Типы химической связи

Химическая связь возникает в результате взаимодействия электронных оболочек, при этом происходит перераспределение электронной плотности при сохранении в целом структуры отдельных атомов. Основную роль в изменение энергии системы при образовании химической связи играют электроны внешних уровней (валентные электроны). Поэтому в большинстве случаев ограничиваются описанием именно их состояния. В зависимости от характера перераспределения валентных электронов для описания химической связи используют различные модели. Как правило, различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую.

Ковалентная связь образуется при обобществлении валентных электронов. Для определения параметров связи необходимо решать уравнение Шрёдингера. В случае если рассматривается химическая связь между одинаковыми атомами (разность электроотрицательностей Dc_АВ=0), электронная плотность в равной степени принадлежит обоим атомам, следовательно, эффективный заряд на атомах d = 0– ковалентная неполярная связь. При Dc_АВ¹0 происходит сдвиг электронной плотности в сторону атома с большим значением электроотрицательности – поляризация связи, на атомах возникают заряды, равные по величине, но противоположные по знаку – ковалентная полярная связь. Атом с большим значением электроотрицательности приобретает заряд d < 0, с меньшим – d > 0; чем больше разница в электроотрицательностях (Dc_АВ), тем больше величина возникающего заряда.

В предельном случае, если электроотрицательности атомов сильно различаются c_В>>c_А, можно считать, что электрон полностью переходит от атома А к атому В. В этом случае молекулу можно рассматривать как систему электростатически взаимодействующих ионов А⁺ и В^-. Такой тип связи называется ионной связью.

Необходимо отметить, что чисто ионных и чисто ковалентных молекул не существует. Просто для одних из них химическая связь хорошо описывается ковалентной моделью (энергия связи, длина связи, геометрия молекул), в других – ионной. Поляризация связи, степень перехода электрона от одного атома к другому – по сути своей величина эффективного заряда атомов – оценивается степенью ионности связи (С), которая зависит от разности электроотрицательностей (Dc_АВ = c_А – c_В): (рис. 3.2).

Рис. 3‑2. Зависимость степени ионности химической связи от разности электроотрицательностей атомов, образующих связь

Условной границей в разности электроотрицательностей, позволяющей рассматривать ионную или ковалентную модели связи, может служить разность электроотрицательностей Dc_АВ=2,1. Если Dc_АВ>2,1, эффективный заряд на атомах больше чем 2/3 заряда электрона, то в этом случае химическую связь можно считать ионной и описывать ее в рамках ионной модели. Если Dc_АВ<2,1 – в рамках модели ковалентной связи.

При точном расчете химической связи в модели ковалентной связи учитывают долю ионности (в виде различных поправок), а в ионной связи – ковалентность связи. Например, даже одно из «самых ионных соединений» CsF (Dc_CsF =3,3) имеет степень ионности 0,93.

Металлическая связь – связь между атомами в кристаллах металлов. Несмотря на ее подобие ковалентной, она носит специфический характер и выделяется в отдельный тип связи.

В отдельную группу выделяют связи, возникающие в результате межмолекулярного взаимодействия. К ним относятся силы Ван-дер-Ваальса и водородная связь.

Энергия ковалентной, ионной, металлической связей, как правило, составляет величину порядка ~2¸10 эВ (~200¸1000 кДж/моль), а энергия межмолекулярного взаимодействия – ~0,1¸1эВ (~10¸100 кДж/моль). Поэтому первые относят к группе сильных связей, а вторые к группе слабых.