ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ

Основные понятия и определения

Учение о химической связи находится в центре внимания современной химии. Это и понятно, т. к. химические реакции есть не что иное, как перестройка химических связей в реагирующих частицах. Свойства вещества определяются его составом, а также типом химических связей, объединяющих атомы в молекулы, ионы, или свободные радикалы. Основополагающий вклад в учение о строении химических соединений внес русский химик А. М. Бутлеров.

Химическая связь – это сложные протонно-электронные взаимодействия атомов, которые приводят к образованию молекул простых или сложных веществ или кристаллов.

Признак химической связи – устойчивость образовавшейся молекулы.

Причина устойчивости – понижение полной энергии системы (суммы кинетической и потенциальной энергии) при образовании молекулы из атомов по сравнению с системой отдельных атомов.

В соответствии с современными представлениями, химическая связь образуется в результате электростатического притяжения взаимодействующих частиц и квантово-механического взаимодействия внешних валентных электронов реагирующих атомов. То есть природа химической связи едина – это взаимодействие электрических полей, образуемых электронами и ядрами атомов, участвующих в создании молекулы.

Основные характеристики химической связи:

1.Энергия связи, Е_св, определяет ее прочность – это количество энергии, которое нужно затратить на ее разрыв или количество энергии, выделяемое при образовании молекулы из атомов. Единица измерения энергии связи – кДж/моль (эВ/моль). Энергия химической связи изменяется в интервале 40 ÷ 400 кДж/моль.

2. Длина связи, ℓ, - расстояние между центрами двух атомов, образующих молекулу. Измеряется в м (нм) или .

Ниже приведены характеристики некоторых химических связей:

Связь	Есв, кДж/моль	ℓ,
H – H Cl – Cl Br – Br I – I H – Cl H – Br H - I	435,1 238,9 190,3 152,7 431,0 366,0 299,5	0,74 1,99 2,28 2,67 1,28 1,41 1,60

3. Валентный угол – угол между прямыми, соединяющими центры ядер атомов в молекуле. Валентными углами определяется пространственное строение молекул. Величины валентных углов зависят от природы атомов и характера связи. Так, простые двухатомные молекулы типа А₂ и АВ имеют линейную структуру: их валентные углы равны 180º, т. е. А – А и А – В.

Трехатомные и более сложные молекулы могут обладать различными конфигурациями. Так, 3 – атомная молекула АВ₂ может иметь 2 формы: линейная, валентный угол равен 180º; уголковая, валентный угол равен Θ

По характеру распределения электронной плотности в веществе различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую. В «чистом» виде перечисленные типы связи проявляются редко. В большинстве соединений имеет место наложение разных типов связи. Кроме того, между молекулами возникает водородная химическая связь и происходят вандерваальсовы взаимодействия.

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

Обозначение химической связи. Электроны внешней оболочки, участвующие в образовании химической связи, могут изображаться точками (формула Льюиса), а связи – черточками. Например:

Молекула
Связь
Формула Льюиса
Название связи	Простая ковалентная	Двойная ковалентная	Тройная ковалентная

В настоящее время известны два метода количественного описания химической связи:

1. Метод валентных связей (МВС).

2. Метод молекулярных орбиталей (ММО).