1) Кратність – одинарні, подвійні, потрійні зв’язки;

2. Направленість, що визначає просторову структуру молекул, або їх форму. А просторова структура в свою чергу характеризується валентним кутом.

Ще одною характеристикою ковалентного зв’язку є насиченість.

Під насиченістю ковалентного зв’язку розуміють повне використання валентних електронів. Наприклад, до молекули Н₂ не можна приєднати ще один атом Гідрогену. Тому, що спін електрона цього атому буде паралельним з електроном, що утворив зв’язок в молекулі Н₂, а принцип Паулі це забороняє.

Крім всіх перелічених характеристик ковалентного зв’язку, він ще буває полярним та неполярним.

Неполярний зв’язок – це ковалентний зв’язок між атомами з однаковою електронегативністю: при цьому область перетинання електронних хмар знаходиться на однаковій відстані від ядер обох атомів.

Неполярний ковалентний зв’язок відбувається в молекулах H₂, O₂, N₂, Cl₂, F₂ тощо.

Полярний ковалентний зв’язок – це зв’язок між атомами з різною електронегативністю , в цьому випадку область перетинання електронних хмар зміщена в сторону атома з більшою електронегативністю.

Розглянемо утворення зв’язку в молекулі хлороводню: δ- зв’язок

Чим більша різниця електронегативності, тим більша полярність зв’язку.

Полярні молекули є діполями.

Діполь – це система, в якій центри позивного та негативного зарядів розташовані на значній відстані один від одного. Ця відстань називається довжиною діполя.

l

Чим більшe полярність зв’язку, тим більша довжина диполя.

Кількісною характеристикою полярності зв’язку є діпольний момент μ (векторна величина)

μ= δ·l

δ – величина часткового заряду

l – довжина діполя

Діпольний момент молекули дорівнює ∑ діпольних моментів всіх зв’язків в цій молекулі.

Поки що ми з вами розглянули утворення ковалентних зв’язків за обмінним механізмом. Але є ще один механізм.

Механізм утворення ковалентних зв’язків за рахунок електронної пари одного атома та вільної орбіталі іншого називається донорно – акцепторним.

Атом , що надає електрони називається донором, а атом, що дає вільну орбіталь – акцептором.

Розглянемо цей механізм на прикладі утворення іону амонію:

йон амонію

Цей зв’язок утворений теж парою електронів двохелектронної орбіталі одного з атомів та вільної орбіталі іншого атома.

Поки що ми з вами розглядали прості молекули і зв’язки, які в них утворюються. А як же будуть утворюватись хімічні зв’язки в молекулах, які містять 3 чи більше атомів. Розглянемо молекулу BeCl₂.

Be 1s²2s²2p⁰- звичайний стан, але в цьому випадку всі електрони парні і невідомо, як утворюють два зв’язки з хлором. Під впливом хлору електрон Be переходить з s – p – орбіталь і Be в збудженому стані має таку електронну конфігурацію:

*Be 1s²2s¹2p¹. Тепер він має 2 непарні електрони, які приймають участь в утворенні зв’язків. Таким чином утворюють зв’язок між s –електроном Be та р – електроном Cl – в одному випадку. та p –електроном Be і p – електроном Cl в другому. Як ви думаєте довжина цих зв’язків буде однаковою чи різною? Зв’язки будуть однакові за довжиною і це пояснюється поняттям гібридизованих орбіталей .

В багатьох молекулах, особливо в молекулах органічних сполук, деякі атомні орбіталі, що приймають участь в утворенні ковалентних зв’язків, змішуються між собою, тобто вирівнюються, утворюючи таким чином гібридні атомні орбіталі. В період гібридизації початкова форма та енергія орбіталей взаємозамінюється, утворюючи орбіталі нової, вже однакової форми і енергії.

²

³

180⁰

^{лінійна}

о

109,7⁰

тетраедрична

Геометрична форма молекул визначається гібридизацією.

Тепер ми розглянули всі характеристики ковалентного зв’язку:

1. довжина	4. направленість	7. валентний кут
2. енергія	5. насиченість	8. гібридизація
3. кратність	6. полярність

Перейдемо до другого типу хімічного зв’язку – іонного (Me - HeMe)

Атоми можуть витрачати або здобувати електрони, утворюючи іони. Якщо атоми втрачають електрони, вони перетворюються на катіони, а якщо здобувають – на аніони. Аніони і катіони з заповненим зовнішнім рівнем мають стійку електронну конфігурацію: Na⁺, Cl^-.

Хімічний зв’язок, що утворюється за рахунок електростатичного притягання між іонами з протилежними зарядами називається електровалентним, або іонним.

Іонний зв’язок утворюється за рахунок переносу електронів від одного атома до другого. Цей механізм дув предложений Косселем в 1916 р.

Найбільш типові іонні сполуки – це сполуки між металами І ІІ гр. та неметалами VI, VII гр. При зближенні елементів в періодах іонний характер зв’язку зменшується, а ковалентний – збільшується.

Більшість іонних сполук стійки в твердому стані. Це пояснюється наявністю в них кристалічної ґратки. В вузлах такої кристалічної ґратки послідовно розташовані позитивні і негативні іони. Молекули відсутні а кристал – це ніби –то гігантська молекула, яка складається з іонів.

Ці зв’язки, на відміну від ковалентних не мають направленості та насиченості.

Ненаправленість іонного зв’язку визначається тим, що кожен іон (заряджений шарик) може притягати іон протилежного знаку в любих напрямках. Взаємодія іонів веде до компенсації силових полів, в них залишається здібність притягувати іони протилежного знаку в інших напрямках, це каже про ненасиченість іонних зв’язків.

Але все ж таки природа ковалентних і іонних зв’язків однакова і єдина. Різниця лише в ступені поляризації загальних електронних пар, що можна поясніти різницею електронегативностей атомів.

Розглянути зв’язки F – Li, C – Cl, Cl – Cl.

Своєрідним хімічним зв’язком є водневий зв’язок.

Водневі зв’язки бувають міжмолекулярними та внутрішньо-молекулярні.

Міжмолекулярні хімічні зв’язки виникають між молекулами, до складу яких входить гідроген та дуже електронегативний елемент (F, O, N, Cl, S).

В таких молекулах загальна електронна пара від Гідрогену дуже зміщена до атому електронегативного елемента, а позитивний заряд його сконцентровано в дуже малому об’ємі. Тому такий протон взаємодіє з неподільною парою електронів другого атому чи іона. Таким чином, Гідроген утворює ще один зв’язок, більш слабкий, чим в самій молекулі. Але водневий зв’язок грає досить велику роль в поясненні властивостей багатьох сполук: наприклад, збільшення t⁰_кип та зменшення t⁰_замер для H₂O.

Внутрішньомолекулярний водневий зв’язок має місце в органічних сполуках:

нітрофенол

Металевий зв’язок сходний з іонним по природі утворення – в вузлах кристалічної ґратки розташовані позитивні іони метала, що зв’язані між собою електронним газом.

Якщо розглянути електронегативність елементів ІІ періода, то від Li до F електронегативність змінюється на 0,5. У Li –1.

H2,1
Li	Be	B	C	N	O	F
1.0	1.5	2.0	2.5	3.0	3.5	4.0
Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl
0.9	1.2	1.5	1.8	2.1	2.5	3
K	Ca		Ge	As	Se	Br
0.8	1.0		1.9	2.0	2.4	2.8

Зв`язок	Різниця	Тип зв`язку
F – Li	4,0-1,0=3,0	Іонний
C – Cl	3,0-2,5=0,5	Полярний ковалентний
Cl –Cl	3,0-3,0=0	Неполярний ковалентний

Чим > ∆x, тим більший внесок іонного зв`язку, тобто більший ступінь іонності.

≈2,1=∆x – 50% іонний зв`язок

<2,1 – ковалентний полярний зв`язок

0 – чисто ковалентний зв`язок