5 Химическая связь

5.1 Понятие химической связи. Основные виды химической связи

Фундаментальной основой химической связи явилась теория химического строения А.М.Бутлерова (1861г), согласно которой свойства соединений зависят от природы и числа составляющих их частиц и химического строения.

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

В образовании химической связи из всех существующих в природе сил существенными при расчётах полагают только электростатические силы (пренебрегают взаимодействием с внешними электромагнитными полями, спиновым взаимодействием электронов и ядер).

К основным чертам химической связи можно отнести :

а) снижение общей энергии двух – или многоатомной системы по сравнению с суммарной энергией изолированных частиц

б) перераспределение электронной плотности в области химической связи по сравнению с простым наложением электронных плотностей несвязанных атомов, сближённых на расстояние связи.

Выяснить, как распределяется электронная плотность, по сути дела, и означает описать химическую связь в веществе, но для этого, необходимо точное решение уравнения Шредингера, что осуществлено только для ионов . Для других систем применяют приближенные решения.

К основным видам химической связи относятся ионная, ковалентная и металлическая. Кроме того, между молекулами возникает водородная химическая связь и происходит ван-дер-ваальсовые взаимодействия.

Энергия и длина связи. Количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи, называется энергией химической связи [Кдж/моль].

Важной характеристикой химической связи является её длина , равная расстоянию между ядрами в соединении. Она зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания. С уменьшением длинны связи обычно растёт энергия связи.

Химическая связь обычно изображается черточками, соединяющими взаимодействующие атомы; каждая черта эквивалентна обобщенной паре электронов. В соединениях, содержащих более двух атомов, важной характеристикой является валентный угол, образуемый химическими связями в молекуле и отражающий ее геометрию.

Правило октета. В результате образования химической связи атомы могут приобретать такую электронную конфигурацию, как у благородных газов, которые имеют на внешней оболочке восемь (октет) электронов. Стремление к созданию устойчивой электронной конфигурации получило название правило октета. Это справедливо как для ионной, так и ковалентной связей. 

Совокупность сил, удерживающих два атома водорода в молекуле Н₂, описывают словом связь . Эта связь сильна, поскольку при обычной температуре водород существует исключительно в виде молекул. Энергия связи составляет 432 кДж/моль. Как происходит образование связи? ()

Рисунок 5.1 – Энергетическая диаграмма образования связи в молекуле водорода

Когда атомы находятся далеко друг от друга, энергия их взаимодействия равна нулю. Если атомы сближаются возникают силы притяжения электронов к ядрам соседних атомов, электронные облака перекрываются, образуется связь, энергия системы понижается.

При дальнейшем сближении атомов преобладающую роль начинают играть силы отталкивания между ядрами. Энергия системы резко повышается. Минимум на энергетической кривой отвечает наиболее устойчивому межъядерному расстоянию в молекуле, а также показывает выигрыш в энергии такой системы по сравнению с энергией двух изолированных атомов.

Любая химическая связь образуется с выделением энергии, для ее разрыва требуется затратить энергию, равную энергии связи.

Ещё в 1916г. немецкий учёный Коссель высказал идею образования ионной химической связи.

Давно известны были соединения с полярной связью - соли, например. В них можно предположить, что более электроотрицательный атом отнимает электрон у менее электроотрицательного, после чего атомы притягиваются друг к другу за счет Кулоновского взаимодействия. Na⁺ и Сl^-. Однако, для самого электроположительного атома Cs I₁=3.89 эВ, это надо затратить. А присоединение электрона к атому Cl c самым большим сродством к электрону дает выигрыш Е_а = 3.61 эВ, т.е. затраты не окупаются. На самом деле ионная или близкая к таковой связь может существовать только в кристаллах, где каждый ион окружен несколькими противоионами, что резко увеличивает энергию всей решетки. Т.е. ионная связь характеризуется ненаправленностью, ненасыщенностью. Чем больше ионов противоположного знака вокруг данного иона, тем лучше. Все определяется т.н. стерическими факторами - размерами ионов, их отталкиванием. И так, ионная химическая связь представляет собой электростатическое взаимодействие отрицательно и положительно заряженных ионов в химическом соединении.

Связь, образованная за счёт обобществленной пары электронов, поставляемых по одному от каждого атома, получила название ковалентной связи.

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

Рисунок 5.2 - Обменный (а) и донорно-акцепторный (б) механизмы образования ковалентной связи

Теория Льюиса близка к изображению связи в виде черточек, соединяющих атомы в графической

Другие типы связей:

1) Донорно-акцепторная связь. Понятие из представлений теории валентной связи. Один атом - донор предоставляет не один электрон, а электронную пару, а другой - акцептор - свободную орбиталь. Пример NH₃ -донор, Н⁺- акцептор, получаем NH₄⁺.

2) Водородная связь - вариант донорно-акцепторной. Пример - вода, муравьиная кислота.

Энергия обычной связи более 100 кДж/моль. Энергия водородной связи 20 - 40 кДж/моль.

3. Металлическая связь. Делокализация электронов в металлах с образованием зон проводимости. Электроны подвижны, но ни в коем случае не бегут по проводнику (от Красноярска до Ст.Петербурга) а просто передают энергию друг другу, как цепочка шаров, которые толкнули с одного конца.