Основные виды химической связи

ними:
ЭПР – потенциальная энергия притяжения;
ЭОТТ – потенциальная энергия отталкивания;
ЭП = ЭПР + ЭОТТ – полная потенциальная энергия взаимодействия двух атомов.

Устойчивая структура образуется в том случае, когда силы притяжения уравновешиваются силами отталкивания.

ЭОТТ = b/ r m ( 6 < m < 12 ), где b – некоторая константа.
Результирующая функция Э (r) = ЭП, определяемая суммой обеих составляющих потенциальной энергии, проявляет отчетливый минимум при r = r0 , который соответствует устойчивой атомной конфигурации.
Глубина этого минимума Э 0 характеризует энергию связи взаимодействующих атомов.

валентных оболочек
В элементарных веществах различают три основных вида химической связи: ковалентную (гомеополярную), металлическую и связь Ван-дер-Ваальса.
В химических соединениях и растворах (жидких и твердых) часто реализуется ионная (гетерополярная) связь.
Ковалентная связь образуется путем спаривания валентных электронов соседних атомов при перекрытии электронных оболочек.
Обобществленные электроны заполняют внешнюю электронную оболочку каждого из взаимодействующих атомов с образованием устойчивой электронной конфигурации, которая подобна электронной структуре атомов инертных газов.
В основе ковалентной связи лежит обменное электронное взаимодействие, которое имеет чисто квантовую природу.

неполярная (симметричная) и полярная молекулы
с ковалентными химическими связями.

p = q· l

У молекулы хлористого метила CH3Cl дипольный момент
p= 6,2· 10-30 Кл · м.

В типичных случаях дипольный момент молекул имеет значение 10‑30 ÷ 2· 10-29 Кл · м

воды

Ковалентная связь

Молекула метана с тетраэдрической координацией ковалентных связей (указан средний угол между направленными связями)

Направленность ковалентных связей характеризуется
валентными углами между связями,

углерода:
а – уединенный атом в основном состоянии;
б – гибридные орбитали в структурах с тетраэдрической координацией

При образовании молекулы атомы могут возбуждать друг друга и производить «распаривание» некоторых электронов. В частности, при образовании молекулы СН4 один из электронов атома углерода вследствие возбуждения переходит из 2s-состояния в свободную 2p-ячейку (б). В результате такого перехода в атоме углерода возникает четыре электрона с некомпенсированными спинами, которые способны участвовать в образовании четырех sp3 - гибридных ковалентных связей.
Гибридизация валентных электронов углеродного атома сопровождается искажением их электронных облаков. Вместо конфигураций, свойственных s- и p-состояниям, облака каждого электрона при sp3- гибридизации приобретают резко асимметричную форму, вытянутую в одну сторону от ядра атома и одинаковую для всех четырех электронов

высокой прочностью, высокой твердостью
и высокой температурой плавления таких веществ, как алмаз и карбид кремния.
Внутримолекулярные связи в органических молекулах с ковалентными связями также достаточно прочны, а низкие температуры плавления и низкая механическая прочность органических полимеров являются следствием межмолекулярных сил, которые не являются ковалентными.

от металлического атома к металлоидному и электростатического притяжения разноименно заряженных ионов друг к другу. Этот вид химической связи наиболее характерен для ионных кристаллов.

Структура (элементарная ячейка) и плотная упаковка ионов хлористого натрия NaCl и
структура (элементарная ячейка) и неплотная упаковка ионов хлористого цезия CsCl

Способность атомов захватывать или отдавать электрон при образовании химических связей характеризуется их электроотрицательностью.
За приближенную меру электроотрицательности атома χ принимают полусумму энергии ионизации ЭИ и энергии сродства к электрону ЭС , т.е.
χ = ( ЭИ + ЭС ) / 2 .

кристаллической решетке, называют координационным числом. Координационное число К возрастает с увеличением размера катиона т.е. по мере приближения соотношения rK / rA к единице.

Отношение ионных радиусов натрия и хлора r(Na+) / r(Cl-) равно 0,541. Для структуры NaCl координационное число К = 6, т.е. каждый катион натрия должен находится в октаэдрическом окружении шести анионов хлора.
В кристаллах CsCl r(Cs+) / r(Cl-) = 0,912, т.е. ион цезия достаточно велик, чтобы вокруг него расположилось 8 анионов хлора, не соприкасаясь друг с другом, без появления сил отталкивания между их электронными оболочками.
Решетка объемно- центрированного куба, в которой кристаллизуется CsCl , отличается наиболее плотной упаковкой.
Изменение соотношения размеров частиц влечет за собой смену типа кристаллической решетки.

Допустимые диапазоны изменения отношения rK/rA для ионных кристаллов с различным координационным числом:

между молекулами с ковалентным характером внутримолекулярного взаимодействия.
Существование межмолекулярного притяжения объясняется согласованным движением валентных электронов в соседних молекулах, благодаря чему возникает упорядоченная система мгновенных электрических моментов (диполей).
Взаимодействие между ними способствует понижению потенциальной энергии молекул

Схема образования межмолекулярной связи Ван-дер-Ваальса:
а – диспесное взаимодействие; б – ориентационное взаимодействие