если электронная пара связывает одинаковые атомы то такая связь называется
1.3.1. Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь.
Крайне редко химические вещества состоят из отдельных, не связанных между собой атомов химических элементов. Таким строением в обычных условиях обладает лишь небольшой ряд газов называемых благородными: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Чаще же всего химические вещества состоят не из разрозненных атомов, а из их объединений в различные группировки. Такие объединения атомов могут насчитывать несколько единиц, сотен, тысяч или даже больше атомов. Сила, которая удерживает эти атомы в составе таких группировок, называется химическая связь.
Другими словами, можно сказать, что химической связью называют взаимодействие, которое обеспечивает связь отдельных атомов в более сложные структуры (молекулы, ионы, радикалы, кристаллы и др.).
Причиной образования химической связи является то, что энергия более сложных структур меньше суммарной энергии отдельных, образующих ее атомов.
Так, в частности, если при взаимодействии атомов X и Y образуется молекула XY, это означает, что внутренняя энергия молекул этого вещества ниже, чем внутренняя энергия отдельных атомов, из которых оно образовалось:
Помимо полярности ковалентные связи также характеризуются энергией. Энергией связи называют минимальную энергию, необходимую для разрыва связи между атомами.
Энергия связи уменьшается с ростом радиусов связываемых атомов. Так, как мы знаем, атомные радиусы увеличиваются вниз по подгруппам, можно, например, сделать вывод о том, что прочность связи галоген-водород увеличивается в ряду:
Металлическая связь
Данный тип связи образуется в металлах.
У атомов всех металлов на внешнем электронном слое присутствуют электроны, имеющие низкую энергию связи с ядром атома. Для большинства металлов, энергетически выгодным является процесс потери внешних электронов.
Ввиду такого слабого взаимодействия с ядром эти электроны в металлах весьма подвижны и в каждом кристалле металла непрерывно происходит следующий процесс:
То есть по кристаллу металла «носятся» электроны, отсоединяясь от одного атома металла, образуя из него катион, присоединяясь к другому катиону, образуя нейтральный атом. Такое явление получило название “электронный ветер”, а совокупность свободных электронов в кристалле атома неметалла назвали “электронный газ”. Подобный тип взаимодействия между атомами металлов назвали металлической связью.
Водородная связь
Если атом водорода в каком-либо веществе связан с элементом с высокой электроотрицательностью (азотом, кислородом или фтором), для такого вещества характерно такое явление, как водородная связь.
Поскольку атом водорода связан с электроотрицательным атомом, на атоме водорода образуется частичный положительный заряд, а на атоме электроотрицательного элемента — частичный отрицательный. В связи с этим становится возможным электростатическое притяжения между частично положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой. Например водородная связь наблюдается для молекул воды:
Именно водородной связью объясняется аномально высокая температура плавления воды. Кроме воды, также прочные водородные связи образуются в таких веществах, как фтороводород, аммиак, кислородсодержащие кислоты, фенолы, спирты, амины.
Химические связи
Различают несколько типов химических связей: ковалентная, ионная, металлическая, водородная.
Ковалентная связь возникает между двумя атомами по обменному механизму (обобществление пары электронов) или донорно-акцепторному механизму (электронов донора и свободной орбитали акцептора).
Ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых веществ (Cl2, Br2, O2), органических веществ (C2H2), а также, в общем случае, между атомами неметалла и другого неметалла (NH3, H2O, HBr).
Существует донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи, при котором один атом выступает в качестве донора неподеленной электронной пары. Другой атом не тратит свои электроны, а только лишь предоставляет орбиталь (ячейку) для этой электронной пары.
Ионная связь
В наиболее частом случае ионная связь образуется между типичным металлом и типичным неметаллом. Примеры:
Большой подсказкой служит таблица растворимости, ведь все соли имеют ионные связи: CaSO4, Na3PO4. Даже ион аммония не исключение, между катионом аммония и различными анионами образуются ионные связи, например в соединениях: NH4I, NH4NO3, (NH4)2SO4.
Часто в химии встречаются несколько связей внутри одной молекулы. Рассмотрим, например, фосфат аммония, обозначив тип каждой связи внутри этой молекулы.
Металлическая связь
«Облако» электронов в металлах способно приходить в движение под различным воздействием. Именно оно является причиной электропроводности металлов.
Водородная связь
Водородные связи возникают между атомом водорода и другим более электроотрицательным атомом (O, S, N, C).
Отчасти за счет водородных связей наблюдается то самое исключение, связанное с усилением кислотных свойств в ряду галогеноводородных кислот: HF → HCl → HBr → HI. Фтор является самым ЭО-ым элементов, сильно притягивает к себе атом водорода другой молекулы, что снижает способность кислоты отщеплять водород и снижает ее силу.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Химическая связь. Типы химической связи
Диссоциация хлорида натрия в воде
Темы кодификатора ЕГЭ: Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь
Сначала рассмотрим связи, которые возникают между частицами внутри молекул. Такие связи называют внутримолекулярными.
Химическая связь между атомами химических элементов имеет электростатическую природу и образуется за счет взаимодействия внешних (валентных) электронов, в большей или меньшей степени удерживаемых положительно заряженными ядрами связываемых атомов.
Электроотрицательность χ – это способность атома притягивать (удерживать) внешние (валентные) электроны. Электроотрицательность определяется степенью притяжения внешних электронов к ядру и зависит, преимущественно, от радиуса атома и заряда ядра.
Важно отметить, что в различных источниках можно встретить разные шкалы и таблицы значений электроотрицательности. Этого не стоит пугаться, поскольку при образовании химической связи играет роль разность электроотрицательностей атомов, а она примерно одинакова в любой системе.
Если один из атомов в химической связи А:В сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается к нему. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, тем сильнее смещается электронная пара.
Основные типы химических связей — ковалентная, ионная и металлическая связи. Рассмотрим их подробнее.
Ковалентная химическая связь
Основные свойства ковалентных связей
Эти свойства связи влияют на химические и физические свойства веществ.
Насыщаемость — это способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных химических связей. Количество связей, которые способен образовывать атом, называется валентностью.
Полярность связи возникает из-за неравномерного распределения электронной плотности между двумя атомами с различной электроотрицательностью. Ковалентные связи делят на полярные и неполярные.
Поляризуемость связи — это способность электронов связи смещаться под действием внешнего электрического поля (в частности, электрического поля другой частицы). Поляризуемость зависит от подвижности электронов. Чем дальше электрон находится от ядра, тем он более подвижен, соответственно и молекула более поляризуема.
Ковалентная неполярная химическая связь
Ковалентная неполярная (симметричная) связь – это ковалентная связь, образованная атомами с равной элетроотрицательностью (как правило, одинаковыми неметаллами) и, следовательно, с равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов.
Дипольный момент неполярных связей равен 0.
Ковалентная полярная химическая связь
Ковалентная полярная связь – это ковалентная связь, которая возникает между атомами с разной электроотрицательностью (как правило, разными неметаллами) и характеризуется смещением общей электронной пары к более электроотрицательному атому (поляризацией).
Электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому – следовательно, на нем возникает частичный отрицательный заряд (δ-), а на менее электроотрицательном атоме возникает частичный положительный заряд (δ+, дельта +).
Полярность связи влияет на физические и химические свойства соединений. От полярности связи зависят механизмы реакций и даже реакционная способность соседних связей. Полярность связи зачастую определяет полярность молекулы и, таким образом, непосредственно влияет на такие физические свойства как температуре кипения и температура плавления, растворимость в полярных растворителях.
Механизмы образования ковалентной связи
Ковалентная химическая связь может возникать по 2 механизмам:
1. Обменный механизм образования ковалентной химической связи – это когда каждая частица предоставляет для образования общей электронной пары один неспаренный электрон:
2. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи – это такой механизм, при котором одна из частиц предоставляет неподеленную электронную пару, а другая частица предоставляет вакантную орбиталь для этой электронной пары:
А: + B= А:В
При этом один из атомов предоставляет неподеленную электронную пару ( донор ), а другой атом предоставляет вакантную орбиталь для этой пары ( акцептор ). В результате образования связи оба энергия электронов уменьшается, т.е. это выгодно для атомов.
Ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, не отличается по свойствам от других ковалентных связей, образованных по обменному механизму. Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму характерно для атомов либо с большим числом электронов на внешнем энергетическом уровне (доноры электронов), либо наоборот, с очень малым числом электронов (акцепторы электронов). Более подробно валентные возможности атомов рассмотрены в соответствующей статье.
Ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму образуется:
– в молекуле угарного газа CO (связь в молекуле – тройная, 2 связи образованы по обменному механизму, одна – по донорно-акцепторному): C≡O;
– в комплексных соединениях, химическая связь между центральным атомом и группами лигандов, например, в тетрагидроксоалюминате натрия Na[Al(OH)4] связь между алюминием и гидроксид-ионами;
– в азотной кислоте и ее солях — нитратах: HNO3, NaNO3, в некоторых других соединениях азота;
– в молекуле озона O3.
Основные характеристики ковалентной связи
Ковалентная связь, как правило, образуется между атомами неметаллов. Основными характеристиками ковалентной связи являются длина, энергия, кратность и направленность.
Кратность химической связи
Кратность химической связи — это число общих электронных пар между двумя атомами в соединении. Кратность связи достаточно легко можно определить из значения валентности атомов, образующих молекулу.
Например , в молекуле водорода H2 кратность связи равна 1, т.к. у каждого водорода только 1 неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне, следовательно, образуется одна общая электронная пара.
В молекуле кислорода O2 кратность связи равна 2, т.к. у каждого атома на внешнем энергетическом уровне есть по 2 неспаренных электрона: O=O.
В молекуле азота N2 кратность связи равна 3, т.к. между у каждого атома по 3 неспаренных электрона на внешнем энергетическом уровне, и атомы образуют 3 общие электронные пары N≡N.
Длина ковалентной связи
Длина химической связи – это расстояние между центрами ядер атомов, образующих связь. Ее определяют экспериментальными физическими методами. Оценить величину длины связи можно примерно, по правилу аддитивности, согласно которому длина связи в молекуле АВ приблизительно равна полусумме длин связей в молекулах А2 и В2: 
Длину химической связи можно примерно оценить по радиусам атомов, образующих связь, или по кратности связи, если радиусы атомов не сильно отличаются.
При увеличении радиусов атомов, образующих связь, длина связи увеличится.
При увеличении кратности связи между атомами (атомные радиусы которых не отличаются, либо отличаются незначительно) длина связи уменьшится.
Энергия связи
Мерой прочности химической связи является энергия связи. Энергия связи определяется энергией, необходимой для разрыва связи и удаления атомов, образующих эту связь, на бесконечно большое расстояние друг от друга.
Ковалентная связь является очень прочной. Ее энергия составляет от нескольких десятков до нескольких сотен кДж/моль. Чем больше энергия связи, тем больше прочность связи, и наоборот.
Прочность химической связи зависит от длины связи, полярности связи и кратности связи. Чем длиннее химическая связь, тем легче ее разорвать, и тем меньше энергия связи, тем ниже ее прочность. Чем короче химическая связь, тем она прочнее, и тем больше энергия связи.
Ионная химическая связь
Ионная связь — это химическая связь, основанная на электростатическом притяжении ионов.
Ионы образуются в процессе принятия или отдачи электронов атомами. Например, атомы всех металлов слабо удерживают электроны внешнего энергетического уровня. Поэтому для атомов металлов характерны восстановительные свойства — способность отдавать электроны.
+11 Na ) 2 ) 8 ) 1 — 1e = +11 Na + ) 2 ) 8
+17 Cl ) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8
Обратите внимание:
Наглядно обобщим различие между ковалентными и ионным типами связи:
Металлическая химическая связь
Металлическая связь — это связь, которую образуют относительно свободные электроны между ионами металлов, образующих кристаллическую решетку.
У атомов металлов на внешнем энергетическом уровне обычно расположены от одного до трех электронов. Радиусы у атомов металлов, как правило, большие — следовательно, атомы металлов, в отличие от неметаллов, достаточно легко отдают наружные электроны, т.е. являются сильными восстановителями.
Межмолекулярные взаимодействия
Ориентационные силы притяжения возникают между полярными молекулами (диполь-диполь взаимодействие). Эти силы возникают между полярными молекулами. Индукционные взаимодействия — это взаимодействие между полярной молекулой и неполярной. Неполярная молекула поляризуется из-за действия полярной, что и порождает дополнительное электростатическое притяжение.
Водородные связи возникают между следующими веществами:
— фтороводород HF (газ, раствор фтороводорода в воде — плавиковая кислота), вода H2O (пар, лед, жидкая вода):
— раствор аммиака и органических аминов — между молекулами аммиака и воды;
— органические соединения, в которых связи O-H или N-H: спирты, карбоновые кислоты, амины, аминокислоты, фенолы, анилин и его производные, белки, растворы углеводов — моносахаридов и дисахаридов.
Водородная связь оказывает влияние на физические и химические свойства веществ. Так, дополнительное притяжение между молекулами затрудняет кипение веществ. У веществ с водородными связями наблюдается аномальное повышение температуры кипения.
Виды химических связей. Ковалентная и ионная связь
Урок 7. Химия 11 класс ФГОС
В данный момент вы не можете посмотреть или раздать видеоурок ученикам
Чтобы получить доступ к этому и другим видеоурокам комплекта, вам нужно добавить его в личный кабинет, приобрев в каталоге.
Получите невероятные возможности
Конспект урока «Виды химических связей. Ковалентная и ионная связь»
Как известно, атомы не могут существовать изолированно друг от друга. Они входят в состав либо простых, либо сложных веществ.
Только благородные или инэртные газы представляют собой одноатомные молекулы. В состав остальных веществ могут входить два атома, сотни и даже тысячи атомов. Сила, которые связывает эти молекулы, радикалы или кристаллы называется химическая связь.
Таким образом, химическая связь – это взаимодействие, которое связывает отдельные атомы в более сложные системы (молекулы, радикалы, кристаллы и др.).
Существовать атомам изолированно друг от друга энергетически невыгодно, поэтому при их взаимодействии друг с другом достигается более устойчивое состояние, то есть состояние с минимально возможным запасом энергии. Это состояние является основной причиной образования химической связи.
А основным условием образования химической связи является понижение полной энергии системы по сравнению с суммарной энергией изолированных атомов.
Например, при взаимодействии атомов А и Б образуется вещество АБ, энергия этого вещества будет меньше, чем суммарная энергия отдельных атомов А и Б.
Именно поэтому, образование химической связи всегда сопровождается выделением энергии.
Природа сил химической связи – электростатическая, так как обусловлена различными видами взаимодействия положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов.
В образовании химической связи принимают участие валентные электроны, то есть те электроны, которые находятся на внешнем энергетическом уровне и наименее прочно связаны с ядром. При образовании химической связи каждый атом хочет завершить свой внешний энергетический уровень.
Внешний энергетический уровень считается завершённым, если на нём 8 электронов, исключение составляет первый период, где для завершения внешнего уровня необходимо 2 электрона.
Достичь этого состояния можно, если атомы при образовании химической связи объединят свои электроны с образованием общей электронной пары.
В зависимости от способа обобществления электронов различают ковалентную, ионную и металлическую связь.
Ковалентная связь возникает между двумя атомами неметаллов с одинаковыми или разными значениями электроотрицательности.
Рассмотрим образование химической связи на примере молекулы водорода.
У каждого атома водорода на внешнем энергетическом уровне один электрон, до завершения внешнего уровня ему не хватает одного электрона. При сближении двух атомов водорода происходит частичное перекрывание электронных облаков неспаренных электронов с антипараллельными спинами. В зоне перекрывания облаков возникает область повышенной электронной плотности.
Образование этой химической связи можно показать с помощью электронных формул, где валентные электроны показаны в виде точек, или с помощью графических (структурных) формул, где пару электронов обозначают с помощью черточки.
Каждая такая чёрточка показывает ковалентную связь. Образование химической связи также можно показать с помощью электронно-графических схем, в которых указываются орбитали внешнего энергетического уровня.
Графические (структурные) формулы
Так, при образовании молекулы водорода, химическая связь возникает в результате перекрывания двух эс-орбиталей.
То есть, ковалентная связь – это химическая связь, которая возникает в результате обобществления электронов с образованием общих электронных пар.
В молекуле водорода атомы связаны одной химической связью. Такую связь называют одинарной.
Причем, эта ковалентная связь образовалась путём перекрывания атомных орбиталей вдоль линии связи, поэтому такая связь называется сигма-связью (
Рассмотрим пример образования химических связей в молекуле азота.
У атома азота на внешнем энергетическом уровне находится пять электронов, до завершения внешнего слоя ему не хватает трёх электронов. Поэтому в образовании химической связи принимают участие три неспаренных электрона от каждого атома. Схему образования молекулы азота также можно изобразить в виде электронной и графической формулы.
Графическая (структурная) формула
Та пара электронов, которая образует ковалентную связь, называется связывающей, а та пара электронов, которая не участвует в образовании связи, называется несвязывающей. Ещё называют неподелённой парой электронов, так как она принадлежит только одному атому. У каждого атома азота по одной такой паре электронов.
В молекуле азота между двумя атомами возникает тройная связь.
Причём, одна связь образовалась путём перекрывания пэ-электронных облаков вдоль линии связи, поэтому эта сигма-связь. Две другие связи образовались путём перекрывания вертикально направленных облаков пэ-электронов.
Это перекрывание идёт уже не вдоль линии, соединяющей центры атомов, а по обе стороны от неё. Таким образом, возникает две области перекрывания. Такая связь называется пи-связью.
Сигма-связь – это ковалентная связь, которая возникает при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.
В образовании пи-связей принимают участие только пэ- и дэ-облака.
Различают два вида ковалентной связи: полярную и неполярную. Мы рассматривали примеры образования молекулы водорода и азота, эта ковалентная связь образована атомами одного и того же химического элемента, электронная пара симметрично располагалась между двумя атомами с одинаковой электроотрицательностью. Такая ковалентная связь называется неполярной.
Ковалентная полярная связь возникает между атомами разных химических элементов, то есть с различной электроотрицательностью и общая электронная пара смещается к атому с большей электроотрицательностью.
Например, в образовании молекулы хлороводорода принимают участия атомы водорода и хлора, которые различаются по электротрицательности, причём общая электронная пара будет смещена к атому хлора, потому что он более электроотрицательный, чем водород.
При образовании молекулы происходит перекрывание эс-электронного облака атома водорода и пэ-электронного облака атома хлора. В результате смещения общей электронной пары к атому хлора на атоме хлора возникает частичный отрицательный заряд, а на атоме водорода – частичный положительный заряд, который условно обозначается греческой буквой «дэльта», которая показывает, что этот заряд меньше единицы.
Значение заряда можно использовать как оценку полярности связи: чем больше частичные заряды на атомах, тем больше полярность связи. Если взять молекулу фтороводорода и хлороводорода, то связь в молекуле фтороводорода будет более полярной, чем в молекуле хлороводорода, так как частичные заряды на атомах водорода и фтора плюс ноль целых сорок три сотых и минус ноль целых сорок три сотых, а на атомах водорода и хлора – плюс ноль целых восемнадцать сотых и минус ноль целых восемнадцать сотых.
Полярные молекулы можно представить в виде диполя, в котором один полюс положительный, а второй – отрицательный. Например, связь в молекуле хлороводорода является ковалентной полярной, сама молекула тоже полярная.
В молекуле метана дело обстоит по-другому. Связи углерод-водородные являются полярными, а вот сама молекула является неполярной. Это объясняется тем, что молекула метана имеет вид тэтраэдра и полярность всех связей взаимно компенсируется.
Поэтому полярность молекулы зависит от полярности связей и от геометрии молекулы. Так, молекула воды имеет угловое строение, поэтому её молекула полярная и представляет собой диполь, а молекула угарного газа имеет линейное строение, потому сама молекула неполярна.
Существует два основных механизма образования ковалентной связи – это обменный и донорно-акцэпторный.
Например, в образовании молекулы аммиака принимают участие три неспаренных электрона атома азота и один электрон от каждого атома водорода. У атома азота остаётся ещё одна неподелённая пара электронов. Каждая связь между азотом и водородом является полярной, поэтому вся молекула аммиака представляет собой диполь, она имеет форму пирамиды, на вершине которой расположен атом азота.
Поэтому механизм образования ковалентной связи за счёт обобществления неспаренных электронов двух взаимодействующих атомов называется обменным.
Кроме того, образование ковалентной связи возможно и при взаимодействии атомов, один из которых имеет пару неподелённых электронов, а другой – свободную орбиталь. Например, при образовании молекулы АБ. При этом атом А предоставляет атому Б пару электронов, и эта пара электронов становится связывающей и возникает ковалентная связь.
Атом, который предоставляет электронную пару, называется донором, а атом, у которого есть свободная орбиталь – акцэптором. Поэтому данный механизм образования ковалентной связи называется донорно-акцэпторным.
Донорно-акцэпторный механизм образования ковалентной связи – это такой механизм, при котором ковалентная связь возникает за счёт неподелённой пары электронов одного атома и свободной орбитали другого атома.
Разберём данный механизм на примере образования иона аммония. Он образуется в результате взаимодействия аммиака с раствором кислоты.
В образовании химической связи в ионе аммония принимают участие неподелённая пара электронов азота и свободная орбиталь иона водорода.
Донорно-акцэпторный механизм позволяет объяснить существование иона гидроксония, эта частица образуется в результате гидратации иона водорода. При образовании иона гидроксония донором электронной пары является кислород, а акцэптором – ион водорода, который предоставляет свободную орбиталь.
Ковалентная связь имеет свои характеристики. Одной из важных характеристик ковалентной связи является её прочность. Мерой этой прочности является энергия, которую необходимо затратить, чтобы разорвать химическую связь. Эту характеристику называют энергией связи.
Например, в молекуле водорода энергия связи равна 435 килоджоулей на моль, у молекулы фтора 159 килоджоулей на моль, а у молекулы азота 943 килоджоуля на моль. Соответственно, чем меньше энергия связи, тем менее прочной является ковалентная связь и тем больше реакционная способность вещества.
Ещё одной важной характеристикой ковалентной связи является длина связи, то есть это расстояние между ядрами атомов.
С увеличение радиусов атомов длина связи между ними увеличивается, а прочность связи – уменьшается. Например, связь между атомами водорода более прочная, чем связь между атомами фтора, так длина её связи ноль целых семьдесят четыре тысячных нанометра, а связи между атомами фтора ноль целых сто сорок два тысячных нанометра.
Например, в органических соединениях длина одинарной связи ноль целых сто пятьдесят четыре нанометра, энергия связи 348 килоджоулей на моль, длина двойной связи ноль целых сто тридцать три нанометра, энергия связи 635 килоджоулей на моль, а длина тройной связи ноль целых сто двадцать нанометров, энергия этой связи 830 килоджоулей на моль. Таким образом, энергия двойной или тройной связи меньше удвоенной или утроенной энергии одинарной связи, поэтому одинарная связь, которая является сигма-связью, более прочная, чем пи-связь.
Ковалентная связь характеризуется насыщаемостью. То есть число ковалентных связей, которое может образовывать атом, ограниченно. Число связей, которое может образовывать тот или иной атом определяется числом орбиталей, которые принимают участие в образовании химической связи.
Например, элементы второго периода, у которых на внешнем уровне только 4 орбитали (одна эс- и три пэ-орбитали) могут образовывать не более 4-х ковалентных связей. В образовании химических связей у других атомов принимают участие и дэ-орбитали внешнего и предвнешнего энергетического уровня.
Ковалентная связь характеризуется направленностью, так как в образовании этой связи принимают участие электронные облака различной формы, и они расположены так в пространстве, чтобы их перекрывание было максимально.
Если происходит перекрывание эс-облаков, то ковалентная связь может располагаться в любом направлении относительно центра атома. Если же ковалентная связь образована за счёт перекрывания пэ-облаков, то область перекрывания располагается вдоль линии связи, и определена пространственной ориентацией пэ-облака.
Рассмотрим ионную связь. Она возникает между атомами с различной электроотрицательностью.
Причём, в отличие от ковалентной полярной связи, разница в электроотрицательности атомов должна быть большой, поэтому общая электронная пара практически полностью смещена к атому с большей электроотрицательностью. В результате этого образуются положительно и отрицательно заряженные ионы. Эти ионы удерживаются силами электростатического притяжения.
Таким образом, ионная связь – это химическая связь, которая осуществляется за счёт электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов.
Как правило, ионная связь образуется между атомами типичных металлов и типичных неметаллов. Например, хлорид натрия. Ион натрия образуется при отрыве от атома одного электрона, а ион хлора образуется при присоединении к атому хлора одного электрона. Между этими образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, в результате чего образуется ионное соединение.
При образовании химической связи электроны от атома натрия перешли к атому хлора и образовались противоположно заряженные ионы, которые имеют завершенный внешний энергетический уровень.
Установлено, что электроны от атома металла не отрываются полностью, а лишь смещаются в сторону атома хлора, как в ковалентной связи. И это смещение тем больше, чем больше разность в электроотрицательности. Типичный пример ионной связи – это фторид цэзия, где разница в электроотрицательности очень большая, но даже здесь электрон атома цезия не полностью переходит к атому фтора.
Поэтому мы можем говорить об ионной химической связи с определённой долей ковалентной.
Большинство бинарных соединений, которые содержат атомы металлов, являются ионными. Например, оксиды, галогениды, сульфиды, нитриды.
Ионная связь возникает также между простыми катионами и простыми анионами, а также между простыми катионами и сложными анионами. Поэтому к ионным соединениям относят соли и основания.