1.1.1. Гомеополярная (ковалентная) связь.▲

При этой связи у веществ объединение атомов в молекулу достигается за счет электронов, которые становятся общими для пар атомов. Плотность отрицательно заряжен­ного электронного облака между положительно заряженными ядра­ми получается наибольшей.

Следует отметить, что перекрытие электронных облаков, приводящее к обобществлению электронов, не сводится к простому наложению друг на друга двух электронных орбит, а сопровождается существенным пе­рераспределением электронной плотности и изменением энергии сис­темы. При обобществлении электронов происходит втягивание элект­ронных облаков в пространство между ядрами. Появление состояния с повышенной плотностью электронного заряда в межъядерном прост­ранстве и приводит к возникновению сил притяжения.

В основе гомеополярной связи лежит обменное взаимодействие или обменный эффект, обусловленный обменом атомов электронами и име­ющий чисто квантовую природу. Силы такого взаимодействия называ­ют обменными силами, а их энергия — обменной энергией. Важнейшей особенностью обменных сил является их сильная зависимость от на­правления спинов электронов, осуществляющих связь между взаимо­действующими атомами. Связь будет сильной только в том случае, если спины антипараллельны. Гомеополярные связи определенным об­разом ориентированы в пространстве не образуются только между бли­жайшими соседними атомами.

Молекулы с гомеополярной связью бывают неполярными или по­лярным (дипольными) в соответствии с симметричным или асиммет­ричным строением. Молекулы, в которых центры положительных и отрицательных зарядов совпадают, называют неполярными. Если же в молекулах центры противоположных по знаку зарядов не совпадают и находятся на некотором расстоянии друг от друга, то такие молекулы называют полярными или дипольными. Примеры неполярной и поляр­ной молекул показаны на рис. 1.2.

Рис 1.2. Примеры неполярной (симметричной) и полярной (несимметричной) молекул.

Дипольная молекула характеризуется дипольным моментом, который определяется произведением заряда на расстояние между центрами положительных и отрицательных зарядов: p=ql.

Заряд q ≈2*10^-19 Кл, расстояние l=(1 — 3)*10^-10 м.

Поэтому обычно дипольные моменты молекул р = 5*10^-29— 10^-30 единиц СИ.

Гомеополярная связь типична для ор­ганических молекул. Вместе с тем она может наблюдаться и у твердых веществ неорганического происхождения, если их кристаллические решетки состоят из атомов. Примерами подобных веществ являются алмаз, кремний, герма­ний, карбид кремния (SiС) и др.

Ковалентная связь характери­зуется высокой прочностью. Под­тверждением этому является высо­кая твердость и высокая темпера­тура плавления таких веществ как алмаз, карбид кремния.

1.1.2. Гетерополярная (ионная) связь.▲

Гетерополярная (ионная) связь возникает вследствие перехода валентных электронов от металлического атома к металлоидному и электростатического притяжения разноименно заряженных ионов друг к другу. Этот вид химической связи реализуется в ионных кристаллах. Типичным примером ионных кристаллов являются галоидные соли щелочных металлов. На рис. 1.3. показаны структуры кристаллов хлористого натрия и хлористого цезия. Ионные решетки характеризу­ются высоким координационный числом, показывающим количество ближайших ионов противоположного знака. Например, для кристал­лов NaCl координационное число равно 6, а для кристаллов СаСl—8.

Рис 1.3. Структура и плотная упаковка хлористого натрия (а) и структура и неплотная упаковка ионов хлористого цезия (б).

В ионном кристалле комбинации противоположно заряженных ионов нельзя отождествлять с индивидуальными молекулами вследствие регу­лярного чередования в узлах решетки ионов различного сорта. Пра­вильнее считать весь монокристалл ионного соединения одной ги­гантской молекулой, в которой каждый ной испытывает сильное воз­действие со стороны всех соседних частиц.

Способность атомов захватывать электрон при образования хими­ческой связи характеризуется его электроотрицательностью. За при­ближенную меру электроотрицательность атома х приникают полусум­му энергии ионизации W_и, и сродства к электрону W_с, т. е.

x = 0,5 * (W_и - W_с).

Наименьшей электроотрицательностыо обладают атомы щелочных металлов, которые легко отдают электрон и отличаются малой энергией сродства. Наоборот, наиболь­шую электроотрицательность име­ют атомы галогенов, которые охот­но принимают электрон для завер­шения внешней электронной обо­лочки. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, участвующих в образовании химической связи, тем больше степень ионности соединения.