Химическая связь

Химическая связь – это сила, удерживающая вместе частицы микромира (атомы, ионы, молекулы). Теория химической связи нужна для объяснения причин и закономерностей притяжения между атомами, ионами, молекулами на основе строения атома и периодического закона. В настоящее время химическая связь рассматривается двумя основными путями:

1. Методом валентных связей;

2. Методом молекулярных орбиталей.

Метод валентных связей подвергает рассмотрению индивидуальные атомы, вступающие во взаимодействие исходя из принципа завершенности электронной оболочки (правило октета). Ковалентная связь в рамках метода валентных связей образуется за счет обобщения электронной пары. Метод валентных связей наиболее прост, удобен и нагляден, лучше всего подходит целям первичного обучения. Недостаток метода валентных связей состоит в том, что на его основе нельзя объяснить все экспериментальные данные. Более близок к реальности метод молекулярных орбиталей, рассматривающий электроны, находящиеся в поле притяжения одновременно двух или нескольких ядер атомов. С точки зрения метода молекулярных орбиталей не существует атома как такового - есть взаимно отталкивающиеся ядра и взаимодействующие с ядрами электроны. Метод молекулярных позволяет лучше объяснить экспериментальные данные.

В характеристике химической связи обычно пользуются такими понятиями, как валентность, степень окисления и кратность связи. Валентность - способность атома химического элемента к образованию связи с другими атомами. За величину валентности принимают для ионных соединений количество отданных или принятых электронов. Для ковалентных соединений валентность численно равна числу обобщенных электронных пар. Степень окисления - это условный заряд, который был бы на атоме в том случае, когда все полярные ковалентные связи были бы ионными. Кратность связи равна числу обобщенных электронных пар с данным атомом.

Классификация химических связей

Все связи, рассматриваемые в химии, можно разделить на связи, приводящие к образованию новых веществ и межмолекулярные.

Связи, приводящие к образованию новых веществ образуются в результате рекомбинации электронов. Вследствие рекомбинации электроны находятся в поле притяжения уже двух, либо нескольких ядер. Такое перераспределение электронной плотности дает выигрыш в энергии, в сравнении с несвязанными атомами. Именно наличие этого выигрыша и является определяющим в возможности образования химической связи. В зависимости от способа рекомбинации электронов выделяют связи ковалентные, ионные и металлические. По наличию поляризации ковалентные связи делят на полярные - когда ковалентную связь образуют атомы разных элементов, и неполярные - когда в образовании ковалентной связи участвуют атомы одного элемента. По способу образования ковалентные связи разделяют на обычные, донорно-акцепторные и дативные.

Электроотрицательность элементов

Характеристику связи между атомами можно давать на основе электроотрицательности. Электроотрицательность - способность атома, связанного с другим атомом, притягивать к себе электронное облако, вызывая тем самым поляризацию связи. Используют различные количественные методы оценки электроотрицательности, например, полусумму сродства к электрону и потенциала ионизации.

Таблица 1 Относительные электроотрицательности атомов. Рассчитаны через полусумму сродства к электрону и потенциала ионизации

	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
I	H 2,1							He
II	Li 0,97	Be 1,47	B 2,01	C 2,50	N 3,07	O 3,50	F 4,10	Ne
III	Na 1,01	Mg 1,23	Al 1,47	Si 1,47	P 2,1	S 2,6	Cl 2,83	Ar
IV	K 0,91	Ca 1,04	Sc 1,20	Ti 1,32	V 1,45	Cr 1,56	Mn 1,60	Fe 1,64 Co 1,70 Ni 1,75
	Cu 1,75	Zn 1,66	Ga 1,82	Ge 2,02	As 2,20	Se 2,48	Br 2,74	Kr
V	Rb 0,89	Sr 0,99

Существуют и другие подходы к электроотрицательности. Так первой и наиболее известной является шкала Л. Полинга, рассчитанная из термохимических данных и предложенная в 1932 году. За начало отсчета в этой шкале произвольно принята величина электроотрицательности наиболее электроотрицательного элемента фтора, _(F)= 4,0 (табл. 2)

Таблица 2 Электоотрицательности элементов в их стабильных степенях окисления по Полингу.

	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
I	H 2,1							He
II	Li 1,0	Be 1,5	B 2,0	C 2,5	N 3,0	O 3,5	F 4,0	Ne
III	Na 0,9	Mg 1,2	Al 1,5	Si 1,8	P 2,1	S 2,5	Cl 3,0	Ar
IV	K 0,8	Ca 1,0	Sc 1,3	Ti 1,5	V 1,6	Cr 1,6	Mn 1,5	Fe 1,8 Co 1,8 Ni 1,8
	Cu 1,9	Zn 1,6	Ga 1,6	Ge 1,8	As 2,0	Se 2,4	Br 2,8	Kr
V	Rb 0,8	Sr 1,0

Электроотрицательность элементов в периодической системе последовательно возрастают при перемещении слева направо вдоль каждого периода. В пределах каждой группы за несколькими исключениями электроотрицательность последовательно убывает при перемещении сверху вниз. На основе электрвремя соудинения оотрицательности можно охарактеризовать химическую связь. Чем больше разница электроотрицательностей элементов, образующих химическую связь, тем больше степень ионности связи. Связи с разностью электроотрицательностей больше 2,1 могут считаться ионными (согласно другим литературных источников 50% ионности связи соответствует разности электроотрицательностей атомов равной 1,7). В тоже время ионность связи в фториде цезия в котором разность электроотрицательностей превышает 3.0, заряд атома цезия не равен 1+ ионность составляет около 90%.  Связи с меньшей разностью электроотрицательностей относят к полярным ковалентным связям. Чем меньше электроотрицательность, тем меньше степень ионности связи. Нулевая разность электроотрицательностей указывает на отсутствие ионного характера и, следовательно, на чисто ковалентную связь.

Электроотрицательность элемента, по-видимому, зависит и от степени окисления элемента. Так для трех оксидов хрома Cr⁺²O, Cr₂⁺³O₃, Cr⁺⁶O₃ наблюдается изменение характеров оксидов от основного CrO через амфотерный Cr₂O₃ до кислотного CrO₃. Один и тот же элемент - хром в CrO ведет себя как типичный металл, в Cr₂O₃ - как амфотерный металл, а в CrO₃ как типичный неметалл.

При составлении формул соединений следует учитывать, что более электроотрицательные элементы указываются правее, например, H₂S, OF₂, SCl₂O, Br₃N, SiBr₂F₂.