Химическая связь
Химическая связь образуется, когда совместное расположение ядер и электронов имеет меньшую энергию, чем разделённые частицы. Ионная, ковалентная и металлическая связь — не три абсолютно изолированных категории, а модели различных способов распределения электронной плотности.
Наглядная модель
Интерактивная модель
Равновесная длина — минимум энергии
При сближении атомов усиливаются притяжения электронов к ядрам, но одновременно растут отталкивания ядро–ядро и электрон–электрон. Устойчивая длина связи находится около минимума полной потенциальной энергии; при дальнейшем сближении быстро преобладает отталкивание.
Недостаточно говорить, что связь существует просто потому, что электроны «делятся». Важны перекрывание орбиталей, электронные энергии, расстояние между ядрами и квантовое состояние всей системы. Разрыв связи обычно требует подвода энергии.
Ковалентная связь: σ и π
При ковалентном связывании электронная плотность увеличивается между ядрами. Лобовое перекрывание даёт σ-компонент, боковое перекрывание p-орбиталей может дать π-компонент. Типичная двойная связь включает одну σ- и одну π-связь.
Структуры Льюиса удобны для подсчёта электронных пар, формальных зарядов и резонанса, но не являются фотографией электронной плотности. В делокализованных системах, например в бензоле, π-электроны нельзя приписать одной фиксированной двойной связи.
Ионная и металлическая связи
В кристалле NaCl основной объект — не отдельные молекулы NaCl, а протяжённая решётка Na⁺ и Cl⁻. Кулоновское притяжение противоположных зарядов действует по всей структуре; энергия решётки зависит от зарядов, расстояний и геометрии.
В металле валентные электроны делокализованы по многим атомным центрам. В твёрдом теле энергетические уровни образуют зоны, что помогает объяснить проводимость, металлический блеск и возможность пластической деформации.
Полярность связи — непрерывная величина
При разной электроотрицательности электронная плотность смещается к более электроотрицательному атому, создавая частичные заряды δ⁺ и δ⁻. Не существует универсального значения Δχ, после которого любая связь мгновенно становится «ионной».
Полярность всей молекулы зависит и от геометрии. В линейном CO₂ две полярные связи C=O дают равные противоположные диполи и компенсируются. В изогнутой молекуле H₂O диполи O–H не компенсируются полностью.
Молекулярные орбитали и свойства
В модели молекулярных орбиталей атомные орбитали образуют связывающие и разрыхляющие состояния. Простая кратность связи равна (N_св − N_разр)/2. Более высокая кратность часто соответствует более короткой и прочной связи.
Модель ценна тогда, когда объясняет свойства. Твёрдый NaCl плохо проводит, потому что ионы закреплены; расплав проводит благодаря их движению. Медь проводит в твёрдом состоянии за счёт делокализованных электронов, а алмаз твёрд благодаря трёхмерной ковалентной сети.
Задачи
H₂
Два электрона находятся на связывающей σ-орбитали, разрыхляющая пуста. Каков порядок связи?
Решение: (2 − 0)/2 = 1.
CO₂
Почему CO₂ может быть неполярной молекулой при полярных C=O связях?
Решение: Линейная геометрия даёт два равных противоположных диполя, которые взаимно компенсируются.
NaCl
Почему расплав NaCl проводит ток, а твёрдый кристалл почти нет?
Решение: В кристалле ионы закреплены, в расплаве заряженные ионы могут перемещаться.