергії спорідненості до електрона обох атомів, що зв'язуються; - донорно-акцепторні - засновані на використанні енергії спорідненості до електрона тільки одного з атомів, що зв'язуються; - ван-дер-ваальсови- в яких не використовується енергія спорідненості до електрона жодного з атомів, що зв'язуються * Процеси утворення і розриву зв'язків протікають послідовно або одночасно. * Число ковалентних зв'язків, яке може бути утворене даним атомом, залежить від числа електронів у зовнішньому шарі та від максимального числа електронів, яке цей атом може мати у зовнішньому шарі. * Відстань між центрами зв'язуваних атомів залежить від сил взаємного відштовхування електронів, що зв'язують (при мінімальній енергії відштовхування ця відстань максимально). * Елементи аномальні- благородні (інертні) гази та елементи, що мають по два електрони на валентній оболонці (утворюють 2-атомні молекули) та негативне значення енергії спорідненості до електрона); до них відносять елементи другої групи періодичної системи. * Низька енергія зв'язку характерна для елементів з негативним значенням енергії спорідненості до електрона. * Енергія розриву зв'язку більше різниці між енергією молекули і атомів, що її утворюють. * Енергія, що повідомляє молекулу для дисоціації її на атоми, практично повністю витрачається на зміну енергії електронів. * При утворенні молекули з атомів збільшується кінетична та потенційна енергія електронів. * При утворенні молекул з атомів, які можуть бути пов'язані різними типами зв'язків, зв'язки, що виникають, вирівнюються як по енергії, так і за довжиною: слабкі зв'язки посилюються, а сильні - слабшають (у той же час довгі зв'язки коротшають, а короткі - подовжуються), що обумовлено електронно-ядерною ізомеризацією. * Якщо в молекулі одночасно представлені як одинарний, так і подвійний зв'язок, вони мають тенденцію до вирівнювання довжин обох (короткі і міцніші зв'язки подовжуються, а довгі - коротшають). * При розпаді молекули на атоми відбувається поглинання енергії електронами, збільшується відстань між атомами та зменшується ефективний заряд ядер. * Атоми речовин (особливо в рідинах та розчинах) можуть бути одночасно пов'язані різними видами зв'язків. У проміжних продуктах хімічних реакцій центральний атом пов'язаний з різними типами зв'язків з іншими атомами. * Температурна стійкість хімічної сполуки обумовлюється енергією найслабшої її внутрішньо-молекулярного зв'язку. Примітки:
1
. Оскільки будь-який хімічний зв'язок визначається системою електричних зарядів, він має електричні властивості.
2
. Межатомна взаємодія може бути хімічною ( валентним) та фізичним ( невалентним)
3
. Хімічні зв'язки не існують в ізольованому вигляді: вони завжди впливають один на одного
4
. Речовинам з ковалентним зв'язком притаманні атомні та молекулярні кристалічні решітки, іонним сполукам - іонні, а металам та їх сплавам - металеві решітки
5
. У разі ланцюжкової структури молекул речовини (зазвичай вуглеводнів) частини молекул можуть обертатися навколо окремих зв'язків.
6
. Метод валентних зв'язків / схем(або метод локалізованих електронних пар) - див. Теорія валентних зв'язків(з Вікіпедії)
7
. Зі збільшенням полярності молекули ентальпія утворення атомного зв'язку підвищується
8
. У процесі розриву-освіти хімічних зв'язків відбуваються швидкі та оборотні таутомерні (молекулярні) перегрупування
9
. Зв'язок парами електронів характерний для органічних сполук
10
. Електростатична модель хімічного зв'язку характерна для іонних сполук, а ковалентна – для молекулярних
11
. У ряді випадків індукційний (взаємний) вплив атомів, безпосередньо не пов'язаних один з одним, відображається стрілками, що показують напрямок зміщення електронної пари при індукції (Кульман А.Г. Фізична та колоїдна хімія.- М.: 1963): H O │ ║ Cl C←C←O←H │ H Аналогічно, у графічних формулах комплексів (наприклад, ) донорно-акцепторний зв'язок позначається стрілкою, спрямованою від донора вістрям до акцептора (типу )
12
. У ряді сполук (наприклад, у кислотах H 3 PO 4 і H 2 SO 4) одинарні зв'язки (P→O) та (S→O) за властивостями - середні між одинарними та подвійними
13
. Виникнення активного комплексу у розчинах часто супроводжується розривом слабких хімічних зв'язків між молекулами розчинника
14
. З'єднання граничні- вуглеводні, у молекулах яких є лише прості (одинарні) зв'язки. Відповідно, молекули ненасичених з'єднаньмають як одинарні, так і кратні зв'язки
15
. Наслідком(а не причиною! див. Кузьменко Н.Є. Загальна та неорганічна хімія.- М.: 1977, 474 с.) виникнення хімічного зв'язку є перекриття атомних орбіталей з неспареними (одиночними) електронами з утворенням загальної для взаємодіючих атомів пари електронів з протилежними спинами. Перекривання атомних орбіталей призводить також до утворення молекул, що розпушує і зв'язує, орбіталей (при цьому кожен енергетичний стан розщеплюється на два). Спрямовані р-орбіталі перекриваються сильніше за s-орбітали
16
. Утворення хімічного зв'язку є екзотермічним процесом. Кратність (порядок) зв'язку, її енергію, довжина зв'язку (між'ядерні відстані), магнітні властивості молекул та ін.
17
. Молекула гелію теоретично може бути двоатомною, але реально вона завжди одноатомна (хоча в утворенні зв'язку між атомами беруть участь 4 електрони (по два на зв'язувальній і розпушуючій орбіталях), сили відштовхування атомів переважають над силами їх тяжіння, тому коротко утворюються двоатомні молекул на два незалежні атоми)
18
. Відповідно до електростатичної теорії, сутністю хімічного зв'язку є електростатичне тяжіння між протилежно зарядженими іонами. Відповідно до теорії Льюїса-Сіджвіка як звичайний, так і донорно-акцепторний хімічний зв'язок завжди здійснюються електронною парою
19
. Електронний дублет, що лежить в основі 2-центрового хімічного зв'язку, займає в молекулі речовини суворо фіксоване положення (тобто він локалізований)
20
. Для утворення хімічного зв'язку потрібна як наявність орбіталей, що перекриваються, мають однакову симетрію щодо лінії зв'язку, так і хвильові функції частин орбіталей, що перекриваються, повинні мати однаковий знак: при нульовому перекриванні (коли позитивне перекриття повністю компенсується негативним перекриттям) зв'язок не утворюється
21
. Утворення 2-атомних молекул газів (Cl 2 , F 2 , H 2 , N 2 , O 2) відбувається за рахунок ковалентних зв'язків, оскільки атоми цих елементів мають валентні електрони
22
. Утворення хімічного зв'язку можливе, якщо орбіталі, що перекриваються, мають однакову симетрію щодо лінії зв'язку атомів.
.......................................................................................................
Хімічний зв'язок повністю характеризується:
- Довжиною
- енергією
- насичуваністю
- Кратністю
- Поляризованість
- полярністю
- Спрямованістю
- гібридизацією
У загальному випадку вся безліч хімічних зв'язків може бути класифікована за різними критеріями, наприклад:
■ в залежності від типу на:
*
іонну (відрізняється від ковалентної неспрямованості та ненасичуваності)
*
ковалентну (неполярну та полярну)
*
металеву
*
специфічні (наприклад, воднева, семиполярна та ін.)
■ в залежності від відстаней, на яких проявляється дія між атомами або молекулами, на:
*
далекодіючі (міжмолекулярні або слабкі: ван-дер-ваальсова та воднева хімічні зв'язки)
*
короткодіючі (або сильні)
■ залежно від розподілу електронної щільності між атомами зв'язку на:
*
неполярні
*
полярні
*
іонні (сильно полярні)
■ залежно від ступеня узагальнення електронної щільності між кількома атомами на:
*
ділокалізовані
*
локалізовані
■ залежно від кількості ядер, між якими локалізована електронна щільність, на:
*
двоцентрові
*
багатоцентрові
■ залежно від ступеня орієнтованості електронної щільності у просторі на:
*
спрямовані
*
ненаправлені
■ залежно від кількості взаємодіючих між собою частинок на:
*
насичені
*
ненасичені
Примітки:
1
. В освіті хімічного зв'язку беруть участь "s-", "p-" та "d-"-валентні електрони. Якщо у освіті хімічних зв'язків беруть участь d-орбіталі (до 5), замість "правила октетів" діє "правило 18 електронів". Прикладом сполук, наступних цьому правилу, є молекули-карбонили: заліза - Fe(CO) 5 , нікелю - Ni(CO) 4 , кобальту - Co 2 (CО) 8 та ін. механізму за участю неспарених електронних пар молекул CO та вільних орбіталей збудженого атома металу)
2
. Малюнки, що ілюструють хімічні зв'язки, представлені з http://elementy.ru/images/eltbook/chemical_bonds_ukr1_720.jpg
3
. Ковалентні зв'язки додатково можуть бути класифіковані за способом перекриття атомних орбіталей на:
сигма-зв'язку
пі-зв'язку
дельта-зв'язку
4
. Ковалентну взаємодію іноді називають обмінною взаємодією
5
. "Накладення" декількох типів хімічного зв'язку (тобто наявність в одній молекулі кількох видів зв'язку) відбувається у боридах та координаційних сполуках. Наприклад, у комплексі (SO 4 ) присутні:
- донорно-акцепторний зв'язок - між іоном міді (Cu 2+) та чотирма молекулами аміаку (NH 3)
- іонний зв'язок - між комплексним катіоном ( 2+ ) та іоном сульфату (SO 4 2-)
- полярний ковалентний зв'язок - між атомами азоту та водню в аміаку (NH 3) та між атомами сірки та кисню в іоні сульфату (SO 4 2-)
6
. Основні типи хімічних (валентних) зв'язків чи взаємодій:
- ван-дер-ваальсова взаємодія (фізичні зв'язки, що мають високий ступінь залежності від відстані між молекулами)
- водневий зв'язок (особливий вид слабкого ковалентного зв'язку)
- іонний (або електровалентний) зв'язок
- ковалентний (гомеополярний та гетерополярний або неполярний та полярний) зв'язок
- металевий зв'язок
- Координативний зв'язок
В освіті зв'язків відіграють роль та сили міжмолекулярної взаємодії
7
. Залежно від виду зв'язку будова речовини може бути:
- молекулярним (речовини складаються з молекул; сюди відносять і речовини з атомною структурою (метали та неметали): C, Cu, Fe, K, Li, Na, Si, W)
- немолекулярним (іонні сполуки - сполуки металів з неметалами: гідриди (LiH, NaH та ін.), оксиди (CaO, FeO, MgO та ін.), луги (KOH, NaOH та ін.), солі (CuSO 4 , NaCl та ін), вони мають високі температури кипіння та плавлення)
8
. Хімічні реакції можуть протікати (Микільський А.Б., Суворов А.В. Хімія: підручник для вузів - СПб: Хіміздат, 2001. - 512 c.):
- З утворенням нових зв'язків; наприклад:
I 2 (газ) + 3Cl 2 (газ) = 2ICl 3 (газ)
(замість одного зв'язку (I-I) та трьох зв'язків (Cl-Cl) утворюється шість зв'язків (I-Cl))
- з перерозподілом існуючих зв'язків (їх число та характер зберігаються); наприклад:
SO 2 (газ) + SCl 4 (газ) = 2SOCl 2 (газ)
9
. При неповній передачі електрона в окислювально-відновних реакціях змінюється лише полярність зв'язків, наприклад:
CH 4 (газ) + 2Cl 2 (газ) = C (тв.) + 4HCl (газ)
(замість малополярних зв'язків (C-H) виникають сильно полярні зв'язки (H-Cl))
10
. Відмінність між сильними і слабкими хімічними зв'язками полягає, переважно, у величині енергії освіти: енергія освіти слабких зв'язків значно нижче енергії освіти ковалентного зв'язку. Усі хімічні зв'язки мають єдину природу - електричні взаємодії заряджених частинок, причому різких меж між сильними та слабкими взаємодіями частинок немає. Усі характеристики та особливості хімічної сполуки (склад, властивості та структуру) визначаються домінуючим типом хімічного зв'язку
11
. Так як хімічний зв'язок утворюється перекриттям електронних хмар, чим воно значніше, тим зв'язок сильніший (наприклад, p-орбіталі перекриваються сильніше, ніж s-орбіталі. Залежно від ступеня перерозподілу електронної щільності зв'язку можна розділити на ковалентні (неполярні та полярні) та іонні ( сильно полярні)
12
. Хімічні зв'язки елементів різних груп періодичної системи мають різний характер. Оскільки кожен елемент має нульову електронегативність, будь-яка хімічна зв'язок певною мірою ковалентна. Хімічний зв'язок у з'єднаннях перехідних елементів здійснюється електронами ns- та (n-1)d-орбіталей, які можуть бути:
- ненасиченими (при _d 0)
- насиченими наполовину (при _d 5)
- насиченими (при _d 10)
..........................................................................................................
Акцептор- елементарна частка (атом, іон або група атомів), що надає порожню (вільну) орбіталь (що приймає неподілені пари електронів) для утворення хімічного зв'язку Взаємодія гідрофобна- сильне тяжіння у воді між неполярними частинками (молекулами або їх залишками, частинками дисперсної фази тощо) внаслідок великої енергії водневого зв'язку між молекулами води, що перевищує енергію їхньої взаємодії з неполярними частинками. Наприклад, використання неполярної молекули у воду неможливе без порушення просторової сітки міцних водневих зв'язків, що утворюється молекулами води.
Гідрофобна взаємодія є рушійною силою адсорбції поверхнево-активних речовин з водних розчинів на кордоні з повітрям та неполярними рідкими та твердими фазами. Приклади гідрофобної взаємодії – коагуляція, руйнування водних плівок між неполярними фазами
та ін. Взаємодія дисперсійна- здійснюється між миттєвим та наведеним диполем, що виникає в багатоелектронних частинках внаслідок зміщення одного або двох електронів в один бік щодо позитивно зарядженого ядра (наприклад, два електрони в молекулі He). Зміщення зарядів призводить до виникнення миттєвого диполя, що впливає на оточуючі частки, та індукування на них дипольних моментів
Взаємодія донорно-акцепторна(механізм освіти загальної електронної пари) може бути:
*
донорно-акцепторним - один атом (атом-донор) надає відразу 2 електрони (неподілену електронну пару), а інший (атом-акцептор) надає для цієї пари електронів свою вільну орбіталь, що призводить до утворення зв'язку. Наприклад, при утворенні іона амонію:
NH 3 + H + = NH 4 + (у азоту є 4 загальні електронні пари - 4 ковалентні зв'язки, але одна з них утворена за донорно-акцепторним механізмом). Оскільки атоми азоту, кисню і фтору є сильно електронегативними, у з'єднаннях з участю можуть з'являтися додаткові зв'язки з донорно-акцепторному механізму, тобто. можуть утворюватися з'єднання типу (HF) n , (H 2 O) n
*
обмінним - кожен атом віддає по одному неспареному електрону в загальну електронну пару (тобто відбувається перенесення заряду між молекулами донора та акцептора без утворення між ними хімічного зв'язку), наприклад, у молекулі водню
(H * + * H = H:H), у з'єднанні (H 3 C + CH 3 → H 3 C :
CH 3) або в молекулі хлору Cl 2
Примітки:
1
. У загальному випадку терміни "донорно-акцепторний зв'язок" або "координаційний зв'язок" некоректні: це не особливі види зв'язку, а модель, що описує особливості її утворення
2
. Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку відрізняється від обмінного лише походженням загальної електронної пари, що бере участь у освіті хімічного зв'язку. Взаємодія індукційна- здійснюється між постійним та наведеним (індукованим) диполем
Взаємодії міжмолекулярні- взаємодія молекул між собою, що не призводить до розриву існуючих чи утворення нових хімічних зв'язків. Від такої взаємодії залежить багато структурних та інших властивостей речовин Взаємодія орієнтаційна- здійснюється між молекулами, які є постійними диполями Внутрішнє обертання- обертання фрагментів молекули відносно один одного навколо простий хімічного зв'язку, що з'єднує їх (на відміну від простого зв'язку обертання навколо подвійних зв'язків неможливе, оскільки це викличе руйнування пі-орбіталей) Гетеровалентність / валентність іонна / електровалентність- міра здатності атома до утворення іонних хімічних зв'язків, що виникають за рахунок електростатичної взаємодії іонів, які утворюються при [майже] повному переході електронів одного атома до іншого. Вона дорівнює числу електронів, які атом віддав або отримав від іншого атома (вона збігається із зарядом відповідного іона) Гетероліз- розрив хімічного зв'язку, у якому електронна пара, здійснює зв'язок, залишається в однієї з атомів (при цьому, зазвичай, утворюються іони). Гетероліз енергетично (на 300-650 кДж/моль) менш вигідний, ніж гомолізГібридизація- явище вирівнювання енергії атомних орбіталей із одночасним зміною їх форми. При гібридизації атомні орбіталі можуть перекриватися вздовж осі, що з'єднує ядра атомів, перпендикулярно до цієї осі або в паралельних площинах (при повному збігу форм d-орбіталей). При утворенні ковалентного зв'язку відбувається гібридизація атомних орбіталей зі зміною форми та енергії орбіталей для більш ефективного їх перекривання. Гіперкон'югація- один із видів сполучення простих та кратних хімічних зв'язків зі стабілізацією частково заповненої або вільної орбіталі за рахунок її перекривання із заповненою сполучною орбіталлю Гомоліз- розрив хімічного зв'язку, у якому електронна пара, здійснює зв'язок, розділяється між утворюються фрагментами (вільними радикалами), тобто. у кожного залишається один зв'язуючий електрон. Гомоліз енергетично (на 300-650 кДж/моль) вигідніший, ніж гетеролізГрупа зв'язків- Сукупність двох або більшого числа зв'язків, що розглядаються спільно (наприклад, група зв'язків у молекулі). Вона може бути охарактеризована:
- кутами між зв'язками
- Дипольним моментом
- сумарною енергією всіх зв'язків Делокалізація носіїв заряду- звільнення носія заряду від певного атома чи групи атомів. У цьому випадку носії зарядів можуть вільно переміщатися по всій речовині під дією різниці потенціалів (наприклад, при ковалентному або металевому хімічному зв'язку) Диполь- Електрично нейтральна система з двох рівних, але протилежних за знаком, зарядів. Зазвичай він виникає внаслідок усунення електронної пари до одного з ядер, внаслідок чого проявляється дипольний момент, що вимірюється в кулон-метрах (Кл∙м) або в дебаях (D):
1D = 0.333 .
10 -29 Кл .
м Довжина диполя- величина усунення центрів позитивного та негативного зарядів. Довжина диполя для окремого зв'язку завжди менша за довжину зв'язку Довжина зв'язку(1 пм = 10 -12 м) – відстань між ядрами сусідніх хімічно зв'язаних атомів, при якому енергія системи мінімальна. Довжина зв'язку збільшується із зростанням атомного номера елемента. При збільшенні кратностізв'язку її довжина зменшується, а енергія зв'язку - збільшується, а за однакової кратності - що менше довжина, то більше вписувалося енергія зв'язку. У загальному випадку довжина хімічного зв'язку менша за суму радіусів атомів за рахунок перекривання електронних хмар. Приклади довжин зв'язку в різних видах атомів вуглецю дорівнює:
(С-С) – 0.154 нм
(С=С) – 0.134 нм
(С≡С) - 0.120 нм
Найкоротший зв'язок між атомами водню і дейтерію в молекулі HD (0.074 нм). Довжина зв'язку залежить також від гібридизації (http://hybridation.ru/influence.htm), наприклад, для зв'язку (С-Н) вона дорівнює (нм):
- при р-гібридизації (для радикалу CH) – 0.1120
- при sp 3 -гібридизації (для метану CH 4) - 0.1090
- при sp 2 -гібридизації (для етилену C 2 H 4) - 0.1069
- при sp-гібридизації (для ацетилену C 2 H 2) - 0.1060
Для тих самих атомів довжина донорно-акцепторных зв'язків більше ковалентних. Залежно від валентного стану атомів, що беруть участь у освіті сигма-зв'язку, довжина її різна Донор- частка (атом, іон або молекула), що надає свою електронну пару для освіти ковалентноїабо координаційноїзв'язку Одиниця валентності- Один хімічний зв'язок. Загальна кількість одиниць валентності у поєднанні дорівнює добутку значення валентності елемента на число його атомів. Наприклад, для з'єднання (P V 2 O II 5) загальна кількість одиниць валентності дорівнює 10 (для фосфору: 2*5=10 та для кисню: 5*2=10) Жорсткість молекули- напіврізність значення першого потенціалу іонізації атома та першого значення спорідненості до електрона. Валентні електрони відіграють головну роль у ступені жорсткості молекул Жорсткість зв'язку- опірність її зовнішнім впливам, що призводять до зміни довжини зв'язку Заряд атома ефективний:
- Різниця між числом електронів, що належать даному атому в хімічному з'єднанні, і числом електронів вільного атома
- заряд, що отримується атомом внаслідок зміщення електронної пари до одного із взаємодіючих ядер
- сумарний його заряд, що виникає у безпосередній близькості від ядра після утворення хімічного зв'язку
Так як атом більш електронегативного елемента сильніше притягує електрони, вони виявляються ближчими до нього і він отримує деякий додатковий негативний заряд, званий ефективнима у зв'язаного атома з'являється рівний за величиною позитивний заряд. При однаковій належності електронів обом атомам ефективні заряди дорівнюють нулю (наприклад, в іонних сполуках ефективні заряди збігаються із зарядами іонів, а для всіх інших частинок вони мають проміжні значення).
З'єднання з ефективним зарядом атома більше 2 відсутні (зазвичай ефективні заряди значно менше ступенів окиснення). У сполуках одного й того атома його ефективний заряд падає зі збільшенням ступеня окислення (наприклад: Cr +2 Cl 2 - Cr +3 Cl 3 - K 2 Cr +6 O 4), тобто. зі збільшенням формальної валентності збільшується частка ковалентного зв'язку (це зумовлено зменшенням полярності зв'язків у міру збільшення їх числа). Від знаків ефективних зарядів атомів залежить характер полярності хімічного зв'язку, що утворюється. Іонність зв'язкуможе бути визначена за допомогою енергетичних характеристик атомів молекул. Найбільша іонність зв'язку проявляється у фторидах та хлоридах s-елементів. Ідеального (100%-ного) іонного зв'язку практично немає: навіть у іонних сполуках немає повного переходу електронів від однієї атома до іншого (електрони частково залишаються у загальному користуванні). Деформація електронної оболонки призводить до зниження ступеня іонності зв'язку та перетворення її на полярний ковалентний зв'язок. Наприклад, при вимірі дипольного моменту молекули хлороводню (HCl) було встановлено, що атом водню має позитивний заряд 0.2 частки заряду електрона (атом хлору має аналогічний негативний заряд). Отже, зв'язок H-Cl на 20% має іонний характер. Для порівняння: у хлориду натрію (NaCl) зв'язок на 90% іонний, а ступінь іонності зв'язку в молекулі дорівнює 2.1%. Зі збільшенням іонності зв'язку електронне оточення набуває більш сферичної симетрії, а дисоціація молекул сильніше виражена. Іонність зв'язку дуже залежить від будови молекул. Значення реальних зарядів іонів залежить від ступеня іонності зв'язку Ковалентність:
- дорівнює сумі кратностей ковалентних зв'язків, утворених цим атомом
- дорівнює сумі зв'язків, що виникають за рахунок усуспільнення електронних пар
- міра здатності атома до утворення ковалентних хімічних зв'язків, що виникають за рахунок двох (по одному від кожного атома) електронів
Зазвичай вона набуває значення від одиниці до максимального значення, що дорівнює номеру їх групи. Наприклад, у елементів II періоду ковалентність дорівнює чотирьом (що мають одну s- і три p- орбіталі). Ковалентність і електровалентність - дві крайності в хімічному зв'язку Наочно ковалентність зв'язку проявляється в молекулах фториду CsF, у якого приблизно 93% часу електрони передаються від Cs до F, а решта (7%) електрони, що зв'язують, належать атомам обох елементів (тобто зв'язок) ковалентна на 7%) (http://www.knigi.dissers.ru/books/1/4332-7.php)
Валютні коливання- коливання зв'язаних атомів вздовж напряму зв'язку. Вони можуть бути:
- симетричними ( о → о ← о)
- антисиметричними ( о → о → о)Коливання деформаційні- коливання атомів, у яких змінюються кути між зв'язками ( о-♂-о)Колегація- синонім "обмінного механізму" Констеляція/конформація:
- стани атомів або їх угруповань молекули певної конфігурації з різними відстанями між незв'язаними атомами, що переходять один в одного лише внаслідок обертання навколо ординарних зв'язків
- довільне розташування ядерного кістяка молекули в просторі в даний момент часу Координація- утримування лігандіву центрального атома з допомогою утворення координаційних хімічних зв'язків. Наприклад, координація з'єднання (NCS) може здійснюватися через атом азоту N або через атом сірки S [при координації через атом сірки збільшується кратність зв'язку (C-N), а зв'язок (C-S) наближається до ординарної] Кратність зв'язку:
- кількість узагальнених електронних пар, які беруть участь у освіті хімічних зв'язків
- дорівнює половині різниці числа електронів на зв'язуючих і числа електронів на орбіталях, що розпушують
Чим вище кратність, тим міцніше атоми пов'язані один з одним (довжина зв'язку зменшується), а енергія зв'язку більша. Приклади ковалентного зв'язку різної кратності: одинарний (F-F), подвійний (O=O), потрійний (N≡N), а четверний ковалентний зв'язок виникає при взаємодії неподіленої пари електронів молекули NH 3 зі вільною орбіталлю іона Н + (2-електронна атомна хмара) атома азоту перетворюється на 2-електронне молекулярне - заряд іона Н + ділокалізується між усіма атомами). Наприклад, кратність зв'язку в молекулі кисню дорівнює двом (на його орбіталях, що зв'язують, орбіталях знаходяться 8, а на розпушувальних - 4 електрона зовнішнього шару. Ще приклад кратностей зв'язків:
- одинарний (сигма-) зв'язок: H 3 C-CH 3 (у етану)
- подвійний (пі- та сигма-) зв'язок: H 2 C=CH 2 (у етилену)
- потрійний (дві пі- та одна сигма-) зв'язок: H-C≡C-H (у ацетилену)
Примітки:
1
. Кратність зв'язку, що дорівнює нулю, означає, що така молекула за нормальних умов не існує. Для прикладу можна навести псевдомолекули Be 2 (у якої 4 електрони розташовані попарно на орбіталях, що розпушує і зв'язує) або Ne 2 (у якої всі орбіталі, що розпушують, зайняті електронами)
2
. У методі валентних зв'язків кратність (полярність) зв'язку визначається числом загальних електронних пар, а у методі молекулярних орбіталей - числом електронів, що зв'язують
3
. Кратність зв'язку в сполучених системах не є цілою величиною. Зі збільшенням кратності зв'язку енергія відштовхування атомів зростає
4
. Оскільки атом Cl має невикористані електронні пари та вакантні. 3dорбіталі, при утворенні зв'язку він може виступати як акцептором, так і донором, і його реальна кратність зв'язку в молекулі Cl 2 дорівнює 1.2 (див. Механізм дативний)
5
. Валентність може бути представлена сумою кратностей зв'язків, що утворюються даним атомом. Валентність атомів залежить не тільки від кількості неспарених електронів, а й від наявності вакантних орбіталей та неподілених електронних пар
Локалізація носіїв заряду- "прив'язка" носія заряду до певного атома або групи атомів, наприклад, при утворенні ковалентного хімічного зв'язку Метод валентних зв'язків/схем(або локалізованих електронних пар) - у ньому розглядаються три механізми утворення ковалентних зв'язків: дативний, донорно-акцепторний та обмінний. Наприклад, за обмінним механізмом відбувається утворення хімічного зв'язку двома неспареними електронами з антипаралельними спинами типу ( H + Cl↓ → H↓Cl), тобто. ковалентний зв'язок розглядається як двоцентроваі двоелектронна(пара електронів розглядається як узагальнена та локалізована у просторі між атомами (електронна щільність зосереджена у просторі між ядрами атомів, утримуючи їх)).
Утворення ковалентного зв'язку супроводжується перекриттям валентних орбіталей атомів, що взаємодіють (щільність перекриття тим більше, чим менше відстань між ядрами). Ковалентний зв'язок характерний, наприклад, для молекул Н :
Н, Н :
С та ін). Число елементарних хімічних зв'язків, які здатні утворювати атом або іон, дорівнює його валентності. Цей метод наочний, хоч і не в змозі пояснити магнітні властивості молекул, але з його допомогою можна передбачити валентні можливості атомів і геометрію молекули, що утворюється. Метод молекулярних орбіталей- використовує уявлення про молекулярну орбіталь, показуючи розподіл електронної щільності в молекулі. Молекула сприймається як єдина система з ядер та електронів. Вважається, що молекулярні орбіталі утворюються додаванням і відніманням атомних орбіталей (число молекулярних орбіталей, що утворюються, дорівнює числу беруть участь у поєднанні атомних орбіталей). Результуюча молекулярна орбіталь має нижчу енергію порівняно з вихідними атомними орбіталями (наприклад, двох атомів водню, що невзаємодіють (1s 1 і 1s 2).
При його використанні хімічний зв'язок розглядається як багатоцентроваі багатоелектронна, А молекулярні орбіталі повернені на 90 відносно міжядерної осі. Електрони в молекулі характеризуються власним набором квантових чисел, а розподіл електронів за молекулярними орбіталями підпорядковується принципу Паулі, принципом найменшої енергіїі правилу Хунда. Порядок (кратність) зв'язку в методі молекулярних орбіталей визначається напіврізністю числа електронів, що зв'язують і розпушують (наприклад, при нульовій кратності зв'язку молекули водню і гелію не утворюються) Міграція- перенесення атома або групи в ході молекулярного перегрупування (або переміщення зв'язку в нове положення тієї самої молекули). При переміщенні кратного зв'язку відбувається її перехід з одного атома в ланцюжку вуглеводнів на інший, наприклад:
C-C-C-C =
C ... → C-C-C =
C-C ...
Переміщення кратних зв'язків характерне для процесів депротонування Механізм дативний- Різновид донорно-акцепторної взаємодії. Найбільш наочний його прояв - утворення зв'язку в молекулі Cl2 при взаємодії двох атомів хлору Механізм донорно-акцепторний/координаційний- виявляється у разі утворення ковалентного зв'язку за рахунок передачі неподіленої електронної пари від донора до акцептора, наприклад:
(:
H) - + про H + → H :
H
де аніон ( :
H) - - виступає донором електронної пари, а катіон Н + - акцептором її (надає вільну орбіталь)
Цей механізм характерний для утворення зв'язків між центральним атомом та лігандами комплексних сполук (наприклад, у солі K 3 атом Fe надає 6 вільних валентних орбіталей, на які передаються пари електронів від атомів вуглецю груп CN).
Приклад зв'язку (у молекулі азотної кислоти), утвореної за донорно-акцепторним механізмом (позначена стрілкою) H-O-N=O ↓ O Механізм обмінний/рівноцінний- проявляється у разі усуспільнення електронів двох нейтральних атомів (кожен атом віддає по одному неспареному електрону у загальну електронну пару), наприклад, при утворенні молекули водню:
H + H → H :
H Момент молекули дипольний- характеризує розташування зарядів у молекулі. Цей момент тим більше, чим менш симетрично розташовані заряди (полярних та функціональних груп, окремих атомів та іонів) у молекулі. Дипольний момент молекул виникає також при дії зовнішнього електричного поля внаслідок усунення електронних оболонок атомів (тобто через розбіжність центрів позитивного та негативного зарядів): виникає електричний диполь. Величина наведеного дипольного моменту пропорційна силі, що діє електричні заряди. Навіть якщо окремі зв'язки у молекулі полярні, дипольний момент симетричних молекул дорівнює нулю, а багатоатомній молекулі - дорівнює векторної сумі дипольних моментів окремих зв'язків. На величину дипольного моменту молекули впливають магнітні поля орбіталей, що містять неподілені електрони. Дипольний момент молекул сильно впливає енергію міжмолекулярного взаємодії. Дипольний момент складної (що містить понад два атоми) молекули залежить як від полярності зв'язків, так і від її геометрії Момент зв'язку дипольний- характеризує міру полярності зв'язку. Він дорівнює добутку величини заряду (q), що виник між атомами при утворенні зв'язку, на довжину диполя (відстань між ними): ( m = q*l). Дипольний момент зв'язку може бути як постійним, і індукованим (наведеним). Він є векторною величиною і у разі багатоатомних молекул його значення залежить від наявності полярних зв'язків, їх числа та спрямованості. Для придбання дипольного моменту крім полярності зв'язку потрібно відповідне розташування в просторі. Дипольні моменти зв'язків можуть посилювати чи послаблювати одне одного. У полярного зв'язку дипольний момент значно відрізняється від нуля. Дипольний момент зв'язку відрізняєтьсявід дипольного моменту молекули (у молекулі можуть бути кілька зв'язків, дипольні моменти яких сумуються за правилом вектрів). Наприклад, у високосиметричної молекули метану (CH 4) векторна сума дипольних моментів зв'язків дорівнює нулю, а полярна молекула HCl утворена перекриттям s- та p-електронних хмар атомів:
Спрямованість зв'язку- обумовлена просторовим розташуванням атомів у багатоатомних частках (радикалах, молекулах, іонах) та немолекулярних хімічних сполуках (наприклад, кристалах). Зазвичай її пов'язують із гібридизацією атомних орбіталей та з поняттям валентного кута. Спрямованість ковалентних зв'язків формується у напрямку максимального перекривання електронних орбіталей, що утворюють загальну пару електронів (тобто показує напрямок зміщення електронної щільності зв'язку: зазвичай від менш електронегативного до більш негативного атома). Форма зв'язку залежить від форми орбіталей. Вона зумовлює явище ізомеріїі визначає [кристал] хімічна будова речовини. Якщо перекривання s-хмар відбувається вздовж лінії, що з'єднує взаємодіючі ядра атомів, ковалентний зв'язок, що виникає, називається сигма-зв'язком. Наприклад, при утворенні молекули фтороводню (HF) відбувається перекриття s-хмари атома водню (Н) з р-хмарою атома фтору (F) Насичуваність зв'язку- властивість атомів утворювати лише суворо певну кількість електронних пар при ковалентному типі зв'язку (кількість утворених атомом зв'язків обмежена кількістю його зовнішніх атомних орбіталей: одноелектронних, вільних, двоелектронних). Насичуваність зв'язку зумовлена утворенням електронних пар. Насичення як властивість ковалентного зв'язку означає також, що якщо атом має деяку кількість неспарених електронів, то всі вони повинні брати участь в утворенні ковалентних зв'язків. Насичуваність зв'язків забезпечує постійний склад молекул і визначає поняття "валентність". Внаслідок насичуваності молекули мають строго певний склад, наприклад: H 2 O, NH 3 та ін. Насичення зв'язку- явище відштовхування атомів у ковалентному зв'язку для триплетногостани атомів (з паралельними спинами). Наприклад, молекула водню може складатися тільки з двох атомів, так як третій атом водню не може утворити зв'язок з молекулою, інакше спин виявиться паралельним одному зі спинів електронів у складі молекули. Насичення хімічних зв'язків підпорядковується забороні Паулі. За відсутності на зовнішній оболонці атомів неспарених електронів приєднання інших атомів з утворенням хімічного зв'язку неможливе, оскільки сталося насичення зв'язку Нуклеофіл (нуклеофільна частка) - частка, що має неподілену пару електронів, яка може бути використана для утворення нового ковалентного зв'язку. Нуклеофіл не обов'язково є негативним іоном. Наприклад, молекула аміаку має при атомі азоту неподілену електронну пару і є нуклеофілом, будучи водночас електронейтральною. Один зв'язок- загальна пара пов'язаних електронів Орбіталь локалізована- хвильова функція, що описує стан електронів, що утворюють зв'язок (делокалізовані орбіталі можуть належати двом або більшому числу зв'язків або одного зв'язку та атому з р-орбіталлю)
Примітки:
1
. На молекулярній орбіталі, що зв'язує, енергія електрона нижче, ніж вона була в атомі на відповідній атомній орбіталі, в результаті цього досягається як виграш в енергії, так і зміцнення зв'язку між атомами
2
. На молекулі, що розпушує, орбіталі енергія електрона вище, ніж вона була в атомі на відповідній атомній орбіталі, тому перехід з атомної на молекулярну орбіталь пов'язаний з витратами енергії і зв'язок не виникає або вона розпушується
3
. Електрони s-орбіталей можуть брати участь тільки в сигма-зв'язуванні, електрони p-орбіталей - у пі- та сигма-зв'язуванні, а d-електрони - у дельта-, пі- та сигма-зв'язуванні Вісь зв'язку- Пряма, що з'єднує ядра взаємодіючих атомів Пара електронна неподілена (незв'язуюча) - пара електронів, що належить одному атому, що заповнює гібридні орбіталі, але не бере участі в утворенні зв'язку (у разі, коли число гібридних орбіталей більше за число зв'язаних атомів). Така пара займає велику область простору в порівнянні з областю, що займає сполучною електронною парою Пара електронна поділена- два електрони (по одному від кожного атома), що беруть участь у хімічному зв'язку Рухомість електронів- Залежить від відстані їх до ядра (електрони тим рухоміше, чим далі знаходяться від ядра) Полімер гідратний- виникає в результаті зростання води полярності валентних зв'язків, при цьому поділені електронні пари наближаються до атомів кисню, а неподілені електронні пари в міру збільшення міцності водневих зв'язків віддаляються від атома кисню. При вирівнюванні станів усіх чотирьох електронних пар атома кисню відбувається sp 3 - гібридизаціяїх орбіталей. В результаті властивості водневих та валентних зв'язків стають однаковими і між ними утворюється міцний гідратний зв'язок.
В утвореному з'єднанні у воді утворюється міцна тетраедрична сітка з іонів кисню, кожен з яких пов'язаний гідратнимизв'язками із чотирма сусідніми. В результаті вода перетворюється на жорстке тверде тіло, а сам процес такого "затвердіння" води називається гідратною полімеризацією. Гідратний полімер схожий
-
атомне тіло (тому що його елементарними частинками є атоми, скріплені міцними та жорсткими хімічними зв'язками)
-
іонне тіло (тому що його атоми іонізовані та пов'язані електростатичними силами)
-
металеве тіло (бо протон є елементарною зарядженою частинкою) Полімеризація гідратна- щось середнє між атомною, іонною та металевою полімеризаціями. Найпростішим і найменш міцним гідратним полімером є звичайний лід: у ньому немає повної гібридизації валентних і водневихзв'язків, т.к. через відсутність молекул наповнювачів повністю не усунуто дію дисперсійноговзаємодії Поляризація- явище усунення електричних зарядів у молекулі внаслідок зовнішніх впливів. При поляризації хімічного зв'язку відбувається зміщення електронної густини, що зв'язує молекулярні орбіталі ковалентного зв'язку, у бік електронегативного атома. В результаті поляризації подвійного зв'язку молекула набуває структури диполя. Властивості іонних сполук залежать від взаємної поляризації іонів, що входять до їх складу. Ступінь поляризації зв'язку в процесі реакції залежить від реагентів або розчинника, в якому відбувається реакція (ступінь поляризації характеризується дипольним моментом) Поляризація молекули(Статична) - взаємний вплив сусідніх атомів у молекулі. Вона визначає електронну щільність у молекулі і дуже впливає на реакційну здатність сполуки. Молекулам характерним є і взаємний вплив атомів, не пов'язаних один з одним, що призводить до зміщення електронних щільностей, внаслідок чого виникають індукційний (пов'язаний з індуктивним впливом) або мезомерний ефект. Поляризованість зв'язку- здатність зв'язку ставати полярною (або змінювати величину полярності) внаслідок на молекулу зовнішнього електричного поля чи інших впливів. Вона викликана усуненням електронів зв'язку (або іншої реагуючої частинки). Поляризуемость залежить від будови електронної оболонки, заряду та розміру частинок (атомів, іонів і молекул) і визначається рухливістю електронів (що вони далі розташовані від ядра, тим вони рухливіші) та їх числом. Поляризованість іонів проявляється одночасно з їхньою поляризуючою дією (процес поляризації є двостороннім).
Ступінь поляризації може бути:
-
мінімальної – у іонів з електронною конфігурацією інертного газу
-
проміжної - у іонів із незавершеною d-оболонкою (тобто мають від 9 до 17 електронів на зовнішній оболонці)
-
максимальної - у іонів, що мають на зовнішній оболонці 18 (або 18+2) електронів
Примітки:
1
. За здатністю поляризуватися частинки поділяють на "м'які" (або легкополяризовані: великі за розмірами частинки з більшим числом електронів) і "жорсткі" (або малополяризовані), причому їхня поляризація залежить від розмірів і числа електронів (http://diss.seluk.ru /m-himiya/1023668-1-in-zagurskaya...)
2
. Реакційна здатність молекул по відношенню до полярних реагентів залежить від полярностіі поляризованостіковалентних зв'язків Поляризованість частинок- Зміщення електронної щільності в атомах, іонах та молекулах щодо атомних ядер частинок під дією зовнішнього електричного поля. Це призводить до утворення наведеного електричного дипольного моменту, що зникає при знятті зовнішнього електричного поля.
Полярність зв'язку- Викликана нерівномірним розподілом електронної щільності між атомами з різною електронегативністю (залежить від положення узагальненої електронної пари по відношенню до зв'язаних атомів). При рівновіддаленому розташуванні узагальненої пари електронів від ядер атомів хімічної сполуки зв'язок є неполярний(наприклад, в молекулі хлору Cl 2 ), інакше - полярний(Наприклад, в молекулі NaCl). Полярність зв'язку характеризується різницею електронегативностей атомів та її оцінюють. іонністюзв'язку або величиною дипольного моменту(у Дебаях): що більше величина дипольного моменту, то більше вписувалося полярність зв'язку. Дипольний момент з'єднань з іонним зв'язком вище, ніж у координаційних або ковалентних зв'язків.
(фрагмент з http://himege.ru/хімічний-зв'язок-ковалентний-полярн/слайд9/)
Наприклад, у ряді кислот HF - HCl - HBr - HI полярність зв'язку зменшується, а довжина зв'язку збільшується (сила кислот збільшується внаслідок збільшення розмірів галогенід-іону) Порядок зв'язку- дорівнює частці від поділу різниці числа електронів на зв'язуючих і розпушують молекулярних орбіталей до взаємодіючих атомів [в двоатомних частинкахпорядок зв'язку дорівнює напіврізниці між числом електронів на орбіталях, що зв'язують і розпушують, а порядок ковалентного зв'язку дорівнює відношенню валентності до координаційного числа]. Величина порядку зв'язку прямо пропорційна міцності зв'язку: що стоїть порядок зв'язку, то більше вписувалося енергія зв'язку і менше її довжина. Порядок зв'язку зазвичай лежить у межах від 1 до 3, і - на відміну від кратностізв'язку - може бути і дробовим (нецілочисленним), у тому числі в молекулярних орбіталях (наприклад, 1/2, 1, 3/2, 2, 5/2,3). Дробний порядок проявляється у пов'язаноїсистемі у разі делокалізації електронів між кількома ядрами атомів (тобто. він характерний для багатоцентрових зв'язків, наприклад, у комплексних сполуках).
При нульовому порядку зв'язок не виникає (для виникнення молекули або багатоатомної системи необхідно, щоб заселеність електронами сполучної молекулярної орбіталі була більша, ніж заселеність розпушувальних молекулярних орбіталей). Для цілих значень (1, 2 і 3) порядок і кратність зв'язку збігаються, але для дробових порядків вони не рівні. Чим вище порядок зв'язку, тим більше електронів задіяно у зв'язку, і тим важче її розірвати (енергія потрійного зв'язку НС≡СН (962 кДж/моль) більше енергії подвійного зв'язку Н 2 С=СН 2 (712 кДж/моль) і перевищує енергію одинарного зв'язку Н 3 С-СН 3 (369 кДж/моль) Наприклад, молекула азоту має міцний потрійний зв'язок (945.3 кДж/моль). Порядок зв'язку (приклади):
*
нульовий: (теоретично) у молекули берилію (Ве 2) - число електронів, що зв'язують і розпушують, повинні бути рівні. Двохатомна молекула гелію (He 2) також не може існувати, так як наявні 4 електрони двох атомів повинні розташуватися попарно на розпушуючоюі зв'язуючоюорбіталях, що відповідає нульової кратностізв'язку
*
дробовий(Нецілочисленний):
1 / 2
- у стійкому іоні гелію He - 2 , що володіє парамагнітними властивостями)
4 / 3
- у молекулі хлориду алюмінію AlCl 3 , у якого кожен із трьох зв'язків утворений одним електроном металу та одним електроном галогену
3 / 2
(1.5) - в іоні (Про 2+) або в молекулі азотної кислоти (HNO 3)
5 / 2
(2.5) - у молекулі оксиду NO
*
цілісний:
2
- у молекулі кисню O 2 [(6 - 2) : 2 = 2]
3
- у молекулі ацетилену Н-С≡С-Н (потрійний зв'язок з трьома узагальненими парами електронів) та азоту N≡N
Примітка.
1
. У молекулі хлориду алюмінію AlCl 3 на зовнішньому рівні немає неподілених електронних пар): всі три орбіталі, що беруть участь у освіті зв'язків, гібридизуються в плоску трикутну sp 2 - молекулу, а орбіталі атомів хлору, що утворюють лише один зв'язок, залишаються негібридизованими (порожній p-орбіталь алюмінію координується з неподіленими парами p-електронів хлору)
2
. У хімічних сполуках, в яких середня кількість електронів, що зв'язують кожну пару атомних ядер, не дорівнює двом, хімічні зв'язки, що виникають, можуть мати різну кратність:
- менше одиниці (у сполуках із дефіцитом електронів)
- більше одиниці (у з'єднаннях з кратнимизв'язками)
- бути дробовою (наприклад, у з'єднанні Al 2 Cl 3)
Постійна силова- сила, необхідна зміщення атома в молекулі з рівноважного становища. Вона характеризує "жорсткість" хімічного зв'язку між атомами молекули. Правило октету- Прагнення атомів до утворення стійкої електронної конфігурації. Воно найбільш яскраво проявляється в іонному та ковалентному зв'язках. Пробіл електронний- атом, який має можливість приєднання неподіленої електронної пари при утворенні координаційного зв'язку Міцність зв'язку[кДж/моль] – безпосередньо залежить від її полярності. Мірою міцності зв'язку у поєднанні служить ентальпія утворення зв'язку (інакше - мірою міцності зв'язку є кількість енергії, що витрачається на її розрив). Міцність зв'язку визначається як її довжиною та енергією, так і ступенем перекривання атомних орбіталей атомів, що взаємодіють. Міцність іонного зв'язку залежить від потенційної енергії взаємодії іонів
Примітки:
1
. Найміцніший хімічний зв'язок - у молекулі CO (1075 кДж/моль). При розриві хімічного зв'язку зазвичай утворюються атоми та вільні радикали чи іони. Наприклад, у вуглеводнях при нагріванні в першу чергу розриваються найменш міцні "C-C"-зв'язки, потім більш міцні "C-H"-зв'язки
2
. Для визначення зв'язків, що розриваються в результаті хімічної реакції, широко використовуються радіоактивні ізотопи ("мічені атоми")
3
. Слід зазначити, що хімічні зв'язки дейтерію (D-O) і тритію (T-O) з киснем міцніше зв'язку водню (H-O) Радіус атома ковалентний- половина довжини ковалентного зв'язку в симетричній молекулі (між двома однаковими атомами, наприклад, Н-Н) Розрив зв'язків.
При перебігу реакції за участю активованого комплексу можливі два варіанти розриву ковалентних зв'язків:
- гетеролітичний / іонний розрив сильно полярних зв'язків, що легко поляризуються, при якому відбувається перехід сполучної електронної пари тільки до одного з фрагментів з утворенням іонів: CH 3 I → CH 3 + (катіон) + :I - (аніон)
- гомолітичний/радикальний розрив неполярних або малополярних зв'язків, при якому роз'єднується сполучна електронна пара і кожен із фрагментів містить один незв'язуючий електрон, утворюючи радикали, наприклад: CH 4 → CH 3 * + * H
При розриві хімічних зв'язків виникають ненасичені валентності у вигляді вільних радикалів
Примітки:
1
. У ряді реакцій витрати енергії на розрив хімічного зв'язку частково компенсуються вивільненням енергії внаслідок одночасного утворення нового зв'язку з одним із продуктів розпаду
2
. Гідропероксиди (з'єднання, що містять групу "O-OH") можуть руйнуватися за двома паралельними напрямками: гомолітично (з утворенням вільних радикалів) та гетеролітично (з утворенням молекулярних продуктів)
3
. Для розриву хімічних зв'язків необхідні витрати енергії ззовні, тоді як утворення нових хімічних зв'язків супроводжується виділенням енергії (зазвичай теплоти). Результуючий тепловий ефект хімічної реакції дорівнює різниці енергії, що виділяється при утворенні зв'язків, та енергії, витраченої на розрив зв'язків Реакції асоціації- Реакції, в яких відбувається утворення нових зв'язків. До них відносять фазові перетворення, (гідратації/сольватації) іонів та радикалів у розчинах, реакції рекомбінації (іонів та радикалів) та ін. Релаксація хімічна- релаксація, обумовлена розпадом, відновленням та перегрупуванням хімічних зв'язків. Вона легко протікає під впливом каталізаторів(Δ) дельта-зв'язок- ковалентний зв'язок, що виникає при перекриванні всіх 4-х пелюсток d-орбіталей, розташованих у паралельних площинах (розташовані симетрично до площини, перпендикулярної лінії зв'язку) Такий зв'язок утворюється лише між певними типами орбіталей (можуть утворюватися d-d, d-f, f-f її різновиди) і енергія такого зв'язку мінімальна (енергія дельта-зв'язку дорівнює приблизно 14% повної енергії зв'язку). Найменш міцні – дельта-зв'язки, найбільш міцні – сигма-зв'язки. Схема перекривання d-орбіталей (http://physic.kemsu.ru/pub/library/learn_pos/Udin_ModelChemSoed/HTML/soder/4_3_1.htm):
(π) пі-зв'язок- ковалентний зв'язок, що утворюється при бічному (перпендикулярно до осей, що зв'язує ядра атомів) перекриванні негібридних p-атомних орбіталей (інакше - зв'язок утворюється при перекриванні атомних орбіталей поза лінією, що з'єднує ядра атомів). Пі-зв'язок зазвичай виникає між атомами, вже з'єднаними сигма-зв'язком, утворюючи при цьому подвійні та потрійні зв'язки. Такий зв'язок тільки доповнює сигма-зв'язок у подвійному або потрійному зв'язку (енергія пі-зв'язку менше енергії дельта-зв'язку, тому подвійні та потрійні зв'язки легше схильні до розриву).
Різні випадки перекриття електронних хмар (за Н.Л. Глінкою): 
a)і б)- позитивне перекривання
в)- негативне
г)- перекривання, що дорівнює нулю
Випадки б) та в) - освіта пі-зв'язкуСхеми утворення пі-зв'язку
(по https://spravochnick.ru/himiya/atomnye_i_molekulyarnye_orbitali/...): 
(σ) сигма-зв'язок- ковалентний зв'язок, що утворюється при осьовому (вздовж осі, що з'єднує ядра атомів, що зв'язуються) перекриванні атомних (s-, p- і гібридних) орбіталей. Між парою атомів може лише одна сигма-зв'язок (сюди належить одинарний зв'язок). Максимальна електронна щільність такого зв'язку знаходиться у міжядерному просторі. Сигма-зв'язок міцніший за пі-зв'язок, хоча поляризуемість пі-зв'язку значно вища. Максимально можлива кількість сигма-зв'язків визначає координаційну кількість комплексоутворювача. Розташування орбіталей сигма-зв'язку молекули азоту (N 2) - (рис. із книги Хомченко Г.П. Неорганічна хімія.- М.: Хімія, 1978.-448 с.); дод. - Див. Рис. до статті "Момент зв'язку дипольний":
Зв'язок 2-центровий- такий 2-електронний ковалентний зв'язок виникає в результаті спарювання електронів з протилежними спинами, що належать різним атомам. Вона зазвичай утворюється одним або двома електронами (як у двоелементних молекулах: HCl, H2O, NH3 та ін.). Якщо зв'язок містить два електрони з різними спинами на загальній орбіталі двох атомів, вона є ковалентною. Двоцентрові зв'язки мають велику енергію зв'язку Зв'язки 2-центрові 2-електронні- ковалентні зв'язки, що виникають при взаємодії зайнятої одним електроном валентної орбіталі центрального атома із зайнятою неспареним електроном валентною орбіталлю ліганду. При цьому утворюється заповнена електронами зв'язувальна і вільна молекула, що розпушує, орбіталі. Для таких зв'язків характерні одинична кратність, стійкість та порівняно висока енергія зв'язку. Приклади з'єднань з 2-центровими 2-електронними зв'язками: ClF, PF 3 SF 2 та ін.
Примітки.
1
. Електронна щільність орбіталі, що розпушує, розташована за межами ядер (між ними вона дорівнює нулю)
2
. У комплексних з'єднаннях область простору, займана парою електронів, що зв'язує, зменшується зі збільшенням електронегативності ліганду і зі зменшенням електронегативності центрального атома-комплексоутворювача
3
. Можливий випадок, коли число неспарених електронів в основному стані атома менше кількості утворених ним 2-електронних 2-центрових зв'язків Зв'язки 2-електронні- присутні у 2- та 3-атомних молекулах. При утворенні 2-електронного зв'язку дві атомні орбіталі лінійно комбінуються так, що утворюються сполучна та розпушуюча молекулярні орбіталі. 2-електронний зв'язок може бути утворений при взаємодії:
- атомів, що мають по одному неспареному електрону
- Атомів (іонів), один з яких має на вихідній атомній орбіталі пару електронів, а інший - вакантну орбіталь.
Борани легко реагують з киснем, утворюючи продукти з 2-електронними 2-центровими зв'язками:
2B 4 H 10 + 11O 2 → 4B 2 O 3 + 10H 2 O
а в борані B 2 H 6 одночасно присутні два види електронних зв'язків:
- відкриті(B─B─B)
- закриті
(В─┬─В).
У
Розрив 2-електронного зв'язку може супроводжуватися як переходом електронів на атомні орбіталі різних атомів (при розриві електронної пари, що утворює зв'язок), так і без розриву електронної пари шляхом переходу обох електронів на атомну орбіталь одного з атомів (наприклад, при розпаді молекули водню на два атоми).
Приклад реакції утворення з'єднання з усіма 2-електронними зв'язками:
B 2 H 6 + 2K = K 2 B 2 H 6 (=ді_борат калію) Зв'язок 3-центровий- найпростіший багатоцентровий зв'язок, утворений загальними електронними парами, що належать трьом атомам. Вона може бути 2-, 4- або 6-електронною, при цьому одна орбіталь завжди зв'язує, одна - незв'язує, а третя - слабо зв'язує або слабо незв'язує. 3-центрові зв'язки можуть бути закритимиі відкритими(Молекули з 3-центровими зв'язками легше розпадаються на вільні радикали через слабші зв'язки). Наприклад, в азотній кислоті HNO 3 загальна електронна пара одночасно належить одному атому азоту і двом атомам кисню (тобто утворений зв'язок є трицентровий). Додатково - див. 
3-центрові молекулярні орбіталі при розщепленні утворюють незв'язуючу, розпушуючу та зв'язуючу атомні орбіталі. Зв'язки 3-центрові закриті- утворюються у разі попарного перекриття всіх трьох атомних орбіталей (з утворенням циклу). Такі зв'язки стабільні у разі наявності на молекулярних орбіталях трохи більше двох електронів. Приклад закритого 3-центрового 2-електронного зв'язку - у борані B 2 H 6: (B-B-B) Зв'язки 3-центрові відкриті- утворюються у разі якщо орбіталі двох із трьох атомів практично не перекриваються (наприклад, орбіталі двох крайніх атомів фтору в іоні FHF -). Такі зв'язки можуть містити до чотирьох електронів, два з яких розташовуються на орбіталі, що не зв'язує. Відкритий 3-центровий зв'язок може переходити до закритого у разі зближення крайніх атомів. Приклади відкритих 3-центрових 2-електронних зв'язків - у борані B 2 H 6: (B-B-B) та (H-B-H) Зв'язок атомний(гомеополярний, неіонний, парно-електронний) - зв'язок між двома атомами (наприклад, в молекулах H 2 , N 2), утворений за рахунок усуспільнення валентних електронів. Вона характерна як молекул простих речовин, так сполук атомів між собою. Наочно такий зв'язок проявляється у кристалах алмазу чи кремнію (весь кристал є як би одну велику молекулу) Зв'язок валентний- те саме, що "хімічний зв'язок". Властивості хімічного зв'язку визначаються не механізмом її утворення, а природою атомів, що взаємодіють. При утворенні валентного зв'язку між атомами відбувається взаємна компенсація спинів їх електронів: електронна пара, що при цьому утворюється, входить у зовнішній електронний рівень новостворюваної молекули. Атоми виявляють додаткові валентні можливості при утворенні зв'язків донорно-акцепторного механізму. Зв'язок здійснюється:
- валентними електронами зовнішнього рівня з s- І p- підрівнів s- І p- елементів
- валентними електронами d-підрівня переднього рівня та s-підрівня зовнішнього рівня d-Елементів Зв'язки Ван-дер-Ваальсови- слабкі міжмолекулярні зв'язки молекул, у яких хоча зовнішні оболонки всіх атомів заповнені [наприклад, молекулах азоту (N 2), хлору (Cl 2), аміаку (NH 3) і атомів інертних газів - He, Ne та інших.], але молекули зв'язуються одна з одною. Ці зв'язку засновані на кулонівських силах взаємодії між електронами та ядрами однієї молекули та ядрами та електронами іншої. Такі зв'язки виникають при поляризації молекул та при взаємодії двох наведених диполів. Атоми в рідинах і розчинах одночасно можуть бути пов'язані водневими, координаційними та Вандер-Ваальсовими зв'язками. Енергія Ван-дер-Ваальсового зв'язку менше водневого і приблизно в 10 разів слабше ковалентного (становить 2 - 20 кДж∙моль -1) Зв'язок водневий- хімічний зв'язок між позитивно поляризованим воднем однієї молекули та електронегативним атомом іншої або тієї ж молекули. Це специфічний різновид ковалентного зв'язку (проміжний зв'язок між валентним та невалентним типом міжатомної взаємодії, інакше - займає проміжне положення між ординарними зв'язками та ван-дер-ваальсовими взаємодіями). Водневі зв'язки присутні в багатьох хімічних сполуках і зазвичай виникають між атомами F, N і O (як найбільш електронегативних елементів) і рідше атомів Cl, S та інших неметалів з атомом водню, ковалентно пов'язаним з іншим електронегативним атомом. Обидві молекули поєднуються в комплекс, в якому є так званий водневий місток. Водневий зв'язок близький за енергією до міжмолекулярної взаємодії і характерний для систем, що містять групи-донори протонів (-OH, -NH 2 , -N-H та ін) і атоми або групи-акцептори протонів (O 2 , N 2 , галогени).
Водневий зв'язок - лінійний трицентровий (у її освіті беруть участь 3 атоми). В освіті водневого зв'язку беруть участь атомна 1s-орбіталь водню та 2p- Атомні орбіталі інших атомів, орієнтовані вздовж однієї прямої. Такий зв'язок - окремий випадок багатоцентровихзв'язків (з надлишком електронів). Вона виникає, наприклад, коли атом водню пов'язаний одночасно з двома та більше іншими атомами кисню (молекулою води можуть бути утворені 4 водневі зв'язки: за рахунок двох атомів водню та двох незв'язувальних пар електронів атома кисню). Довжина водневих зв'язків – у межах (270-230 пм). Енергія водневих зв'язків вища за енергію ван-дер-ваальсових. Асоціація молекул спричиняє високі температури плавлення і кипіння аміаку, води або фтороводню (зв'язки HF...HF міцніші за зв'язки H 2 O...H 2 O). Приклади водневої та інших зв'язків (http://him.1september.ru/article.php?ID=200502306):
Водневий зв'язок може бути ланцюжковим (у полімерів) або циклічним:
*
внутрішньомолекулярної(якщо атоми Аі У, з'єднані таким зв'язком, належать молекулам однієї й тієї ж речовини. Такі зв'язки характерні для H2O, HF, NH3, а також більшості органічних сполук, наприклад, в ацетилацетоні (червоним) - http://studopedia.ru/4_176970_vodorodnaya-svyaz.html:
*
міжмолекулярної(якщо атоми Аі У, з'єднані таким зв'язком, належать молекулам різних речовин, наприклад, між молекулами спирту та води (у їхньому розчині). Фізичні властивості речовин з міжмолекулярним зв'язком (в'язкість, діелектрична постійна, температура плавлення та кипіння та ін) різко відрізняються від водних зв'язків, що не мають. Такі зв'язки характерні для кисневмісних неорганічних кислот, фтороводнів і спиртів. Наприклад, сахароза і фруктоза добре розчиняються у воді внаслідок водневих зв'язків, що утворюються між молекулами води і ВІН-групами вуглеводів. Цікаво, що з кристалізації водневі зв'язку у таких речовинах зберігаються. За допомогою міжмолекулярних зв'язків з'єднані ланцюги нуклеїнових кислот, що утворюють подвійну спіраль; у прикладі нижче - два (червоним) водневі зв'язки в карбоновій кислоті (http://studopedia.ru/4_176970_vodorodnaya-svyaz.html): 
Водневий зв'язок має властивості спрямованостіі насичуваності. У такому зв'язку відстань між атомом водню та іншим атомом, що утворює зв'язок, менша, ніж загальна сума радіусів цих атомів (відстань між атомами в містку більша за відстань між атомами в молекулі). З'єднання з водневим зв'язком можуть різко відрізнятися один від одного за температурою кипіння [наприклад, сірководень (H 2 S) кипить при температурі (мінус 62 o C), а вода (H 2 O)-при температурі 100 o C]. На відміну від газоподібних кислот (H2S, H2Se, Н2Ті) агрегатний стан води - рідина, оскільки її молекули пов'язані водневими зв'язками.
Примітки:
1
. Водневий зв'язок присутня також у молекулі полімеру H 2 F 2: H-F...F-H. Взагалі молекули HF здатні з'єднуватися один з одним завдяки утворенню водневого зв'язку (тобто йдеться не про окремі молекули, а про полімерні частинки):
H 2 F 2 → H 3 F 3 → H 4 F 4 → H 5 F 5 → H 6 F 6
2
. Взаємодія між молекулами води виявляється настільки сильною, що навіть у пару ах води присутні димери та тримери складу (H 2 O) 2 , (Н 2 O) 3 і т.д. У льоду молекули води утворюють по 4 водневі зв'язки. У розчинах можуть виникати ланцюги асоціатів(особливо в органічних сполуках, що містять групи "-ОН", "-СООН", "-NH 2 " та ін, внаслідок утворення водневих зв'язків)
3
. Сильні водневі зв'язки характерні для HF та H 2 O, причому кислота HF (на відміну від HBr, HCl, HI) не є сильною кислотою, утворюючи солі KHF 2 та NaHF 2 з іонами (F-H...F) -
4
. В результаті поляризаційної взаємодії між комплексоутворювачем та молекулами води водневий зв'язок може перейти в ковалентний (у тому числі з відривом протона від молекули води та приєднанням його до комплексоутворювача-аніону)
5
. Енергія водневого зв'язку (кДж/моль) зростає зі збільшенням електронегативності та зі зменшенням розмірів атомів (через незначні значення енергії водневі зв'язки досить легко утворюються і руйнуються)
6
. Хоча хлор має високу електронегативність, водневий зв'язок -Н...Cl- порівняно слабка через великі розміри атома хлору
7
. На основі водневого зв'язку молекули пероксиду H 2 O 2 здатні утворювати асоціати.
8
. Водневий зв'язок молекул аміаку NH 3 обумовлений наявністю незв'язувальної електронної пари та полярністю зв'язку "N-H"
9
. При утворенні водневого зв'язку зазвичай ініціюється низка вторинних процесів (зокрема - процес переходу протона)
10
. Навіть під час кипіння у воді залишаються нерозірваними близько (80 %) водневих зв'язків.
Зв'язки гібридні- хімічні зв'язки, що відповідають гібридизації атомних орбіталей Зв'язок гідратний- зв'язок, при якому відбувається координаціямолекул речовини навколо молекул води з утворенням біполярного зв'язку з молекулою води поза кристалічною структурою. За своїми властивостями вона є проміжною між атомною, іонною та металевою видами зв'язків і залежно від зовнішніх умов здатна тією чи іншою мірою виявляти властивості їх властивості. Наприклад, під дією зовнішнього навантаження гідратний зв'язок здатний виявляти властивості металевих речовин, при цьому "металізація" гідратного зв'язку при збільшенні тиску відбувається плавно, а її відновлення до вихідного (атомного) стану - дискретно (стрибком). У разі утворення водою газових гідратів з урахуванням атомів Si, Al, Fe, Сr тощо. має місце гідратна полімеризація. Наприклад, при гідратному зв'язку виникають групи типу CuSO 4 *5H 2 O ("внутрішня" вода присутня, хоча і не відчувається; самі кристали CuSO 4 безбарвні, але мідний купорос має синьо-блакитний колір) Зв'язок гіпервалентний(http://bigenc.ru/chemistry/text/2361003) - характерна для сполук неперехідних елементів, у яких центральний атом знаходиться у вищому ступені окислення (IF 7 , PF 5 , SF 6), і фторидів інертних газів (XeF 2 , XeF 4, XeF 6). При утворенні гіпервалентного зв'язку відбувається перетікання електронної щільності від центрального атома-комплексутворювача (як донора) на ліганди (як акцептори). На освіту хімічного зв'язку центральний атом віддає як свої валентні p-орбіталі, а й зайняту неподіленою електронною парою валентну s-орбіталь. Внаслідок участі у освіті зв'язку як зв'язувальних, а й незв'язуючих молекулярних орбіталей, гипервалентные зв'язку слабше звичайних ковалентних у 3-5 раз. Приклад гіпервалентного зв'язку - 3-центровий 4-електронний зв'язок у сполуки ClF 3 , яка має дві неподілені пари (4 електрони) залишаються в атома хлору. Детальніше - див. Зв'язки орбітально-...
Примітка.
З'єднання гіпервалентні- сполуки молекул/іонів, до складу яких входить атом p-елемента, що має понад 8 електронів на валентній оболонці. Зазвичай у гіпервалентному з'єднанні дві зв'язувальні електронні пари розподілені між трьома атомними центрами, утворюючи 3-центровий 4-електронний зв'язок (такий зв'язок виникає при взаємодії заповненої валентної орбіталі центрального атома з двома валентними орбіталями, зайнятими кожна одним електроном, двох атомів-лігандів) Зв'язок дальнодіючий / слабкий / міжмолекулярний- проявляється під час переходу речовини з газового в твердий агрегатний стан (фазу). Вона виникає між окремими атомами або молекулами на б обільших, ніж у разі короткодіючих зв'язків, відстанях і є результатом колективного руху електронів у молекулах. Її міцність і, відповідно - довжина, значно відрізняється від міцності короткодіючого зв'язку (наприклад, далекодіючий зв'язок між атомами Cl дорівнює (334 пм), а короткодіючий між цими ж атомами - (199 пм)). Дальнодіючий міжмолекулярний зв'язок, у свою чергу, поділяється на:
*
специфічну (проявляється між комплементарнимимолекулами, тобто. молекулами з особливими ділянками, що відповідають один одному - типу "ключ-замок"), яка може бути:
- водневої (внутрішньомолекулярної та міжмолекулярної)
- координаційної
*
універсальну - що виявляється при взаємодії між будь-якими молекулами, яка може бути:
- дисперсійним
- індукційним
- дисперсійним
Примітка.
До цього ж типу зв'язку відносять ван-дер-ваальсові взаємодії та донорно-акцепторну взаємодію у комплексах.
Зв'язок дативний- різновид хімічного зв'язку, утвореного за донорно-акцепторним механізмом за участю орбіталі центрального атома (заповненої електронами) та вільною орбіталлю ліганду (відбувається передача електронів із заповнених атомних орбіталей лігандів на вакантні s-орбіталі центрального атома комплексу і частковий ліганда). За своєю суттю дативні зв'язки є "подвійними", оскільки при їх освіті відбуваються обидва процеси: як перенесення електрона (освіта іонного зв'язку), так і узагальнення електронів (освіта ковалентного зв'язку).
Наприклад, в димері Al 2 Cl 6 атоми хлору віддають свої неподілені електронні пари, якими заселяються вакантні d-орбіталі атомів алюмінію, а в гексакарбонілі [Сr(СО) 6 ] відбувається зсув пари електронів від ліганду до іону металу через s-зв'язок і частковий зворотний перетік електронів до ліганду через р-зв'язок
Примітка.
При утворенні дативних (донорно-акцепторних) та семиполярних зв'язків відбувається як перенесення електрона (освіта іонного зв'язку), так і узагальнення електронів (освіта ковалентного зв'язку). При дативному зв'язку d-електрони комплексоутворювача взаємодіють із вільними орбіталями лігандів. Зв'язок подвійний- ковалентний хімічний зв'язок між двома атомами, утворений двома парами електронів (двома валентностями), наприклад, в молекулі кисню (О 2). Вона зазвичай складається з одного сигма-зв'язку та одного пі-зв'язку і є окремим випадком кратнийзв'язку. Подвійний зв'язок міцніший за одинарний (але менше, ніж у два рази). Дві електронні пари подвійного зв'язку займають б oбільшу область, ніж одна електронна пара простого зв'язку. Подвійний зв'язок може перетворюватися на одиночну, забезпечуючи приєднання додаткових атомів, тобто. насичення. Такий тип зв'язку виникає тільки за наявності sр 2 -гібридизації у двох атомів, що беруть участь у її утворенні (атоми при подвійному зв'язку розташовані в одній площині). Один і той самий атом може бути пов'язаний з іншими різними зв'язками (наприклад, в молекулі NO 2 (O-N=O) атом азоту пов'язаний з атомами кисню як одинарним, так і подвійним зв'язками). Подвійні зв'язки поділяються на:
- ізольовані- розділені в ланцюзі більш ніж одним простим сигма-зв'язком, наприклад,
=CH 2 =CH-CH 2 -CH=CH 2 =
Сполуки з такими зв'язками за хімічними властивостями не відрізняються від властивостей сполук з одним подвійним зв'язком. З'єднання із ізольованими зв'язками відносно малоактивні і мають схильність до ізомеризації в більш стійкі системи з пов'язанимиподвійними зв'язками
- кумульовані- розташовані в ланцюзі в одного атома вуглецю, наприклад,
=CH 2 =
C =
CH 2 =
З'єднання з кумульованими зв'язками активніші в порівнянні зі сполуками з ізольованимизв'язками
- пов'язані- розділені в ланцюги одним сигма-зв'язком, наприклад,
=CH 2 =CH-CH=CH 2 =
Для порівняння – ізомерія положенняподвійних зв'язків:
-CH 2 =CH-CH=CH 2 - і -CH 2 =C=CH-CH 3 -
Структура вуглеводнів визначається переважно як розширенням і звуженням циклу, а й міграцією подвійного зв'язку. Подвійний зв'язок забезпечує жорсткість молекули по відношенню до її довгої осі та перешкоджає обертанню молекули.
Примітки:
1
. Простий (з подвійного зв'язку) зв'язок утворений сигма-електронами, розташованими між атомами, з'єднаними цим (сигма) зв'язком, а електрони, що утворюють другий (з подвійного) зв'язок знаходяться поза лінією, що з'єднує обидва атоми, і називаються пі-електронами (зв'язок, ними освічена - пі-зв'язок)
2
. Цікаво, що в молекулі Про 2 в її основному стані подвійний зв'язок утворений з потрійного за рахунок її розпушення двома електронами Зв'язок справакалізований(або багатоцентрова) - полярний ковалентний хімічний зв'язок, молекулярні орбіталі якого включають більше двох атомів [електронна пара розосереджена між кількома (більше двох) ядрами атомів, цілих іонів або молекул (тобто на кшталт металевого зв'язку)]. Багатоцентрові делокалізовані зв'язки притаманні багатоатомних молекул. Внаслідок делокалізації порядок зв'язків у системі часто стає нецілочисельним. У більшості делокалізовані зв'язки є пі-зв'язками, характерними для пов'язаноїсистеми (наприклад, CH 2 Ξ CH-CH=CH 2), тобто. Делокалізація (розосередження) електронів характерна для кратних пі-зв'язків, що чергуються з одинарними. Як багатоцентровий такий зв'язок може бути:
*
3-центрова
зв'язок - у якого триатома-центри пов'язані двомаелектронами. Такий зв'язок утворюється, наприклад, при взаємодії валентної орбіталі атома, зайнятої неспареним електроном, з двома валентними орбіталями двох лігандів атомів, зайнятих одним електроном.
3-центрові зв'язки можуть виникати також у з'єднаннях бору з воднем [наприклад, в молекулі диборану (В 2 Н 6) атоми водню з'єднані 3-центровими зв'язками в результаті перекриття sp 3 -гібридних орбіталей двох атомів бору з 1s-атомною орбіталлю атома водню] чи між трьома атомами бору. 3-центрові зв'язки мають меншу енергію, ніж звичайний 2-центровий зв'язок.
Молекулярні орбіталі таких зв'язків містять:
- одну зв'язуючу орбіталь (зайнята двома електронами)
- одну вакантну орбіталь, що не пов'язує
- одну вакантну орбіталь, що розпушує.
Трицентровий двоелектронний зв'язок є електронодефіцитної- утвореної за рахунок усуспільнення одного електрона ядрами атомів бору та водню ("нормальним" випадком є наявність двох електронів на два атоми), наприклад, у диборані В 2 Н 6 c містковою структурою (характерною для електронодефіцитних молекул): у диборані таких зв'язків дві, що забезпечує певну міцність димера 
(чотири атоми водню та два атоми бору лежать в одній площині, а "місткові" атоми водню розташовані над і під цією площиною).
3-центрові зв'язки можуть бути відкритого/закритого типу, а також 2-х або 4-електронні (при цьому займається орбіталь, що не зв'язує), наприклад, в аніоні (HF 2 -); цифра показує число електронів у молекулі на трьох молекулярних орбіталях в результаті 3-центрової взаємодії, причому лише одна з орбіталей розглядається як зв'язуюча). Згадані електрони (2 або 4 шт.) практично невиразні з неподіленими парами електронів аналізованих атомів.
Приклади агентів з 3-центровими зв'язками: диборан (B 2 H 6), нітрит-аніон (NO 2 -) та ін.
3-центровий 4-електронний зв'язок присутній, наприклад, в з'єднанні KI 3 , у якого йоні аніон пов'язаний з молекулою йоду, а також в електронній системі озону
*
4-центрова
зв'язок - присутній, наприклад, між азотом і киснем в молекулі кислоти (HONO 2), в іоні (NO 3) та в димері (Al 2 Cl 6)
*
5-центрова
зв'язок - присутній, наприклад, у молекулі (B 6 H 9)
Примітки:
*
До електронодефіцитнимсистемам відносяться і катіон-радикали, що утворюються при електрохімічному окисленні
*
Електронадлишковіелементи утворюють сполуки із ковалентними зв'язками. До них відносяться аніон-радикали та системи на основі три- та тетракарбонільних сполук.
Зв'язки динамічні- (за http://itchem.ru/d/184459/d/obschaya_himiya_vtoroe-izdanie-19_07.pdf) - зв'язки, для яких характерний рух електронів від одного енергетичного мінімуму до іншого. Такі зв'язки характерні для молекул, утворених із центрального атома, з'єднаного з іншими однаковими атомами, при протіканні електронно-ядерної ізомеризації (наприклад, з'єднання (I-I...I -)). У такій системі переважають ізомери з максимальною потенційною енергією (тобто в ізомері електрони знаходяться найближче до ядра). Ослаблення міцності сильних зв'язків у процесі ізомеризації визначає ключову роль динамічних зв'язків у хімічних реакціях Зв'язок диполь-дипольний- зв'язок між молекулами полярних речовин (наприклад, у рідкому ацетоні) Зв'язок диполярний- зв'язок, утворений координацією двох нейтральних частинок (переважно використовувати замість терміна "координаційний зв'язок") Зв'язок дисперсійний- слабкі неполярні зв'язки у вуглеводнях. Вони утворюються між молекулами будь-якої структури та зумовлені виникненням миттєвих диполів в атомах та молекулах при обігу електронів навколо ядер. Дисперсійні зв'язки, ущільнюючи упаковку атомів, перешкоджають оптимальній для утворення водневих зв'язків орієнтації молекул Донорно-акцепторний зв'язок- хімічний зв'язок, утворений за рахунок електронної пари тільки однієї з частинок, що реагують. При цьому один з атомів (донор-ліганд) надає два електрони, а другий атом (акцептор-комплексоутворювач) - тільки свою орбіталь, наприклад:
(донор) H 3 N :
+ (акцептор) H +
→ H 3 N :
H
Донорно-акцепторні зв'язки зазвичай утворюються при кислотно-основній взаємодії. Такий зв'язок виникає при перекриванні орбіталі одного атома, зайнятої двома електронами, з повністю вільною орбіталлю іншого атома. У найпростішому випадку вона еквівалентна ковалентному полярному зв'язку, що утворюється однією електронною парою (вона вдвічі слабша за ковалентну, тому при її утворенні виділяється вдвічі менше енергії). Фактично донорно-акцепторний зв'язок не є особливим видом зв'язку, а відрізняється від ковалентного лише механізмом його утворення.
Наприклад, у поєднанні Cl 3 молекули аміаку пов'язані з іоном кобальту за допомогою донорно-акцепторного зв'язку (тобто вони надають для хімічного зв'язку неподілені (вільні) електронні пари, а іон кобальту - вакантну орбіталь). Інші приклади стійких сполук з донорно-акцепторними (позначені стрілкою) зв'язками: Cl 3 Al ← NH 3 , H 3 B ← NH 3 і ін. (акцептори: Al і B, відповідно).
Примітка.
У ряді джерел донорно-акцепторний зв'язок називають також дативним, координаційним і (напів/семи) полярним. Зв'язки ізольовані- Див. Зв'язки непов'язані Зв'язок іонний / аніонно-катіонний / суперполярний / електровалентний / електростатичний
(В. Коссель, 1916):
- короткодіючий хімічний зв'язок, утворений за рахунок електростатичного тяжіння між катіонами та аніонами
- зв'язок, зумовлений утворенням електронних пар за рахунок переходу валентних електронів від одного атома до іншого
- граничний гетерополярний зв'язок
Вона є граничним випадком полярного ковалентного зв'язку і утворюється за рахунок переходу одного або кількох електронів одного атома на зовнішню електронну оболонку іншого атома (тобто зв'язок у молекулі, в якій електрон майже повністю переходить до одного з атомів), у результаті чого утворюються позитивно та негативно заряджені іони. Вона є максимально полярною, не насичена і не має певного спрямування. Іонні зв'язки мають асиметричний розподіл електронної густини та ненульові значення дипольного моменту. Такий зв'язок зазвичай утворюється атомами елементів, що мають максимально різні електронегативності (утворюється між металом і неметал), наприклад: CaCl 2 , KF, NaI. Іонний зв'язок є також у підставах (зв'язок між металом та гідроксогрупою). Іонні молекули у водних розчинах та розплавах повністю дисоційовані на іони 
(по http://elementy.ru/images/eltbook/chemical_bonds_rus1_720.jpg) В результаті хімічної реакції (А.Коссель) електрон переходить від атома одного елемента до атома іншого, а негативні і позитивні іони, що утворюються, електростатично взаємо - діють між собою за прикладом: (Na - е → Na + ) + (Cl + е → Cl - ) = (Na + + Cl - → NaCl) Іонний зв'язок характеризується поляризацією і, - на відміну від ковалентної, - не має спрямованості. Її неспрямованість викликана тим, що кожен іон створює навколо себе електричне поле, силові лінії якого спрямовані від нього на всі боки. Внаслідок цього будь-який позитивний іон притягує до себе безліч негативних іонів, утворюючи кристал (тобто іонний зв'язок діє у всіх напрямках)
Властивістю іонного зв'язку є і її ненасичуваність: кожен іон, взаємодіючи з аналогічними, але іншою полярністю, не компенсує заряд. Властивість ненасичення дозволяє приєднуватися до даного іону різному числу іонів протилежного знака (воно залежить від відносних розмірів іонів, що взаємодіють). Чим більше поляризація іонів, тим менший рівень іонності зв'язку, тобто. сильніше виявляється її ковалентний характер. 100%-ного іонного зв'язку не існує. Навіть у з'єднаннях, що належать до іонних, частина електронів залишаються у загальному користуванні (тобто не переходять від одного атома до іншого).
Наприклад, навіть у хлориді NaCl іонність зв'язку становить близько 80%, а ступінь (частка) іонності (або полярність) зв'язку у фториді CsF становить більше 90%). З'єднання з іонним видом зв'язку присутні в оксидах, солях типу нітратів, сульфатів та інших сполук (наприклад, MgF2). Наявність іонного зв'язку у молекулах визначає фізичні властивості речовини. Приклад утворення іонного зв'язку в молекулі LiF (за рахунок переходу одного електрона від літію до фтору):
{Li(1s 2 2s 1)) + ( F(1s 2 2s 2 2p 5
)} = Li +(1s 2)F - (1s 2 2s 2 2p 6
)
(іони Li + і F - мають електронні конфігурації подібні до конфігурацій He і Ne відповідно)
Примітки:
1
. Реальність існування іонного зв'язку підтверджують явища електролітичної дисоціації та електролізу речовин. Прикладом сполук з іонним зв'язком (іонних сполук) можуть бути молекули галогенідів лужних металів або кристалічний оксид N 2 O 5 (нітрат нітронію) - іонна сполука з будовою (NO 2) + (NO 3) −
2
. Зростання полярного характеру зв'язку (від неполярного до полярного і далі - до іонного) найбільш наочно проявляється у ряді речовин:
Cl 2 → SCl 2 → PCl 5 → AlCl 3 → NaCl
3
. Оскільки двох- і триіонних сполук не існує, весь кристал іонної сполуки можна розглядати як молекулу, що складається з величезної кількості позитивно і негативно заряджених іонів.
4
. Іонний зв'язок характерний для оксидів, гідридів, гідроксидів металів і між металом і кислотним залишком солей.
5
. Речовини з іонним зв'язком у водних розчинах та розплавах дисоціюють на катіони металів та аніони кислотних залишків
6
. Щодо кристалів іонний зв'язок є граничним випадком частково іонного зв'язку
Зв'язок іонний гетерополярний- хімічний зв'язок, що виникає між двома атомами або двома групами атомів, що мають сильну електростатичну взаємодію, що призводить до їх тяжіння Зв'язок іонно-дипольний- слабкий іонний зв'язок між іоном та молекулою з постійним або наведеним дипольним моментом. Іон-дипольні взаємодії засновані на орієнтаційному (іон – постійний диполь) або індукційному (іон – наведений диполь) взаємодіях. Такими зв'язками, наприклад, утворюються гідратні оболонки іонів Іоногенні зв'язки- зв'язки атомів комплексу, розташованих поза ним, але утримувані всією групою атомів комплексу електровалентним зв'язком
Примітка.
Зазвичай іоногенність валентних зв'язків зростає зі збільшенням їх полярності. Цікаво, що зв'язки O-H тим іоногенніші, чим вони більш полярні, а з двох зв'язків H-F і H-Cl перша полярніша, а друга іоногенніша (Некрасов Б.В. Основи загальної хімії. Т. 1.- М.: Хімія, 1965). - 519 с.) Зв'язок ковалентний(атомний, гомеополярний, неелектровалентний) - короткодіючий двоцентровий зв'язок, утворений за рахунок усуспільнення пари електронів двома атомами-неметалами (її зазвичай зображують двокрапкою або рисою між символами хімічних елементів за прикладом: Н:Сl або Н-Сl). Ковалентний зв'язок утворюють лише неспарені електрони атома (зв'язок утворена загальною парою з валентних електронів двох атомів із протилежними спинами). Вона утворюється за рахунок усуспільнення 2, 4 або 6 електронів, що належать атомам до утворення зв'язку (зазвичай такі зв'язки утворюються при взаємодії речовин, молекули яких мають непарні числа електронів). Здатність атомів утворювати ковалентні зв'язки обумовлена лише 1-електронними, а й 2-електронними хмарами (наявністю вільних орбіталей). Такий зв'язок формується валентними електронами обох взаємодіючих ядерних центрів з використанням дативного, донорно-акцепторного або обмінного механізму (http://edu.sernam.ru/book_act_chem1.php?id=108): 
*
колегацією (за рахунок обмінного / рівноцінногомеханізму: узагальнення неспарених електронів взаємодіючих атомів, коли кожен із атомів, що взаємодіють, постачає по одному електрону), наприклад, при утворенні молекули хлору Cl 2 з двох атомів хлору або молекули водню:
H * + * H → H :
H
*
координацією (за допомогою донорно-акцепторного механізму: атом-донор надає неподілену електронну пару, а атом-акцептор - вільну орбіталь), наприклад, при утворенні молекули води H 2 Про з атомів водню "H" і кисню "O" (http:/ /elementy.ru/images/eltbook/chemical_bonds_rus1_720.jpg): 
або NH 3 + H = NH 4 
*
за рахунок дативного механізму, коли обидва атоми виступають як у ролі донора, так і в ролі акцептора електронів (наприклад, при утворенні молекули хлору за цим механізмом один його атом є донором, а інший - акцептором).
Один ковалентний зв'язок розглядається як "двоцентровий" і "двоелектронний". Два загальні електрони утворюють одинарний зв'язок, чотири - подвійний, а шість - потрійний. Число утворених ковалентних зв'язків може бути більшим за кількість неспарених електронів. При утворенні ковалентного зв'язку число електронів на зовнішній оболонці атомів, що зв'язуються, не може бути більше 8 (може бути утворена четверний зв'язок). Енергія ковалентних зв'язків більше енергії донорно-акцепторних та значно більше енергії водневих зв'язків. Дуже міцний ковалентний зв'язок присутня у двоатомній молекулі водню H 2 . Найвідоміший слабкий ковалентний зв'язок присутня між атомами азоту в молекулі N 2 O 3 (40.6 кДж/моль) та між атомами гелію (0.008 Дж/моль).
Якщо електронна пара ковалентного зв'язку знаходиться в полі двох ядер і пов'язує лише два атоми, вона вважається локалізованоюа якщо ковалентний зв'язок належить кільком атомам, він є "багатоцентровим". Ковалентний зв'язок характеризується спрямованістю, насичуваністю, поляризацією та полярністю, що визначають фізичні та хімічні властивості сполук. Чим більший ступінь перекривання електронних хмар, тим міцніший ковалентний зв'язок. Ковалентний зв'язок може бути неполярнийі полярний. Крайній випадок поляризації ковалентного зв'язку іонний зв'язок.
Залежно від характеру перекриття електронних хмар ковалентний зв'язок може бути:
- пі-зв'язком (утвореним за рахунок бокового перекривання - по обидва боки від площини, в якій розташовані ядра атомів: елементом симетрії є площина)
- сигма-зв'язком (утвореною за рахунок прямого перекривання електронних хмар уздовж прямої, що проходить через ядра атомів: елементом симетрії є вісь)
Приклади отримання з'єднань з ковалентним зв'язком:
Cl + Cl = Cl 2
NH 3 + H + = +
Характер ковалентного зв'язку визначає її спосіб освіти. Якщо ступінь перекривання електронних хмар менший або дорівнює нулю, ковалентний зв'язок не утворюється, а утворений зв'язок тим міцніший, чим більший ступінь перекривання. Здатність атома утворювати ковалентні зв'язки обумовлюється наявністю вільних орбіталей
Примітки:
1
. Як ковалентний, так і специфічний та універсальний зв'язки можуть бути локалізованими та справакалізованими
2
. Зовнішні оболонки атомів, об'єднаних ковалентними зв'язками, можуть заповнюватись електронами як за рахунок з'єднання з новими атомами, так і за рахунок утворення кратних зв'язків.
3
. "Чисто" ковалентних зв'язків не існує (йдеться лише про переважний характер зв'язку). Наприклад, переважно ковалентний хімічний зв'язок характерний для молекул типу H 2 O, CO та ін.)
4
. Речовини з ковалентним зв'язком дисоціюють східчасто. Енерговитрати на хімічний розрив ковалентного зв'язку істотно нижчі від витрат на її руйнування термічним впливом
5
. Наприклад, при кислотно-основній взаємодії неподілена пара електронів молекули основи приєднується до молекули кислоти, утворюючи ковалентний зв'язок
6
. Наприклад, атоми азоту, кисню і фтору (що мають, відповідно, 5, 6 і 7 електронів на зовнішній оболонці) можуть утворювати 3, 2 або один ковалентний хімічний зв'язок: хоча після її утворення вони містять по 8 електронів на зовнішній оболонці, сполучними є тільки
6 електронів у азоту, 4 - у кисню і 2 - у фтору
7
. Оскільки енергія спорідненості до електрона в інертних (шляхетних) газів менша за нуль (негативна), атоми цих газів не можуть утворювати сполуки з ковалентним зв'язком.
8
. Ковалентні зв'язки можуть бути утворені як одно- та двоелектронними орбіталями, так і вільними орбіталями.
9
. Ковалентний зв'язок може бути як одинарним, так і кратним. За сучасними поняттями атоми в молекулі кисню (O 2 ) пов'язані одним ковалентним і двома 3-електронними зв'язками
10
. Чотири валентні орбіталі вуглецю можуть гібридизуватися з утворенням чотирьох sp 3 -орбіталей, які можуть брати участь в утворенні простих ковалентних зв'язків
Зв'язок ковалентний гетероатомний / гетероядерний- зв'язок, що утворюється при об'єднанні різних атомів (атомів із різними ефективними зарядами), наприклад: BrI або ClF Зв'язок ковалентний гомоатомний / гомоядерний- зв'язок, що утворюється при об'єднанні однакових атомів, наприклад: Cl2 або O2 Зв'язок ковалентний справакалізований- зв'язок, молекулярні орбіталі якого охоплюють понад два атоми. Вона найбільш характерна для з'єднань з відкритими або замкнутими системами сполучення (наприклад: H 2 C=CH-CH=CH 2 - https://referat.co/refread/ec/559358/559358_html_m40b071bf.gif) 
Зв'язок ковалентний локалізований:
- двоцентровий зв'язок, утворений у разі коли електрони поділені між ядрами двох атомів
- багатоцентрові зв'язки, в яких окремі молекулярні орбіталі взаємодіють один з одним (наприклад, молекула метану CH 4). У зв'язку з невеликим ступенем перекривання орбіталей у таких молекулах ці взаємодії слабкі. Зв'язок ковалентно-металевий(З вкладом частки іонної) - характерна для перехідних металів IV-VIII груп, наприклад, для селенідів (з'єднань типу HfSe 2 Zr 3 Se 4 Zr 4 Se та ін) Зв'язок ковалентний неполярний(або гомеополярна) - присутній у молекулах, що складаються з атомів одного виду (з однаковою електронегативністю: електронна щільність розподілена симетрично між атомами, наприклад, в алмазі або молекул H 2 (H-H), O 2 (O=O), N 2 (N≡N ) та ін.) Зв'язок ковалентний полярний- утворюється між будь-якими атомами, що мають різнізначення електронегативності (електронна щільність зміщена у бік одного з атомів), наприклад, молекулах HCl, НClO, H 2 O або NO). Атоми, пов'язані полярним ковалентним зв'язком, несуть часткові заряди (вони менші за значенням, ніж ступеня окислення елементів, але збігаються за знаком). Такий зв'язок характерний для оксидів, утворених неметалами, та в гідроксогрупі "OH". Вона не є самостійним типом зв'язку, а є результатом поляризації ковалентного зв'язку. Ковалентна полярна та семиполярна - різні зв'язки Зв'язки кон'юговані / сполучені- кратні (подвійні або потрійні) хімічні зв'язки у вуглецевому скелеті молекули органічної сполуки, розділені одним простим одинарним зв'язком, наприклад: CH 2 =CH-CH 2 -CH=CH 2 . Сполучені подвійні зв'язки присутні також у меламін C 3 N 3 (NH 2) 3
До зв'язків відносять також систему, в якій при атомі вуглецю з кратним зв'язком знаходиться атом, що має вакантну орбіталь або неподілену пару електронів. Сполученими можуть бути поєднані як атоми вуглецю, так і гетероатоми. Сполучені системи можуть бути відкритими
(з відкритим ланцюгом (наприклад, бутадієн-1,3: CH 2 =CH-CH=CH 2)) або замкнутими(наприклад, кільцева структура бензолу). Замкнуті системи більш стійкі термодинамічно, оскільки їхня енергія сполучення вища, ніж у відкритих. З'єднання зі сполученими кратними зв'язками мають більш високу реакційну здатність порівняно зі сполуками на основі ізольованихподвійних зв'язків Зв'язок координативний- різновид ковалентного зв'язку, що виникає між донором та акцептором за рахунок неподіленої електронної пари, що узагальнюється нарівні з іншими сполучними електронними парами. Участь у зв'язку неподілених пар електронів та вільних орбіталей призводить до того, що кількість хімічних зв'язків у атома перевищує максимально можливу його валентність (наприклад, у водних розчинах кислот усуспільнюється електронний дублет атома кисню). Електронні пари атомів (O, N, галогенів та ін.) можуть бути основою для виникнення координативного зв'язку тільки у разі знаходження цих атомів у валентному, а не у вільному стані.
Координативний зв'язок щодо маломіцний. Вона виникає, наприклад, за рахунок пари електронів вуглецю в молекулі (СО): утворення координативного зв'язку відповідає енергетично вигідному переходу електронів неподіленої пари донора на загальний рівень (нижчий як донора, так акцептора). Так як при утворенні такого зв'язку відбувається хімічне насичення атома, внутрішня енергія системи з атомів, що взаємодіють, знижується
Примітки:
1
. Зазвичай терміни "донорно-акцепторний зв'язок" та "координативний зв'язок" ототожнюють
2
. Різновидом координативного зв'язку є дативназв'язок, при якому той самий атом може бути як донором, так і акцептором електронів
Зв'язок координаційний:
- зв'язок у комплексах між комплексоутворювачем та лігандом, утворений за донорно-акцепторним механізмом (донором виступають ліганди, а акцептором - комплексоутворювач)
- зв'язок у комплексних сполуках, утворений внаслідок взаємодії електронної пари лігандів та вільної орбіталі комплексоутворювача
- різновид ковалентного зв'язку, утворений неподіленою парою електронів одного атома, коли у другого атома не заповнена зовнішня електронна оболонка
Вона найбільш характерна для комплексних сполук, в яких один або кілька атомів утворюють б oбільше зв'язків, ніж допускає вища формальна валентність цих атомів. Просторове розташування зв'язків у комплексах залежить від координаційного числа та використаних орбіталей. В органічних сполуках вона утворюється за рахунок перекриття ряду орбіталей центрального атома (число яких дорівнює числу лігандів) з орбіталями лігандів). Такі зв'язки можуть бути:
*
двоцентровими або донорно-акцепторними (коли відбувається передача електронної пари від атома ліганда-донора на вільну орбіталь атома-комплексоутворювача (акцептора))
*
багатоцентровими координаційними (у цьому випадку результуюча молекулярна орбіталь справакалізована), утвореними лігандами з пов'язаними системами пі-зв'язків (при цьому зв'язок атома-комплесоутворювача з лігандом здійснюється не з одним, а одночасно з декількома атомними центрами)
Координаційні донорно-акцепторні зв'язки здатні утворювати атоми неперехідних, але частіше за перехідних елементів (їх вакантні d- І f-орбіталі мають низько розташовані електронні рівні, що полегшують акцептування електронних пар з валентних орбіталей лігандів). Після утворення координаційного зв'язку її неможливо відрізнити від будь-якого іншого ковалентного зв'язку. Наприклад, обидві ОН-зв'язки у формулі води (Н :
Про :
Н) можна практично розглядати чи як ковалентні, чи як координаційні.
Координаційний зв'язок може утворюватися і при з'єднанні двох молекул (утворена молекула неповністю симетрична, внаслідок чого має підвищений дипольний момент), наприклад:
BF 3 + NH 3 = BF 3 :
NH 3 (= F 3 B ← NH 3 )
де BF 3 - електроноакцепторний/електрофільний агент
NH 3 - електронодонорний/нуклеофільний агент
а зв'язок B-N утворена за рахунок усуспільнення електронної пари, що раніше належала азоту. Зв'язок B-N можна також назвати семиполярним, так як він являє собою поєднання ковалентної і електровалентної зв'язків.
Як координаційний можна розглядати і зв'язок (N-Н), що утворюється в іоні амонію (NH 4 +) при протонуванні аміаку (вона виникає між атомом азоту в молекулі аміаку та іоном водню):
+
В іоні (NH 4 +) всі 4 зв'язки N-H рівноцінні, але три з них утворені аналогічно механізму утворення ковалентного зв'язку, а один - як донорно-акцепторний (тобто ковалентний і координаційний зв'язок тотожні за своєю природою, але розрізняються тільки способом їхнього освіти).
Координаційний зв'язок може бути:
- одинарною (загальними є 2 електрони; наприклад, зв'язок у молекулі (СО), де атом кисню (О) є донором, а атом вуглецю (С) - акцептором електронної пари)
- подвійний (загальними є 4 електрони)
- потрійний (загальними є 6 електронів)
- четверним зв'язком (наприклад, одна s-зв'язок, дві p-зв'язку та одна d-зв'язок між двома атомами ренію в комплексі 2)
Прикладом двоцентрових зв'язків є зв'язок (В-N) у боразані (аміноборані) (B - H 3 -N + H 3) або зв'язок (Fe-С) у комплексному іоні 4-. Природа таких зв'язків не відрізняється від звичайного полярного ковалентного зв'язку (розрізняються лише способи їхнього утворення). Прикладом багатоцентрових зв'язків є 3-центрові місткові зв'язки В-Н-В в боранах або M-Cl-M зв'язку в кристалах і асоціатах галогенідів.
Координаційний зв'язок "метал - ліганд" може бути одинарним, подвійним, потрійним і навіть четверним (наприклад, в комплексі 2+ є чотириполярні ковалентні координаційні зв'язки, донорно-акцепторні за походженням).
Примітки:
1
. У випадку координаційний зв'язок, що є комбінацією іонноїі ковалентної, можна вважати семиполярнийзв'язком
2
. Координаційний зв'язок позначається за прикладом: ... -N → O(Стрілка вказується у напрямку акцептора - негативно зарядженого атома). Вона відповідає побічній валентності
Зв'язок короткодіючий / сильний- іонний, ковалентний та металевий зв'язок між атомами в більшості відомих молекул або в кристалі (при відстанях між атомами в межах 70-400 пм). Енергія розриву таких зв'язків у межах від 40 до 1000 кДж/моль. Кожен електрон короткодіючих зв'язків може бути описаний самостійною функцією хвильової (одноелектронне наближення) Зв'язки кратні- подвійні, потрійні та четверні зв'язки. Це хімічні зв'язки двоцентрового типу, утворені більш ніж однією парою електронів. За кількістю пар електронів вони можуть мати кратність 2, 3 або 4. Кратний зв'язок складається з одного s-зв'язку, p-зв'язку та іноді d-зв'язку (наприклад, в атомі азоту N 2 між атомами є три зв'язки: один s-зв'язок і два p-зв'язку). Четверна зв'язок характерна лише для перехідних металів і комплексних сполук, наприклад, присутня в аніоні сполуки 2- : у атомів ренію в утворенні зв'язків беруть участь усі його валентні орбіталі: одна 6s-, три - 6p- і п'ять 5d- атомних орбіталей (у цьому аніоні зв'язок молекул води з атомами ренію – донорно-акцепторна). Найміцніший четверний зв'язок присутня між атомами хрому діаніону в поєднанні - він дорівнює 1200 кДж/моль. У деяких випадках кратна зв'язок взагалі може бути однозначно визначена. При насиченні кратних зв'язків значно зменшується кількість можливих ізомерів.
Кратні зв'язки у хімічній сполукі можуть утворювати систему:
- з ізольованимизв'язками (наприклад, у молекул H 2 C=CH-(CH) 2 -CH=CH 2 де кратні зв'язки розділені щонайменше двома простими зв'язками)
- з кумульованимизв'язками (наприклад, у молекул H 2 C= C=CH 2 де два подвійні зв'язки примикають до одного і того ж атома)
- з пов'язанимизв'язками (наприклад, у молекул H 2 C=CH-CH=CH 2 і H 2 C=CH-C≡N, де подвійні та/або потрійні зв'язки розділені одним простим зв'язком)
Примітки:
1
. Зв'язок, присутній у молекулі Mo 2 , що утворюється при піролізі карбоніла молібдену , іноді вважають 6-кратним
2
. Вуглець, азот та кисень здатні утворювати сполуки переважно з кратними зв'язками
3
. У разі одних і тих же атомів кратний зв'язок завжди коротший за одинарний
4
. Кратними можуть бути зв'язки як у самих молекулах (наприклад, азоту - :N≡N:), так і в їх групах (наприклад, азо_сполуках: -N: + N: -). Структури сполук однакового складу можуть відрізнятися і становищем кратних зв'язків у молекулі
5
. Вуглеводні:
- насичені - вуглеводні, що не містять кратних зв'язків
- ненасичені - вуглеводні, що містять кратні зв'язки
Зв'язок локалізований- двоцентровий ковалентний зв'язок, що здійснюється парою електронів у полі двох ядер (у неї електрони реально поділені між двома ядрами атомів, що зв'язуються): у двоатомних молекулах хімічний зв'язок повністю локалізований. Локалізований багатоцентровий ковалентний зв'язок виникає при взаємодії молекулярних орбіталей. Вона може бути неполярною та полярною. Локалізовані зв'язки характерні для несопряженнойсистеми (наприклад, CH 2 =CH-CH 2 -CH=CH 2). Приклад молекули з локалізованим двоцентровим зв'язком - молекула фториду фосфору (III) ( PF 3).Зв'язки міжатомні- відрізняються не природою взаємодії, а характером руху атомних частинок і можуть виникати внаслідок взаємодії атомів/іонів та валентних електронів. Межатомний зв'язок може бути водневим, ван-дер-ваальсовим, іонним, ковалентним (для більшості сполук) або металевим. Для багатьох твердих сполук характерний змішаний тип хімічного зв'язку Зв'язки [між]молекулярні / Ван-дер-Ваальсові- зв'язки між молекулами електростатичного та донорно-акцепторного характеру (відбувається орбітальне зв'язування). До них відносяться дипольні та індукційні взаємодії (зміна орієнтації диполів). Дві молекули з повністю укомплектованими орбіталями (зайнятими електронними парами) можуть утворювати слабкий міжмолекулярний зв'язок ковалентного типу. Прикладом міжмолекулярного зв'язку є водневий зв'язок: H 2 O ... H-O-H. Процес розриву міжмолекулярних зв'язків у твердій речовині ендотермічний. У ряді випадків проявляється зв'язок змішаного типу (ковалентно-металевий або ковалентно-молекулярний) Зв'язок металевий:
- змішаний хімічний зв'язок, утворений ковалентним зв'язком між атомами та іонним зв'язком між іонами та вільними електронами
- електронодефіцитний багатоцентровий хімічний зв'язок, обумовлений взаємодією валентних електронів ("електронного газу") у металах з позитивно зарядженими іонами кристалічних ґрат (тобто їй властива часткова справакалізація валентних електронів у металах з утворенням) зон провідності)
Вона має властивості, характерні як ковалентної, так іонного зв'язку. Металевий зв'язок багатоцентровий, ненаправлений і ненасичуваний (тому металам відповідає кристалічна решітка з максимально щільною упаковкою), неполярна і сильно справакалізована. Вона може бути як довго-, так і короткодіючим. Атоми металів легко віддають валентні електрони, перетворюючись на позитивно заряджені іони.
Всередині кристалічної решітки валентні електрони не належать конкретно якомусь атому, тому внаслідок малих розмірів електрони можуть вільно переміщаються по всьому її об'єму (виникає "електронний газ" - велика кількість орбіталей, на яких електрони узагальнені одночасно кількома атомами). Металеві зв'язки роблять кристалічні решітки компактнішими. Внаслідок електростатичного тяжіння ядер атомів суто металевого зв'язку не існує 
Такі зв'язки присутні у таких речовинах:
-
металах (мідь, алюміній та ін.)
-
інтерметалідах (Au 4 Al, BaAl 4 , MgZn, натрій-олов'яних сполуках типу NaSn 3 , та ін.)
-
деяких з'єднаннях металів з неметалами (наприклад, сплавах заліза з вуглецем - сталях та чавунах)
Більшість таких речовин мають складну стехіометрію (наприклад: Fe 7 Mo 6 , Li 8 MgSi 6 , ZnGeAs 2 та ін), а число найближчих сусідів кожного атома зазвичай перевищує його типову валентність (до 16)
Примітки:
1
. При зміні кількісного співвідношення елементів у сполуках (наприклад, в оксидах у ряді TiO...Ti3O5...TiO2) відбувається як зміна їх властивостей, так і природи хімічного зв'язку (від металевого до практично ковалентного)
2
. Цікаво, що кристалічна решітка церію при сильних (до 7000 атм.) стисненнях не перебудовується, хоча об'єм зразка зменшується майже на чверть (при цьому зменшується його електричний опір). Можливою причиною цього є електронні переходи електронів з 4 f-подоболочки (метал складається з іонів Ce 3+) на 5 d-подолочку (електронна хмара складається з 4-валентних іонів)
Зв'язки багатоцентрові- ковалентний зв'язок, що належить кільком атомам. Інакше - це делокалізовані хімічні зв'язки в электроно[надлишкових/дефіцитних] молекулах і кристалах (електронні пари займають орбіталі, що оточують три і більше атомних центру). Наприклад, у з'єднаннях бору з водою атоми водню беруть участь в утворенні багатоцентрових. електронодефіцитнихзв'язків. Так як число центрів в електронодефіцитних з'єднаннях може бути більше трьох, можливі чотири- і багатоцентрові зв'язки Зв'язок молекулярний- зв'язок, утворений атомами металів у кристалічних ґратах (наприклад, Cu, Fe та інших.), атомами інертних газів, і навіть насиченими молекулами (під впливом слабких електростатичних сил - сил Ван-дер-Ваальса). Енергія зв'язку у разі дуже мала (наприклад, для аргону вона дорівнює всього 7.5 Дж/моль) Зв'язки місткові ("бананові") - два зв'язки, що утворюються одновалентним атомом. Наприклад, у борані В 2 Н 6 кожен одновалентний "містковий" атом водню пов'язаний з двома атомами бору, утворюючи два вигнуті зв'язки B-H-B (2-електронні 3-центрові зв'язки), в яких беруть участь одному електрону від атома водню і від атома бору.Мостикові зв'язки присутні також у гідриді магнію MgH2. несиметричними (наприклад, Al-C-H-Al або B-H в тетраборані B 4 H 10 (з різними довжинами зв'язку B-H)).
Сполуки з містковими зв'язками інакше називають електронодефіцитними (до них зазвичай відносять металіди). Як містки можуть виступати не тільки окремі атоми, але і нейтральні ліганди, що утворюють по дві (наприклад, Co 4 (CO) 12) і навіть по три (наприклад, Rh 6 (CO) 16) зв'язку Зв'язки спрямовані- хімічні зв'язки, енергія яких залежить від розташування цього зв'язку щодо інших зв'язків навколо обраного атома (спрямовані зв'язку малочутливі до взаємної орієнтації зв'язків атома) Зв'язок насичуваний- зв'язок, у якому атом утворює кінцеве число зв'язків з іншими атомами (до 8):
в ній задіяно обмежену кількість електронів Зв'язки насичені- синонім "одинарних ковалентних зв'язків" Зв'язок нелокалізований- багатоцентровий 2-електронний зв'язок (тобто пара електронів якої належить більш ніж двом атомам у молекулі)
Примітка.
У багатьох випадках справакалізовану, нелокалізовану та пов'язану вважають одним видом зв'язку Зв'язки неспрямовані- хімічні зв'язки, малочутливі до взаємної орієнтації зв'язків атома Зв'язки ненасичені- Зв'язки, утворені валентними електронами металу. Зазвичай хімічний зв'язок у металах багатоцентровий, ненасичений та ненаправлений. Наприклад, молекули кислоти HNO 2 і оксиду NO 2 мають ненасичені хімічні зв'язки і тому утворюють активовані частинки. Молекула етилену має подвійний (ненасичений) зв'язок, тому вона (молекула) здатна приєднувати два 1-валентні атоми або радикали (при цьому подвійний зв'язок розривається і переходить в одинарний). Електропровідність твердих тіл заснована на участі тільки валентних електронів, що утворюють ненасичені хімічні зв'язки Зв'язок неполярний- ковалентний зв'язок між атомами одного виду (наприклад, хлор). В основі утворення гомеополярного зв'язку лежить спіновий обмін (тобто обмінна взаємодія). Сполуки з неполярними зв'язками добре розчиняються в неполярних розчинниках. Зв'язок ненасичені- кратні зв'язки, які можуть бути двох типів:
"вуглець - вуглець"
"вуглець - гетероатом"
Ненасичені зв'язки утворюються, наприклад, при окисленні полімерів. Каучуки, що містять ненасичені зв'язки, можуть вулканізуватися сіркою або пероксидами Зв'язки непоєднані(або ізольовані) - два подвійні зв'язки, розділені двома або декількома простими (утворюють неплоскі структури) Зв'язки нестабільні/нестійкі- зв'язки між атомами молекул типу Si-Cl, Si-H, Si-OH, O-O-H
та ін. Зв'язок одинарний- Хімічний зв'язок, що здійснюється однією електронною парою. Простий (одинарний) зв'язок між двома атомами - завжди сигма-зв'язок, а при подвійній або більшій кратності зв'язку - одна з них є сигма-зв'язком, а решта - пі-зв'язку Зв'язок одноелектронний- можливо присутній в іоні водню (Н 2), в якому два протони пов'язані одним електроном, а також в молекулі диборану B 2 H 6 Зв'язки орбітально-дефіцитні- 3-центрові 4-електронні зв'язки, утворені парою електронів ( p- або s-) орбіталі центрального атома та двома валентними орбіталями лігандів, що містять по одному електрону. При цьому утворюються три молекулярні орбіталі: зв'язуюча, розпушуюча і незв'язувальна (локалізована на лігандах). Такі зв'язки характерні для комплексів та сполук неметалів з галогенами (типу ClF 3 , ClF 7 , PF 5 , SF 4 та ін.) Зв'язки орбітально-надлишкові- 3-центрові 2-електронні зв'язки, утворені взаємодією наполовину заповнених валентних орбіталей центрального атома (тобто з одним неспареним електроном) та двома валентними орбіталями лігандів, що також містять по одному електрону. В результаті утворюються три молекулярні орбіталі. Наприклад, в електронно-дефіцитній молекулі диборану B 2 H 6 загальна кількість валентних електронів (12) не вистачає для утворення (8) 2-електронних
2-центрових зв'язків, хоча два центральні атоми водню об'єднані 3-центровими (B-H-B) орбітально-надлишковими зв'язками Зв'язок напівполярний / семиполярний- зв'язок, утворений внаслідок донорно-акцепторної взаємодії. За рівнем полярності вона проміжна між малополярними ковалентними та сильнополярними іонними зв'язками. Семиполярні зв'язки за своєю сутністю є "подвійними" зв'язками, тому що при їх утворенні відбувається як процес перенесення електрона (утворення іонного зв'язку), так і узагальнення електронів (утворення ковалентного зв'язку). Характерною ознакою семиполярного зв'язку є наявність протилежних набоїв на ковалентно пов'язаних атомах. Освіта семиполярного зв'язку протікає у два етапи:
*
перенесення електрона від атома-донора з неподіленою парою електронів (він перетворюється на катіон-радикал) до атома-акцептора з двома неспареними електронами (він перетворюється на аніон-радикал, тобто частинку з неспареним електроном)
*
усуспільнення неспарених електронів, тобто. формування загальної сполучної орбіталі (як у разі простого ковалентного зв'язку)
тобто. два взаємодіючі атоми зв'язуються як ковалентної (за допомогою електронної пари), так і електровалентної (за допомогою зарядів різної полярності, що виникають на віддає і приймає електрони атомах) зв'язками. Приклади позначень семиполярного зв'язку (зазначені стрілками):
(CH 3) 3 N + -O - ≡ (CH 3) 3 N→O (між атомами азоту та кисню)
або в сульфогрупі SO 3 H (між атомами кисню та атомом сірки): O −−S-OH ↓ O Приклад утворення семиполярного зв'язку (з http://www.chemistry.ssu.samara.ru/chem1/46_semi.htm): 
Тут атом кисню молекули диметилового ефіру (СН 3) 2 Про віддає неподілену пару електронів атому хлориду алюмінію AlCl 3 в результаті на атомі кисню виникає позитивний заряд, а на атомі алюмінію - негативний. Взаємодія протилежних за знаком зарядів ковалентно-пов'язаних атомів призводить до додаткового їх тяжіння (типу іонного зв'язку). Семиполярним є також зв'язок N-O в нітрогрупі NO 2 азотної кислоти HO-NO 2 . Довжина семиполярних зв'язків можна порівняти з довжиною простих зв'язків. Семиполярні зв'язки найчастіше зустрічається у комплексах та органічних сполуках. Хоча речовини з семиполярними зв'язками мають високу діелектричну проникність, на відміну від іонних, вони не здатні дисоціювати. З'єднання з такими зв'язками характеризуються великими дипольними моментами, мають високі температури плавлення та кипіння, низьку пружність пари та порівняно високу розчинність у воді.
У багатьох випадках семиполярний зв'язок називають також дативним, донорно-акцепторним, комбінованим, координаційним і змішаним. Зв'язок полуторний- найбільш характерна для молекули азотної кислоти, у якої валентність азоту дорівнює 4, а ступінь окислення - (+5), так як електронегативні атоми кисню зміщують на себе всі 5 електронів атома азоту:
Тут обидва атоми кисню, пов'язані тільки з азотом, перебуваючи на однаковій відстані від атома азоту, рівноцінні і кожен несе половину заряду електрона, отже, утворюється полуторний зв'язок: 1 + 1/2 = 3 / 2
(1.5). Усі атоми в молекулі мають стійкі електронні зміни зовнішніх рівнів: у кисню та азоту - 8-електронні, а в водню - 2-електронні).
Полуторні зв'язки мають власну назву кожної конкретної молекули. Наприклад, у разі азотної кислоти наявний полуторний зв'язок називається "трицентровий чотириелектронний пі-зв'язок" (вона утворена чотирма електронами і зв'язує три атоми - центри).
Примітка.
Деякі хімічні елементи не утворюють полуторних зв'язків (наприклад, атом фтору, що не має d-підрівня)
Зв'язок поляризований- може розглядатися як резонансний гібрид суто ковалентного зв'язку (з симетричним розподілом електронної щільності) і суто іонного зв'язку (у якому обидва електрони повністю перейшли до більш електронегативного атома). Дипольний момент такого зв'язку може спричинити поляризацію сусідніх зв'язків у молекулі внаслідок індуктивного ефекту. Поряд з іонною парою та вільними іонами поляризований зв'язок може виникати при поділі компонентів іонної пари Зв'язок полярний- ковалентний зв'язок між двома атомами з різною електронегативністю (є проміжним між іонним і ковалентним полярним зв'язком). Вона має постійний електричний дипольний момент через розбіжність центрів тяжкості негативного заряду електронів і позитивного заряду ядер (електронна хмара електронів зв'язку зміщена в бік одного з атомів). Молекули з таким зв'язком реакційніші, а сполуки з полярними зв'язками добре розчиняються в полярних розчинниках). Метали, а також галогеніди, оксиди, сульфіди та ін. утворюють полярні хімічні сполуки
Примітка.
Полярність зв'язку відмінна від полярності молекул, що залежить від просторового розташування атомів у молекулі. Полярні зв'язки, у свою чергу, ділять на ділокалізовані та локалізовані Зв'язки поперечні– хімічні зв'язки між молекулами полімерів, утворені між атомами вуглецю сусідніх макромолекул. При розриві хімічного зв'язку молекулах полімерів зазвичай утворюються дві функціональні групи. Оскільки довжина молекули полімеру дуже велика, енергія її взаємодії із сусідніми молекулами значно перевищує енергію будь-якого хімічного зв'язку. Зв'язок проміжний- хімічний зв'язок із властивостями двох видів зв'язку (наприклад, зв'язок у ковалентно-полярних сполуках неметалів з різною електронегативністю є проміжним між іонним та ковалентним зв'язком) Зв'язок простий (одинарний, ординарний)- Хімічний ковалентний зв'язок, утворений парою електронів з протилежними спинами, що рухаються в полі двох атомних ядер. Одинарний зв'язок – завжди сигма-зв'язок. Наприклад, у двоатомних молекулах (H 2), (Cl 2) і (HCl) є по одному двоцентрового ковалентного зв'язку, утвореного взаємодією неспарених електронів (що знаходяться, відповідно, на орбіталях 1s-1s, 3р-3р і 1s-3р). Зазначені молекули можуть бути описані такими електронними та структурними формулами:
Н: Н, Н – Н
Cl: Cl, Cl - Cl
H: Cl, Н - Cl
де двокрапка та тире означають загальну пару електронів з'єднаних атомів. Найміцніший одинарний зв'язок - у молекули тритію (447.2 кДж/моль), а найміцніший одинарний зв'язок різноелементних атомів - у молекулі чадного газу СО (1070.3 кДж/моль). У разі одних і тих же атомів одинарний зв'язок слабший і довший за кратний (подвійний або потрійний) зв'язок. Одинарні зв'язки визначають геометрію молекул Зв'язки вільні- Визначають число атомів, що входять до складу утворюються молекул. Наприклад, атом водню одновалентний (має один вільний зв'язок), тому він може з'єднуватися тільки з іншим одновалентним атомом, утворюючи молекулу із двох атомів (наприклад, молекулу соляної кислоти HCl) Зв'язки змішані. Якщо до складу молекули входять не два, а більше атомів, то зв'язок між ними може бути різним. Наприклад, у молекулі Na 2 SO 4 зв'язок між атомами натрію (Na) і кисню (О) іонна, а між атомами кисню (О) та сірки (S) - ковалентна полярна. Різні види зв'язку існують також у молекулі комплексу Na 2 : хлор з платиною пов'язані ковалентно-координативним зв'язком, а натрій з комплексним іоном - іонним зв'язком. Змішаний тип зв'язку зустрічається також у з'єднаннях типу метал-неметал, коли електронегативність елементів недостатня для віднесення зв'язку тільки до іонної. Наприклад, у арсеніду галію GaAs природа зв'язку може бути іонною або металевою залежно від складу сполуки
Примітки:
1
. У деяких джерелах змішаний зв'язок вважається еквівалентним.
2
. Для полімерів характерні два типи зв'язків: ковалентні (для основного ланцюга) та міжланцюгові(фізичні) Зв'язки специфічні- виявляються при взаємодії між комплементарними молекулами (тобто які мають відповідні один одному фрагменти типу "ключ-замок"). До них відносять водневий та координаційний зв'язок Зв'язок топологічний- механічний зв'язок між двома фрагментами молекули (наприклад, катенанидвох моноциклічних молекул, протягнутих одна крізь іншу як ланки корабельного ланцюга). Існуюча у яких топологічний зв'язок визначається не хімічним взаємодією, а специфічним розташуванням її компонентів. Критичним є досить великий розмір циклу (не менше 26 атомів вуглецю)
Зв'язок триелектронний- зв'язок, в якому беруть участь два неподілені електрони одного атома і один неспарений електрон іншого атома. Такий зв'язок характерний для молекул кисню Зв'язок потрійний- зв'язок між двома атомами, що здійснюється трьома парами електронів, наприклад, у з'єднаннях С≡С, C≡N, N≡N або в димері . Потрійний зв'язок зазвичай утворений одним сигма- і двох пі-зв'язків (розташованих перпендикулярно один одному). Наприклад, в молекулі оксиду вуглецю (II) (ЗІ) є надлишок 6 електронів, що зв'язують над розпушуючими, тобто. третя (додаткова) утворюється за донорно-акцепторним механізмом за рахунок неподіленої електронної пари кисню, яка займає вільний осередок, що залишився в атома вуглецю. Така будова спостерігається в смугастих спектрах молекул як у звичайному, так і збудженому станах. Як і молекула азоту N 2 молекула CO ізоелектронна, двоатомна і має потрійний зв'язок ( :
C≡O ∴
). Вони мають дуже низьку температуру плавлення та кипіння, високу енергію дисоціації (1069 кДж/моль або 256 ккал/моль) та малу міжядерну відстань (0.1128 нМ). Негативний заряд молекули CO зосереджений на атомі вуглецю. Потрійний зв'язок коротший за подвійний або простий (одинарний). З'єднання, що містять потрійний зв'язок, мають більшу реакційну здатність, ніж з'єднання з подвійним зв'язком Універсальні зв'язки- особливий вид зв'язків, що виявляються за специфічних взаємодій між молекулами. До них відносять дисперсійні, індукційні та орієнтаційні взаємодії. Зв'язок четверний- зустрічається в сполуках d-елементів (зокрема, ренію та молібдену), наприклад, у комплексному аніоні 2- , що є кластером, реалізується четверний зв'язок Re-Re (одна сигма-зв'язок, два пи-зв'язку та одна дельта-зв'язок) Сили Ван-дер-Ваальса(Я.Д. ван дер Ваальс, 1869) - сили міжатомної та міжмолекулярної взаємодії (з енергією 10-20 кДж/моль), а також сили взаємодії між постійними та індукованими диполями або між деякими іншими частинками та молекулою. Ці сили виявляються при дисперсійній, індукційній чи орієнтаційній взаємодії диполів. Система непоєднана- система з локалізованими пі-зв'язками, наприклад,
CH 2 =CH-CH=CH 2 Система сполучена- Структурна одиниця, що містить пов'язані(подвійні і одинарні), що чергуються, зв'язку. У сполученій системі здійснюється особливий вид взаємного впливу атомів - сполучення. Сполучена система повинна бути більш насиченою, ніж системи, що містять два непов'язані подвійні зв'язки). Для сполучення кратні зв'язки повинні бути розділені лише одним простим зв'язком, причому максимальне сполучення досягається у разі розташування обох кратних зв'язків в одній площині (інакше сполучення між ними зменшується зі збільшенням кута між площинами розташування зв'язків). У разі зв'язків (кратність/порядок) зв'язку буде дробовим числом. Сполучена система може бути:
- відкритою(наприклад, у бутадієну-1,3: CH 2 =CH-CH=CH 2)
- закритою (замкнутою)(наприклад, кільцева структура бензолу)
і містить атом:
- з вакантною атомною р-орбіталлю (CH 2 =
CH-CH 2)
- з неподіленою електронною парою (CH 2 =
CH-(N:)H 2 )
- з неспареним електроном (CH 2 =
CH-ĊH 2) Зміщення електронне індуктивне- поява на атомах ефективних (реальних) зарядів внаслідок усунення поляризованого зв'язку між атомами з різною електронегативністю до більш електронегативного атома Сполучення(по https://mipt.ru/education/chair/chemistry/upload/85e/f_5gy21d-arpgzcwgk0c.pdf) - освіта в молекулі єдиної електронної хмари ділокалізованої при перекриванні негібридизованих р-орбіталей, наприклад:
- у сполученій системі (делокалізовані зв'язки): CH 2 =
CH-CH =
CH 2 (сполучені зв'язки)
- у несопряженной системі (локалізовані зв'язки): CH 2 =
CH-CH 2 -CH=
CH 2 (ізольовані зв'язки)
Сполучені сполуки більш стабільні порівняно із сполуками із ізольованими кратними зв'язками. Стабільність з'єднання залежить також від довжини ланцюга сполучення
Примітка.
Ряд амфотерних гідроксидів (Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 , Sb(OH) 3 та ін.) виявляють властивості слабких кислот, тому що в їх молекулах немає можливості для утворення поєднання зв'язків Сполучення (кон'югація) зв'язків- вид взаємодії простих і кратних зв'язків, що чергуються, або подвійного зв'язку з неподіленою електронною парою заступника в структурній формулі сполуки (наприклад, в 1,3-бутадієні: СН 2 =СН-СН=СН 2). При поєднанні реально спостерігається додаткове перекривання атомних орбіталей, що мають паралельні осі симетрії: за рахунок цього відбувається справакалізація (перерозподіл) електронної густини та утворення єдиної електронної системи. Поєднання - екзотермічний процес В даний час поєднання зв'язків розглядається як взаємодія (по одному з механізмів) між орбіталями окремих фрагментів молекули. Характерна зміна геометрії молекули, пов'язана з укороченням формально простих і подовженням формально кратних зв'язків також пояснюється наявністю поєднання зв'язків Ступінь іонності зв'язку- частка електронного заряду, що зберігається на атомі після усунення електронної щільності до більш електронегативного атома (вона прямо пропорційна ефективним зарядам атомів, що входять до конкретної сполуки). Інакше - вона дорівнює відношенню ефективного зарядудо заряду електрона. Зазвичай що більше дипольний момент (ступінь іонності зв'язку), то вище реакційна здатність молекул. Її виражають у частках одиниці або у відсотках (виходячи зі значень електронегативності). Наприклад, у фториді літію LiF зв'язок на 80% іонний, а на 20% - ковалентний, а ступінь іонності зв'язку (CsH) більший, ніж (LiH). Наприклад: ковалентна зв'язок H +0.17 -Cl -0.17 має ступінь іонності (17 %), а ступінь ковалентності (83 %).
У іонного зв'язку ступінь ковалентності мала порівняно зі ступенем її іонності. Ступінь іонності тим більше, чим більше різниця електронегативностей частинок, що її утворюють (при цьому зменшується частка ковалентності атома і збільшується частка електровалентностіатома за сталості його загальної валентності). Ступінь іонності обумовлює також полярність зв'язку, що призводить до появи диполя, Що викликає притягування та орієнтацію реагентів. Наприклад, у поєднанні CsF ступінь іонності перевищує 89%, тому коректніше говорити про рівень іонності (або полярності) ковалентного хімічного зв'язку. Для оцінки ступеня іонності зв'язку користуються поняттям "ефективний заряд іона"
Примітки:
1
. Існує певна міра схожості залежностей (симбатність) між змінами ступеня іонності зв'язку та різниці електронегативностей атомів, що зв'язуються.
2
. Мірою ступеня ковалентності зв'язку є ступінь поляризації іонного зв'язку. Від ступеня ковалентності залежить ступінь гідролізу та дисоціації солей у водних розчинах. Високий ступінь ковалентності характерний для полярного ковалентного зв'язку
Ступінь полярності:
*
молекули - залежить від дипольного моменту складових її атомів. Ступінь полярності збільшується, якщо атоми, що входять до складу молекули, здатні притягати електрони. При вплив на молекулу зовнішніх (електричного та/або магнітного) полів ступінь полярності її зв'язків може збільшитися до повного розриву зв'язку
*
зв'язку - залежить як від виду атома, з яким безпосередньо пов'язаний даний атом, так і від того, з якими іншими атомами вони пов'язані валентностями, що залишилися. Наприклад, атом водню, пов'язаний з киснем або азотом, більш здатний до утворення водневого зв'язку, якщо атоми кисню або азоту інший своєю валентністю пов'язані з електронегативним елементом. При збільшенні електронегативності атомів, що беруть участь у освіті зв'язку, збільшується ступінь полярності їх зв'язків (переважно проявляються властивості іонного зв'язку та меншою мірою властивості ковалентного зв'язку) Стереоактивність- Активність, обумовлена присутністю в молекулі вільної пари електронів. Чим більша кратність зв'язку, тим вища її стереоактивність (наприклад, в молекулі COCl 2 валентні кути при sp 2 -гібридизації різні, так як кратність зв'язку С=Про вище, ніж C-Cl) Супрамолекули- окремі великі освіти з великого (але кінцевого) числа молекулярних олігомерів. У супрамолекулах утримання окремих фрагментів відбувається за рахунок невалентних міжмолекулярних взаємодій (водневих зв'язків, ліофільних та ліофобних взаємодій, а також електростатичних сил) Схема валентна- комбінація 2-електронних 2-центрових зв'язків Термоліз- некаталітичне розщеплення одного або кількох ковалентних зв'язків у результаті взаємодії на з'єднання підвищеної температури Теорія іонного зв'язку(В. Коссель, 1916) - при взаємодії атомів один з них віддає іон, а інший приймає його, при цьому атом, що віддає електрон, стає зарядженим позитивно, а електрон, що приймає, - негативно Кути валентні- кути між двома уявними лініями зв'язків у хімічній сполукі. Вони визначають геометричну просторову конфігурацію молекул. Розмір валентних кутів залежить від природи атомів і зажадав від характеру хімічного зв'язку. Між величинами валентних кутів та валентними станами атомів існує тісний зв'язок. Наприклад, в молекулах (CH 4), (NH 3) і (H 2 O) валентні орбіталі центральних атомів знаходяться в однаковому гібридному стані, проте кути між зв'язками не рівні: (CH 4) він дорівнює 109 o , (NH 3 ) - 107 o , а (H 2 O) - 105 o Зусилля валентне- Частка формальної валентності (заряду) атома/іона, що припадає на один зв'язок Характер поляризації(ковалентного зв'язку) - усунення електронних пар, яке залежить від конретних станів молекули. При поляризації утворюються надлишкові заряди. Наприклад, молекула (СО) при близьких до рівноважного стану міжядерних відстаней може бути описана як (С - Про +), а при відстанях більше рівноважного - як (З + Про -). Характер поляризації ковалентного зв'язку може змінюватися під час переходу молекули у збуджений стан [наприклад, молекула водню (Н 2) у збудженому стані може дисоціювати на іони Н + та Н - ]. Чим більша поляризація іонів, тим менша іонність зв'язку Ланцюги кон'югації / сполучення- ланцюги, у яких має місце сполучення. Від довжини ланцюга сполучення реакційна здатність функціональних груп молекул із сполученими зв'язками не залежить Частота зв'язку- характеристична частота коливань системи з двоатомної молекули (представленої як двох мас, пов'язаних пружним елементом). Наприклад, частота зв'язку атомів О-Н дорівнює приблизно (1014 Гц) Електровалентність- Абсолютна величина формального заряду атома. Якщо електровалентність визначається величиною ефективного заряду атома, вона може бути нецелочисленной. p align="justify"> Електровалентність виникає при переході електронів від одного атома до іншого і величина її визначається числом електронів, відданих атомом (з утворенням позитивного іона) або приєднаних атомом (з утворенням негативного іона). Наприклад, в оксиді Al 2 O 3 алюміній позитивно 3-валентний, а кисень - негативно 2-валентний. Електровалентність має мало спільного з ефективним зарядом(Реальним зарядом атома в сполуках), що є єдиним критерієм іонності зв'язкуЕлектроноакцептор- більш електронегативний атом пари електронів, пов'язаний полярним ковалентним зв'язком (відтягує електронну щільність у свій бік) Електронодонор- більш електропозитивний атом пари електронів, пов'язаний полярним ковалентним зв'язком Електронегативність- Відносна кількісна здатність атомів даного хімічного елемента притягувати до себе електронну пару від атомів інших елементів при утворенні ковалентного зв'язку. Зі збільшенням атомного номера елемента електронегативність у періоді збільшується, а групі - зменшується. За спаданням електронегативності основні хімічні елементи розташовуються в наступному порядку: F, O, N, Cl, Br, C, S, P, H, B, Fe, Mg, Ca, Li, Na, K. Фтор (F) має найбільшу електронегативність, францій (Fr) - найменшу. Електронегативність у металів нижча, ніж у неметалів. Вона знаходить практичне застосування у всіх електрохімічних явищах. Відносна(за Полінгом) електронегативністьзбільшується з номером групи та зменшується з номером періоду.
Пов'язані атоми можуть відрізнятися за величиною електронегативності. Електронегативність атома вуглецю залежить від стану його гібридизації Електрофіл (електрофільна частка) - частка, що має вакантну електронну орбіталь на валентному рівні. При взаємодії з якоюсь частинкою, що має пару електронів, електрофіл може прийняти цю пару на свою вільну орбіталь і за рахунок цього утворити новий зв'язок. Як і у випадку нуклеофіла, електрофіл може бути електронейтральною молекулою (наприклад, ВН3) Елімінування- відщеплення двох атомів або груп атомів від сусідніх атомів вуглецю з утворенням між ними пі-зв'язку, при цьому атоми вуглецю переходять з ( sр 3- у sp 2-) або з
(sр 2- у sp-) гібридний стан. Зазвичай вихідними речовинами є представники різних класів органічних сполукЕнергія активації- енергія, необхідна для розриву хімічного зв'язку в асоціаті, утворення якого передує отриманню кінцевого продукту хімічної реакції (інакше - це енергія, необхідна освіти нестійкого активованого комплексу); вона менша за енергію розриву зв'язку Енергія ділалізації / сполучення- Виграш енергії, що отримується в результаті сполученняЕнергія дисоціації зв'язку- енергія (на 1 моль), необхідна для гомолітичного розриву зв'язку Енергія зв'язку[кДж/моль] - величина роботи, необхідної для розриву одного хімічного зв'язку
всіх молекулах, що становлять (1 моль) речовини (інакше - енергія, що виділяється при утворенні хімічного зв'язку або витрачається на розрив зв'язку). Енергія зв'язку показує міцність зв'язку. Енергія зв'язку відповідає частці енергії, що поглинається при дисоціації молекули на атоми і припадає на цей зв'язок.
Енергія зв'язку між двома атомами залежить від кратності зв'язку (зі збільшенням кратності енергія зв'язку зростає). У двоатомних молекул енергія зв'язку дорівнює енергії дисоціації молекул на атоми. Наприклад, енергія:
- одинарного зв'язку вуглецю (C) у молекулі етану (С 2 Н 6) дорівнює 263 кДж/моль
- подвійний зв'язок вуглецю (С=С) в етилені (С 2 Н 4) дорівнює 422 кДж/моль
- потрійний зв'язок вуглецю (C≡C) у молекулі ацетилену (С 2 Н 2) дорівнює 535 кДж/моль).
Міцність зв'язків збільшуються в ряді p-, sр 3-, sp 2-, sp-орбіталей і при включенні в гібридизацію
d-орбіталей. Енергії зв'язку двоатомної молекули відповідає енергія термічної дисоціації,
а енергії зв'язку атомного ядра - дефект маси.
Наприклад, у суміші молекул хлору та водню реакція між молекулами хлору протікає швидше, ніж взаємодія між молекулами хлору та водню, оскільки енергія зв'язку у молекули Cl 2 значно менша, ніж у молекули H 2 Енергія зв'язку в системі з трьох, чотирьох і більше атомів значно менше енергії зв'язку двоатомних систем, тому багатоатомні системи (наприклад, кристали) можуть існувати лише за відносно низьких температур: водню - близькі до абсолютного нуля, а води - нижче за нуль. У разі підвищення температури кристал розпадається на двоатомні молекули. Потенційна енергія системи з трьох протонів та двох електронів відрізняється від енергії системи з двох протонів та двох електронів. Внаслідок цього і кінетична енергія третього електрона буде іншою, ніж у електронів у молекулі з двох атомів, а в системі з трьох атомів водню з'являється додаткове вільне місце, що визначається значеннями енергії та імпульсу, яке займає третій електрон. Напрямок спина третього електрона байдуже, тому що в порівнянні з двома першими третій електрон знаходиться у відмінному енергетичному стані (займає інше місце). Деякі атоми металів (наприклад, Cd, Zn) можуть утворювати слабостійкі молекули виду М 2 (М-М), енергія зв'язку яких дуже мала. Енергія зв'язку питома(або хімічний потенціал) - Зміна енергії системи при додаванні однієї частинки (для системи з декількох частинок існує кілька хімічних потенціалів) Ентальпія зв'язку стандартна- Зміна ентальпії в реакції утворення (1 моль) 2-атомних молекул з атомів газоподібних речовин (наприклад: H (газ) + Cl (газ) = HCl (газ)) Ефект індуктивний/індукційний- Зміщення електронної щільності вздовж сигма-зв'язку внаслідок різниці в електронегативності атомів, що утворюють цей зв'язок. Ефект має векторний характер, впливає на всі атоми насиченого ланцюга в одному її напрямку і може бути як позитивним, так і негативним. Такий ефект швидко загасає ланцюгом простих зв'язків і проявляється тільки на порівняно коротких відстанях.
Примітки:
1
. Індуктивні та мезомірні ефекти впливають на властивості сполук (зокрема силу кислот і основ), на швидкості реакцій, положення рівноваги в системі та реакційну здатність молекул
2
. Взаємний вплив атомів може відбуватися через ланцюг простих (індукційний ефект) або поєднаних подвійних зв'язків (мезомірний ефект) Ефект мезомірний/резонансний/сполучений- тип взаємного впливу атомів, коли зміна розподілу електронної густини в одній частині молекули призводить до перерозподілу електронної густини у всіх інших її частинах по ланцюги сполучення(за системою сполучених кратних (подвійних та потрійних) зв'язків). Мезомірні ефекти зазвичай проявляються у сполучених сполуках, зумовлюючи поляризацію молекул в основному стані. Мезомірний ефект, як і справакалізація зв'язків, проявляється при поєднанні орбіталей Ефект пару динамічний / таутомерний:
- виникає при безпосередньому впливі реагенту на сполучену систему (при бімолекулярному зіткненні), що призводить до реакції
- повне переміщення електронної пари октету одного атома в октет іншого (з гетеролітичним розривом старих зв'язків та утворенням нових)
- результат перерозподілу щільності електронної хмари молекули під впливом атакуючого реагенту Ефект сполучення статичний- результат поєднання подвійних зв'язків у нереагуючій молекулі Ефект електромірний- динамічний (близький до мезомерного) ефект поляризації сполученої системи зв'язків реонуючого молекули в перехідному стані під впливом електричних полів реагентів
Порядок розташування прикметників англійською мовою
«Під крилом дракона» Террі Лу Террі лу під крилом дракона читати онлайн
Про що все місто говорить