(na podstawie materiałów ze strony http://chemel.ru/2008-05-24-19-19-34/2008-06-01-15-23-43/18-2008-05-29-22-08 -32.html)
Wiadomo, że niemetale oddziałują ze sobą. Rozważmy mechanizm występowania wiązanie kowalencyjne na przykładzie powstawania cząsteczki wodoru:
H+H=H2H= - 436 kJ/mol
Wyobraźmy sobie, że mamy dwa oddzielne izolowane atomy wodoru. Jądro każdego wolnego atomu wodoru jest otoczone sferyczną, symetryczną chmurą elektronów utworzoną przez elektron 1s (patrz rys. 1). Kiedy atomy zbliżają się na pewną odległość, następuje częściowe nakładanie się powłoki elektronowe(orbitale) (ryc. 2).
W rezultacie pomiędzy środkami obu jąder pojawia się molekularna chmura dwuelektronowa, która ma maksymalną gęstość elektronową w przestrzeni między jądrami; Wzrost gęstości ładunku ujemnego sprzyja silnemu wzrostowi sił przyciągania pomiędzy jądrami a obłokiem molekularnym.
Zatem wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku nakładania się chmur elektronowych atomów, któremu towarzyszy uwolnienie energii. Jeżeli odległość pomiędzy jądrami atomów wodoru zbliżającymi się przed zetknięciem wynosi 0,106 nm, to po nałożeniu się chmur elektronów (powstaniu cząsteczki H 2) odległość ta wynosi 0,074 nm (rys. 2).
Zazwyczaj największe nakładanie się chmur elektronów następuje wzdłuż linii łączącej jądra dwóch atomów.
Im silniejsze nakładanie się orbitali elektronowych, tym silniejsze wiązanie chemiczne.
W wyniku powstania wiązania chemicznego pomiędzy dwoma atomami wodoru każdy z nich dociera elektroniczna Konfiguracja atom gazu szlachetnego.
Wiązania chemiczne są zwykle przedstawiane na różne sposoby:
1) za pomocą elektronów w postaci punktów umieszczonych w symbol chemiczny element.
Następnie powstawanie cząsteczki wodoru można pokazać na schemacie:
N + N N:N
2) użycie komórek kwantowych (komórek Hunda), na przykład umieszczenie dwóch elektronów o przeciwnych spinach w jednej cząsteczkowej komórce kwantowej:
Diagram po lewej stronie pokazuje, że poziom energii molekularnej jest niższy niż pierwotne poziomy atomowe, co oznacza, że molekularny stan materii jest bardziej stabilny niż stan atomowy.
3) często, zwłaszcza w chemii organicznej, wiązanie kowalencyjne oznacza się myślnikiem (pierwszą)
(na przykład H-H), co symbolizuje parę elektronów.
Wiązanie kowalencyjne w cząsteczce chloru jest również realizowane przy użyciu dwóch wspólnych elektronów lub pary elektronów: 
Jak widać, każdy atom chloru ma trzy wolne pary i jeden niesparowany elektron.
Tworzenie wiązania chemicznego następuje z powodu niesparowanych elektronów każdego atomu. Niesparowane elektrony łączą się we wspólną parę elektronów, zwaną także wspólną parą.
Jeżeli pomiędzy atomami powstało jedno wiązanie kowalencyjne (jedna wspólna para elektronów), wówczas nazywa się je wiązaniem pojedynczym; jeśli więcej, to wielokrotne (dwie wspólne pary elektronów), potrójne (trzy wspólne pary elektronów).
Wiązanie pojedyncze jest reprezentowane przez jedną kreskę (pierwszą), wiązanie podwójne przez dwa, a wiązanie potrójne przez trzy. Kreska między dwoma atomami pokazuje, że mają one wspólną parę elektronów, w wyniku czego powstaje wiązanie chemiczne. Za pomocą takich kresek przedstawiana jest sekwencja połączeń atomów w cząsteczce.
Zatem w cząsteczce chloru każdy z jej atomów ma pełny zewnętrzny poziom ośmiu elektronów (s 2 p 6), a dwa z nich (para elektronów) należą w równym stopniu do obu atomów.
Wiązanie w cząsteczce tlenu O2 jest przedstawione nieco inaczej. Ustalono eksperymentalnie, że tlen jest substancją paramagnetyczną (jest wciągany w pole magnetyczne). Jego cząsteczka ma dwa niesparowane elektrony. Strukturę tej cząsteczki można przedstawić w następujący sposób:
Nie znaleziono jeszcze jednoznacznego rozwiązania obrazującego strukturę elektronową cząsteczki tlenu. Nie można jednak tego przedstawić w ten sposób:
W cząsteczce azotu N2 atomy mają trzy wspólne pary elektronów:
Jest oczywiste, że cząsteczka azotu jest silniejsza niż cząsteczka tlenu lub chloru, co wyjaśnia znaczną obojętność azotu w reakcjach chemicznych.
Wiązanie chemiczne utworzone przez pary elektronów nazywa się kowalencyjnym.
Jest to wiązanie dwuelektronowe i dwucentrowe (zawierające dwa jądra).
Związki z wiązaniami kowalencyjnymi nazywane są homeopolarnymi lub atomowymi.
Istnieją dwa rodzaje wiązań kowalencyjnych: niepolarne i polarne.
W przypadku wiązania kowalencyjnego niepolarnego chmura elektronów utworzona przez wspólną parę elektronów, czyli chmura elektronów wiązania, jest rozłożona w przestrzeni symetrycznie względem jąder obu atomów.
Przykładem są cząsteczki dwuatomowe składające się z atomów jednego pierwiastka: H 2 Cl 2, O 2, N 2, F 2 itd., W których para elektronów należy w równym stopniu do obu atomów.
W przypadku polarnego wiązania kowalencyjnego chmura elektronów wiązania jest przesunięta w stronę atomu o wyższej względnej elektroujemności.
Przykładem mogą być lotne cząsteczki związki nieorganiczne: HC1, H 2 O, H 2 S, NH 3 itd.
Tworzenie cząsteczki HC1 można przedstawić na poniższym schemacie:
Para elektronów jest przesunięta w stronę atomu chloru, ponieważ względna elektroujemność atomu chloru (2,83) jest większa niż atomu wodoru (2,1).
Wiązanie kowalencyjne powstaje nie tylko w wyniku nakładania się chmur jednoelektronowych, ale jest mechanizmem wymiany w celu utworzenia wiązania kowalencyjnego.
Możliwy jest również inny mechanizm tworzenia wiązania kowalencyjnego - donor-akceptor. W tym przypadku wiązanie chemiczne powstaje w wyniku chmury dwóch elektronów jednego atomu i swobodnego orbitalu innego atomu. Rozważmy jako przykład mechanizm powstawania jonu amonowego NH +4. W cząsteczce amoniaku atom azotu ma samotną parę elektronów (dwa elektrony)
nowa chmura):
Jon wodorowy ma wolny (niewypełniony) orbital 1s, który można oznaczyć następująco: H+. Kiedy tworzy się jon amonowy, dwuelektronowa chmura azotu staje się wspólna dla atomów azotu i wodoru, tj. zamienia się w molekularną chmurę elektronów. Oznacza to, że pojawia się czwarte wiązanie kowalencyjne.
Proces powstawania jonu amonowego można przedstawić na schemacie:
Ładunek jonu wodorowego staje się powszechny (jest zdelokalizowany, czyli rozproszony pomiędzy wszystkimi atomami), a chmura dwuelektronowa (samotna para elektronów) należąca do azotu staje się powszechna z wodorem. Na diagramach obraz komórki jest często pomijany.
Atom dostarczający wolną parę elektronów nazywany jest donorem, a atom, który ją przyjmuje (tj. zapewnia wolny orbital), nazywany jest akceptorem.
Mechanizm powstawania wiązania kowalencyjnego w wyniku chmury dwuelektronowej jednego atomu (dawcy) i swobodnego orbitalu innego atomu (akceptora) nazywany jest donorem-akceptorem. Powstałe w ten sposób wiązanie kowalencyjne nazywa się wiązaniem donor-akceptor lub wiązaniem koordynacyjnym.
Nie jest to jednak specjalny rodzaj wiązania, a jedynie inny mechanizm (metoda) tworzenia wiązania kowalencyjnego. Właściwości czwartego wiązania N-H w jonie amonowym nie różnią się od pozostałych wiązań.
Połączenie metalowe
Atomy większości metali na zewnątrz poziom energii zawierają niewielką liczbę elektronów. Zatem 16 elementów zawiera po jednym elektronie, 58 elementów zawiera dwa elektrony, 4 elementy zawierają trzy elektrony, a tylko Pd nie zawiera żadnego. Atomy pierwiastków Ge, Sn i Pb mają 4 elektrony na poziomie zewnętrznym, Sb i Bi - 5, Po - 6, ale pierwiastki te nie są metalami charakterystycznymi.
Tworzą się pierwiastki, metale proste substancje- metale. W normalnych warunkach są to substancje krystaliczne (z wyjątkiem rtęci). Na ryc. Rysunek 3 przedstawia schemat sieci krystalicznej sodu.
Jak widać, każdy atom sodu jest otoczony przez osiem sąsiednich atomów. Na przykładzie sodu rozważmy naturę wiązania chemicznego w metalach.
Atom sodu, podobnie jak inne metale, ma nadmiar orbitali walencyjnych i niedobór elektronów.
Zatem elektron walencyjny (3s 1) może zajmować jeden z dziewięciu wolnych orbitali - 3s (jeden), 3p (trzy) i 3d (pięć).
Kiedy się zbliżasz atomy w wyniku powstawania zmiany w sieci krystalicznej, orbitale walencyjne sąsiadujących atomów nakładają się,
dzięki czemu elektrony swobodnie przemieszczają się z jednego orbitalu na drugi, komunikując się między wszystkimi atomami kryształu metalu. Ten rodzaj wiązania chemicznego nazywa się wiązanie metaliczne.
Wiązanie metaliczne tworzą pierwiastki, których atomy na poziomie zewnętrznym mają niewiele elektronów walencyjnych w porównaniu do całkowitej liczby orbitali zewnętrznych, które są blisko siebie energetycznie, a elektrony walencyjne ze względu na niską energię jonizacji są słabo zatrzymywane w atomie.
Wiązanie chemiczne w kryształach metali jest silnie zdelokalizowane, tj. elektrony odpowiedzialne za komunikację ulegają socjalizacji („gaz elektronowy”) i przemieszczają się po całym kawałku metalu, który jest na ogół elektrycznie obojętny.
Wiązanie metaliczne jest charakterystyczne dla metali w stanie stałym i ciekłym. Jest to właściwość agregatów atomów znajdujących się blisko siebie. Jednak w stanie pary atomy metali, jak wszystkie substancje, są połączone ze sobą wiązaniami kowalencyjnymi. Pary metali składają się z pojedynczych cząsteczek (jednoatomowych i dwuatomowych). Siła wiązania w krysztale jest większa niż w cząsteczce metalu, dlatego proces tworzenia kryształu metalu zachodzi wraz z uwolnieniem energii.
Wiązanie metaliczne ma pewne podobieństwa do wiązania kowalencyjnego, ponieważ opiera się również na współdzieleniu elektronów walencyjnych. Jednakże elektrony tworzące wiązanie kowalencyjne znajdują się blisko związanych atomów i są z nimi ściśle związane. Elektrony wykonujące wiązanie metaliczne poruszają się swobodnie po krysztale i należą do wszystkich jego atomów. Dlatego kryształy z wiązaniem kowalencyjnym są kruche, natomiast kryształy z wiązaniem metalicznym są plastyczne, tj. zmieniają kształt pod wpływem uderzenia, są zwijane w cienkie arkusze i przeciągane na drut.
Wyjaśnia wiązanie metaliczne właściwości fizyczne metale
Wiązanie wodorowe
Wiązanie wodorowe jest rodzajem wiązania chemicznego. Może być międzycząsteczkowy i wewnątrzcząsteczkowy.
Międzycząsteczkowe wiązanie wodorowe zachodzi pomiędzy cząsteczkami zawierającymi wodór i pierwiastek silnie elektroujemny – fluor, tlen, azot, rzadziej chlor i siarkę. Ponieważ w takiej cząsteczce wspólna para elektronów jest silnie przesunięta z wodoru na atom pierwiastka elektroujemnego, a dodatni ładunek wodoru jest skoncentrowany w małej objętości, proton oddziałuje z samotną parą elektronów innego atomu lub jonu, dzieląc się To. W rezultacie powstaje drugie, słabsze wiązanie, zwane wiązaniem wodorowym.
Wcześniej wiązania wodorowe ograniczały się do przyciągania elektrostatycznego między protonem a inną grupą polarną. Jednak bardziej poprawne powinno być uznanie, że interakcja donor-akceptor również przyczynia się do jego powstawania. Połączenie to charakteryzuje się kierunkowością w przestrzeni i nasyceniem.
Zazwyczaj wiązanie wodorowe jest zaznaczone kropkami, co wskazuje, że jest ono znacznie słabsze niż wiązanie kowalencyjne (około 15-20 razy). Odpowiada jednak za łączenie cząsteczek. Na przykład powstawanie dimerów (w stanie ciekłym są najbardziej stabilne) wody i kwas octowy można przedstawić za pomocą diagramów:
Jak widać z tych przykładów, dwie cząsteczki wody, a w przypadku kwasu octowego, dwie cząsteczki kwasu, łączą się poprzez wiązanie wodorowe, tworząc strukturę cykliczną.
Obecność wiązań wodorowych wyjaśnia wyższą temperaturę wrzenia wody (100°C) w porównaniu ze związkami wodorowymi pierwiastków podgrupy tlenowej ( H2O, H2S, H2Te). W przypadku wody należy wydać dodatkową energię na rozerwanie wiązań wodorowych.
Wiązanie chemiczne.
Różne substancje mają różne struktury. Ze wszystkich znanych dziś substancji występują jedynie gazy obojętne w postaci wolnych (odizolowanych) atomów, co wynika z ich dużej stabilności struktury elektroniczne. Wszystkie inne substancje (a obecnie znanych jest ponad 10 milionów) składają się z połączonych atomów.
Uwaga: kursywa wskazuje te części tekstu, których nie musisz się uczyć ani rozumieć.
Tworzenie cząsteczek z atomów prowadzi do przyrostu energii, ponieważ w normalnych warunkach stan molekularny jest bardziej stabilny niż stan atomowy.
Atom może mieć od jednego do ośmiu elektronów na swoim zewnętrznym poziomie energii. Jeżeli liczba elektronów na zewnętrznym poziomie atomu jest maksymalna, jaką może on pomieścić, wówczas taki poziom nazywa się zakończony. Ukończone poziomy charakteryzują się dużą siłą. Są to zewnętrzne poziomy atomów gazu szlachetnego: hel ma dwa elektrony na poziomie zewnętrznym (s 2), reszta ma osiem elektronów (ns 2 np 6). Zewnętrzne poziomy atomów innych pierwiastków są niekompletne i znajdują się w fazie procesu interakcja chemiczna są ukończone.
Wiązanie chemiczne tworzą elektrony walencyjne, ale zachodzi ono na różne sposoby. Istnieją trzy główne typy wiązań chemicznych: kowalencyjne, jonowe i metaliczne.
Wiązanie kowalencyjne
Rozważmy mechanizm powstawania wiązania kowalencyjnego na przykładzie powstawania cząsteczki wodoru:
H + H = H2; Q = 436 kJ
Jądro wolnego atomu wodoru jest otoczone sferycznie symetryczną chmurą elektronów utworzoną przez elektron 1 s. Kiedy atomy zbliżają się na pewną odległość, ich chmury elektronów (orbitale) częściowo się pokrywają.
W rezultacie pomiędzy środkami obu jąder pojawia się molekularna chmura dwuelektronowa, która ma maksymalną gęstość elektronową w przestrzeni między jądrami; wzrost gęstości ładunku ujemnego sprzyja silnemu wzrostowi sił przyciągania pomiędzy jądrami a obłokiem molekularnym.
Zatem wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku nakładania się chmur elektronowych atomów, któremu towarzyszy uwolnienie energii. Jeżeli odległość między jądrami atomów wodoru zbliżającymi się przed zetknięciem wynosi 0,106 nm, to po nałożeniu się chmur elektronów (powstaniu cząsteczki H2) odległość ta wynosi 0,074 nm. Największe nakładanie się chmur elektronów następuje wzdłuż linii łączącej jądra dwóch atomów (ma to miejsce, gdy tworzy się wiązanie σ). Im większe nakładanie się orbitali elektronowych, tym silniejsze wiązanie chemiczne. W wyniku powstania wiązania chemicznego pomiędzy dwoma atomami wodoru, każdy z nich osiąga konfigurację elektronową atomu gazu szlachetnego helu.
Wiązania chemiczne są zwykle przedstawiane na różne sposoby:
1) za pomocą elektronów w postaci kropek umieszczonych przy znaku chemicznym pierwiastka. Następnie na schemacie można pokazać powstawanie cząsteczki wodoru
H∙ + H∙ →H:H
2) często, szczególnie w chemii organicznej, wiązanie kowalencyjne jest reprezentowane przez myślnik (pierwszą) (na przykład H-H), który symbolizuje wspólną parę elektronów.
Wiązanie kowalencyjne w cząsteczce chloru jest również realizowane przy użyciu dwóch wspólnych elektronów lub pary elektronów:
Samotna para elektronów, w atomie jest ich 3
← Samotna para elektronów,
W cząsteczce jest ich 6.
niesparowany elektron współdzielony lub współdzielona para elektronów
Jak widać, każdy atom chloru ma trzy wolne pary i jeden niesparowany elektron. Tworzenie wiązania chemicznego następuje z powodu niesparowanych elektronów każdego atomu. Niesparowane elektrony łączą się we wspólną parę elektronów, zwaną także wspólną parą.
Jeżeli pomiędzy atomami powstało jedno wiązanie kowalencyjne (jedna wspólna para elektronów), wówczas nazywa się je wiązaniem pojedynczym; jeśli więcej, to wielokrotne podwójne (dwie wspólne pary elektronów), potrójne (trzy wspólne pary elektronów).
Jedno łącze jest przedstawiany przez jedną kreskę (pociągnięcie), podwójny - przez dwa, potrójny - przez trzy. Kreska między dwoma atomami pokazuje, że mają one wspólną parę elektronów, w wyniku czego powstaje wiązanie chemiczne. Za pomocą takich kresek przedstawiają wzory strukturalne Cząsteczki.
Zatem w cząsteczce chloru każdy z jej atomów ma pełny zewnętrzny poziom ośmiu elektronów (s 2 p 6), a dwa z nich (para elektronów) należą w równym stopniu do obu atomów. Nakładanie się orbitali elektronowych podczas tworzenia cząsteczki pokazano na ryc.: 
W cząsteczce azotu N2 atomy mają trzy wspólne pary elektronów:
:N· + ·N: → :N:::N:
Oczywiście cząsteczka azotu jest silniejsza niż cząsteczka wodoru lub chloru, co wyjaśnia znaczną obojętność azotu w reakcjach chemicznych.
Wiązanie chemiczne utworzone przez pary elektronów nazywa się kowalencyjnym.
Mechanizmy tworzenia wiązań kowalencyjnych.
Wiązanie kowalencyjne powstaje nie tylko w wyniku nakładania się jednoelektronowy chmury są mechanizmem wymiany służącym do tworzenia wiązań kowalencyjnych.
W mechanizmie wymiany atomy mają tę samą liczbę elektronów.
Możliwy jest również inny mechanizm jego powstawania - akceptor-dawcy. W tym przypadku wiązanie chemiczne występuje z powodu nieudostępnione para elektronów jednego atomu i bezpłatny orbitale innego atomu.
Rozważmy jako przykład mechanizm powstawania jonu amonowego NH 4 +
Kiedy amoniak reaguje z HCl, Reakcja chemiczna:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl lub w skróconej formie jonowej: NH 3 + H + = NH 4 +
Jednocześnie w cząsteczce amoniaku znajduje się atom azotu nieudostępnione parę elektronów (dwuelektronowy Chmura):
Rzadko substancje chemiczne składają się z pojedynczych, niepowiązanych ze sobą atomów pierwiastków chemicznych. W normalnych warunkach tylko niewielka liczba gazów zwanych gazami szlachetnymi ma taką strukturę: hel, neon, argon, krypton, ksenon i radon. Najczęściej substancje chemiczne nie składają się z izolowanych atomów, ale z ich kombinacji w różne grupy. Takie skojarzenia atomów mogą liczyć kilka, setki, tysiące lub nawet więcej atomów. Siła utrzymująca te atomy w takich grupach nazywa się wiązanie chemiczne.
Innymi słowy, możemy powiedzieć, że wiązanie chemiczne to interakcja, która zapewnia połączenie poszczególnych atomów w bardziej złożone struktury (cząsteczki, jony, rodniki, kryształy itp.).
Powodem powstania wiązania chemicznego jest to, że energia bardziej złożonych struktur jest mniejsza niż całkowita energia poszczególnych tworzących je atomów.
Zatem w szczególności, jeśli w wyniku oddziaływania atomów X i Y powstaje cząsteczka XY, oznacza to, że energia wewnętrzna cząsteczek tej substancji jest niższa od energii wewnętrznej poszczególnych atomów, z których została utworzona:
E(XY)< E(X) + E(Y)
Z tego powodu, gdy pomiędzy poszczególnymi atomami tworzą się wiązania chemiczne, uwalniana jest energia.
Elektrony zewnętrznej warstwy elektronowej o najniższej energii wiązania z jądrem, tzw wartościowość. Na przykład w borze są to elektrony 2. poziomu energetycznego - 2 elektrony na 2 S- orbitale i 1 na 2 P-orbitale:
Kiedy tworzy się wiązanie chemiczne, każdy atom ma tendencję do uzyskania konfiguracji elektronowej atomów gazu szlachetnego, tj. tak, że w jego zewnętrznej warstwie elektronowej znajduje się 8 elektronów (2 dla pierwiastków pierwszego okresu). Zjawisko to nazywane jest regułą oktetu.
Atomy mogą osiągnąć konfigurację elektronową gazu szlachetnego, jeśli początkowo pojedyncze atomy dzielą część swoich elektronów walencyjnych z innymi atomami. W tym przypadku powstają wspólne pary elektronów.
W zależności od stopnia podziału elektronów rozróżnia się wiązania kowalencyjne, jonowe i metaliczne.
Wiązanie kowalencyjne
Wiązania kowalencyjne występują najczęściej pomiędzy atomami pierwiastków niemetalicznych. Jeżeli atomy niemetalu tworzące wiązanie kowalencyjne należą do różnych pierwiastków chemicznych, takie wiązanie nazywa się polarnym wiązaniem kowalencyjnym. Powodem tej nazwy jest fakt, że atomy różne elementy Mają także różne zdolności przyciągania wspólnej pary elektronów. Prowadzi to oczywiście do przemieszczenia wspólnej pary elektronów w stronę jednego z atomów, w wyniku czego powstaje na niej częściowy ładunek ujemny. Z kolei na drugim atomie powstaje częściowy ładunek dodatni. Na przykład w cząsteczce chlorowodoru para elektronów jest przesunięta z atomu wodoru na atom chloru:
Przykłady substancji z polarnymi wiązaniami kowalencyjnymi:
CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 itp.
Pomiędzy ich atomami niemetali tworzy się kowalencyjne wiązanie niepolarne pierwiastek chemiczny. Ponieważ atomy są identyczne, ich zdolność do przyciągania wspólnych elektronów jest również taka sama. Pod tym względem nie obserwuje się przemieszczenia pary elektronów:
Powyższy mechanizm tworzenia wiązania kowalencyjnego, gdy oba atomy dostarczają elektrony, tworząc wspólne pary elektronów, nazywa się wymianą.
Istnieje również mechanizm dawca-akceptor.
Kiedy w mechanizmie donor-akceptor tworzy się wiązanie kowalencyjne, powstaje wspólna para elektronów w wyniku wypełnionego orbitalu jednego atomu (dwoma elektronami) i pustego orbitalu innego atomu. Atom dostarczający wolną parę elektronów nazywany jest donorem, a atom z pustym orbitalem nazywany jest akceptorem. Atomy, które mają sparowane elektrony, na przykład N, O, P, S, działają jako donory par elektronów.
Na przykład, zgodnie z mechanizmem donor-akceptor, czwarte kowalencyjne wiązanie N-H powstaje w kationie amonowym NH 4 +:
Oprócz polaryzacji wiązania kowalencyjne charakteryzują się także energią. Energia wiązania to minimalna energia potrzebna do rozerwania wiązania między atomami.
Energia wiązania maleje wraz ze wzrostem promienia związanych atomów. Ponieważ wiemy, że promienie atomowe rosną w dół podgrup, możemy na przykład stwierdzić, że siła wiązania halogenowo-wodorowego wzrasta w szeregu:
CZEŚĆ< HBr < HCl < HF
Również energia wiązania zależy od jego krotności - im większa krotność wiązania, tym większa jest jego energia. Krotność wiązań odnosi się do liczby wspólnych par elektronów między dwoma atomami.
Wiązanie jonowe
Wiązanie jonowe można uznać za skrajny przypadek wiązania kowalencyjnego. połączenie polarne. Jeżeli w wiązaniu kowalencyjno-biegunowym wspólna para elektronów jest częściowo przesunięta do jednego z par atomów, to w wiązaniu jonowym jest prawie całkowicie „oddana” jednemu z atomów. Atom, który przekazuje elektron(y), zyskuje ładunek dodatni i staje się kation, a atom, który pobrał z niego elektrony, zyskuje ładunek ujemny i staje się anion.
Zatem wiązanie jonowe jest wiązaniem utworzonym przez przyciąganie elektrostatyczne kationów do anionów.
Tworzenie tego typu wiązania jest typowe podczas oddziaływania atomów typowych metali i typowych niemetali.
Na przykład fluorek potasu. Kation potasu powstaje w wyniku usunięcia jednego elektronu z atomu obojętnego, a jon fluoru powstaje w wyniku dodania jednego elektronu do atomu fluoru:
Pomiędzy powstałymi jonami powstaje elektrostatyczna siła przyciągania, w wyniku czego powstaje związek jonowy.
Kiedy powstało wiązanie chemiczne, elektrony z atomu sodu przeszły do atomu chloru i powstały przeciwnie naładowane jony, które mają pełny poziom energii zewnętrznej.
Ustalono, że elektrony z atomu metalu nie są całkowicie odłączone, a jedynie przesunięte w stronę atomu chloru, jak w przypadku wiązania kowalencyjnego.
Większość związków binarnych zawierających atomy metali jest jonowych. Na przykład tlenki, halogenki, siarczki, azotki.
Wiązanie jonowe zachodzi także pomiędzy prostymi kationami i prostymi anionami (F −, Cl −, S 2-), a także pomiędzy prostymi kationami i złożonymi anionami (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Dlatego do związków jonowych zalicza się sole i zasady (Na2SO4, Cu(NO3)2, (NH4)2SO4), Ca(OH)2, NaOH).
Połączenie metalowe
Ten typ wiązania powstaje w metalach.
Atomy wszystkich metali mają w swojej zewnętrznej warstwie elektronowej elektrony, które mają niską energię wiązania z jądrem atomu. W przypadku większości metali proces utraty zewnętrznych elektronów jest korzystny energetycznie.
Ze względu na tak słabą interakcję z jądrem, elektrony w metalach są bardzo ruchliwe i w każdym krysztale metalu w sposób ciągły zachodzi następujący proces:
M 0 - ne - = M n + , gdzie M 0 jest atomem metalu obojętnego, a M n + jest kationem tego samego metalu. Poniższy rysunek ilustruje zachodzące procesy.
Oznacza to, że elektrony „pędzą” po krysztale metalu, odłączając się od jednego atomu metalu, tworząc z niego kation, łącząc się z innym kationem, tworząc neutralny atom. Zjawisko to nazwano „wiatrem elektronowym”, a zbiór wolnych elektronów w krysztale atomu niemetalu nazwano „gazem elektronowym”. Ten rodzaj interakcji między atomami metali nazywany jest wiązaniem metalicznym.
Wiązanie wodorowe
Jeśli atom wodoru w substancji jest związany z pierwiastkiem o wysokiej elektroujemności (azotem, tlenem lub fluorem), substancję tę charakteryzuje zjawisko zwane wiązaniem wodorowym.
Ponieważ atom wodoru jest związany z atomem elektroujemnym, na atomie wodoru powstaje częściowy ładunek dodatni, a na atomie pierwiastka elektroujemnego powstaje częściowy ładunek ujemny. W związku z tym możliwe staje się przyciąganie elektrostatyczne między częściowo dodatnio naładowanym atomem wodoru jednej cząsteczki i elektroujemnym atomem drugiej. Na przykład wiązania wodorowe obserwuje się dla cząsteczek wody:
To wiązanie wodorowe wyjaśnia nienormalnie wysoką temperaturę topnienia wody. Oprócz wody silne wiązania wodorowe tworzą się także w substancjach takich jak fluorowodór, amoniak, kwasy utlenione, fenole, alkohole, aminy.
Wiązanie kowalencyjne, w zależności od tego, jak powstaje wspólna para elektronów, może zostać utworzone przez giełda Lub mechanizm dawca-akceptor.
Mechanizm wymiany Tworzenie wiązania kowalencyjnego realizuje się w przypadkach, gdy zarówno orbital atomowy, jak i niesparowany elektron znajdujący się na tym orbicie uczestniczą w tworzeniu wspólnej pary elektronów z każdego atomu.
Na przykład w cząsteczce wodoru. Oddziałujące atomy wodoru zawierające pojedyncze elektrony o przeciwnych spinach w s-orbitali atomowych tworzą wspólną parę elektronów, której ruch w cząsteczce H2 odbywa się w granicach orbitalu σ-molekularnego, który powstaje w wyniku połączenia dwóch orbitali s-atomowych:
W cząsteczce amoniaku atom azotu, posiadający trzy pojedyncze elektrony i jedną parę elektronów na czterech orbitaliach atomowych zewnętrznego poziomu energii, tworzy trzy wspólne pary elektronów z s-elektronami trzech atomów wodoru. Te pary elektronów w cząsteczce NH 3 znajdują się na trzech orbitali σ-molekularnych, z których każdy powstaje, gdy orbital atomowy atomu azotu łączy się z orbitalem s atomu wodoru:
Zatem w cząsteczce amoniaku atom azotu tworzy trzy wiązania σ z atomami wodoru i ma nieudostępnione para elektronów.
Mechanizm dawca-akceptor tworzenie wiązania kowalencyjnego następuje w przypadkach, gdy występuje jeden obojętny atom lub jon (dawca) ma parę elektronów na orbicie atomowej zewnętrznego poziomu energii i drugi jon lub atom neutralny (akceptor)- wolny (wolny) orbital. Kiedy orbitale atomowe łączą się, pojawia się orbital molekularny, w którym znajduje się wspólna para elektronów, która wcześniej należała do atomu dawcy:
Na przykład zgodnie z mechanizmem donor-akceptor tworzenie wiązania kowalencyjnego między cząsteczką amoniaku a jonem wodoru następuje wraz z pojawieniem się jonu amonowego. W cząsteczce amoniaku atom azotu w warstwie zewnętrznej ma wolną parę elektronów, co pozwala tej cząsteczce działać jako donor. Jon wodorowy (akceptor) ma wolną orbital s. W wyniku fuzji orbitali atomowych atomu azotu i jonu wodoru powstaje orbital σ-molekularny, a wolna para elektronów atomu azotu staje się wspólna dla łączących się atomów:
Lub H + + NH 3 [ H NH 3 ] +
W jonie amonowym + kowalencyjne wiązanie N-H utworzone przez mechanizm donor-akceptor ma taką samą energię i długość jak pozostałe trzy kowalencyjne wiązania N-H utworzone przez mechanizm wymiany.
Atom boru tworzy cząsteczkę fluorku boru BF 3 w wyniku nakładania się orbitali elektronowych zajmowanych w stanie wzbudzonym przez niesparowane elektrony z orbitalami elektronowymi fluoru. W tym przypadku atom boru zachowuje jeden wolny orbital, dzięki czemu można utworzyć czwarte wiązanie chemiczne poprzez mechanizm donor-akceptor.
Często nazywa się wiązanie utworzone przez mechanizm donor-akceptor dawca-akceptor, koordynacja Lub skoordynowane. Nie jest to jednak specjalny rodzaj wiązania, a jedynie inny mechanizm powstawania wiązania kowalencyjnego.
Charakterystyczny jest mechanizm donor-akceptor tworzenia wiązań kowalencyjnych złożone związki: Rolę akceptora pełnią zwykle jony d-metalu, które zazwyczaj mogą zapewnić dwa, cztery lub sześć wolnych orbitali atomowych typu s, p, d, co znacznie rozszerza ich zdolność do tworzenia wiązań kowalencyjnych.
Przykładowo jony Ag+ i Cu2+ dostarczają odpowiednio dwa i cztery wolne orbitale atomowe, a donorem par elektronów mogą być np. dwie lub cztery cząsteczki jonu amoniaku lub cyjanku:
Akceptant Dawca 
W takich przypadkach powstają wiązania kowalencyjne pomiędzy donorami i akceptorami, tworząc złożone kationy (amoniak srebra i miedzi) lub anion (cyjanek miedzi).
Istnieją dwa główne sposoby (mechanizmy) tworzenia wiązania kowalencyjnego.
1) Mechanizm wirowy (wymiany). : Para elektronów tworząca wiązanie jest utworzona przez niesparowane elektrony obecne w niewzbudzonych atomach.
Jednak liczba wiązań kowalencyjnych może być większa niż liczba niesparowanych elektronów. Przykładowo w stanie niewzbudnym (zwanym także stanem podstawowym) atom węgla ma dwa niesparowane elektrony, ale jest to charakterystyczne dla związków, w których tworzy cztery wiązania kowalencyjne. Okazuje się, że jest to możliwe w wyniku wzbudzenia atomu. W tym przypadku jeden z s-elektronów przesuwa się na podpoziom p:
Wzrostowi liczby utworzonych wiązań kowalencyjnych towarzyszy uwolnienie większej ilości energii niż jest zużywana na wzbudzenie atomu. Ponieważ wartościowość atomu zależy od liczby niesparowanych elektronów, wzbudzenie prowadzi do wzrostu wartościowości. W atomach azotu, tlenu i fluoru liczba niesparowanych elektronów nie wzrasta, ponieważ W obrębie drugiego poziomu nie ma wolnych orbitali, a ruch elektronów na trzeci poziom kwantowy wymaga znacznie więcej energii, niż ta, która zostałaby uwolniona podczas tworzenia dodatkowych wiązań. Zatem gdy atom jest wzbudzony, przejścia elektronów na wolne orbitale są możliwe tylko w obrębie jednego poziomu energetycznego.
Pierwiastki trzeciego okresu - fosfor, siarka, chlor - mogą wykazywać wartościowość równą liczbie grupowej. Osiąga się to poprzez wzbudzenie atomów poprzez przejście elektronów 3s i 3p na wolne orbitale podpoziomu 3d:
P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 15:00 3 3d 1 (wartościowość 5)
S* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 15:00 3 3d 2 (wartościowość 6)
Cl* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 15:00 3 3d 3 (wartościowość 7)
W powyższych wzorach elektronicznych dla wzbudzonych atomów podkreślono podpoziomy zawierające tylko niesparowane elektrony. Na przykładzie atomu chloru łatwo pokazać, że wartościowość może być zmienna:
W przeciwieństwie do chloru wartościowość atomu F jest stała i równa 1, ponieważ Na poziomie energii walencyjnej (drugim) nie ma orbitali podpoziomu d ani innych wolnych orbitali.
2) Mechanizm dawca-akceptor : Wiązania kowalencyjne powstają w wyniku sparowanych elektronów obecnych w zewnętrznej warstwie elektronowej atomu. W takim przypadku drugi atom musi mieć wolny orbital na zewnętrznej warstwie. Na przykład powstawanie jonu amonowego z cząsteczki amoniaku i jonu wodorowego można przedstawić za pomocą następującego diagramu: (przedstawienie elektronów za pomocą krzyżyków i kropek na poniższym schemacie jest bardzo warunkowe, ponieważ w rzeczywistości elektrony są nie do odróżnienia) :
Atom, który dostarcza parę elektronów do utworzenia wiązania kowalencyjnego, nazywany jest donorem, a atom zapewniający pusty orbital nazywany jest akceptorem. Powstałe w ten sposób wiązanie kowalencyjne nazywa się wiązaniem donor-akceptor. W kationie amonowym wiązanie to ma absolutnie identyczne właściwości jak pozostałe trzy wiązania kowalencyjne utworzone metodą wymiany.
Hybrydyzacja orbitali atomowych
Aby wyjaśnić różnicę między kątami wiązań w cząsteczkach H 2 O (104,5) i NH 3 (107,3) od 90, należy wziąć pod uwagę, że stan stabilny cząsteczki odpowiada jej strukturze geometrycznej o najniższym energia potencjalna. Dlatego podczas tworzenia cząsteczki kształt i względne rozmieszczenie atomowych chmur elektronów zmienia się w porównaniu z ich kształtem i rozmieszczeniem w wolnych atomach. W rezultacie podczas tworzenia wiązania chemicznego uzyskuje się pełniejsze nakładanie się orbitali. To odkształcenie chmur elektronów wymaga energii, ale pełniejsze nakładanie się prowadzi do utworzenia silniejszego wiązania i ogólnie następuje przyrost energii. To wyjaśnia pojawienie się orbitali hybrydowych.
Kształt orbitalu hybrydowego można określić matematycznie, dodając funkcje falowe oryginalnych orbitali:
W wyniku dodania funkcji falowych orbitali s i p, uwzględniając ich znaki, okazuje się, że gęstość chmury elektronów (wartość 2) po jednej stronie jądra wzrasta, a z drugiej strony jest zmniejszona.
Generalnie proces hybrydyzacji obejmuje następujące etapy: wzbudzenie atomu, hybrydyzacja orbitali wzbudzonego atomu, utworzenie wiązań z innymi atomami. Koszty energii w pierwszych dwóch etapach rekompensowane są zyskiem energii podczas tworzenia silniejszych wiązań z orbitalami hybrydowymi. Rodzaj hybrydyzacji zależy od rodzaju i liczby zaangażowanych orbitali.
Poniżej znajdują się przykłady różnych typów hybrydyzacji orbitali s i p.
Hybrydyzacja jednego orbitalu s i jednego p (hybrydyzacja sp) zachodzi na przykład podczas tworzenia wodorku berylu, halogenków berylu, cynku i kadmu-rtęci. Atomy tych pierwiastków w stanie normalnym mają w warstwie zewnętrznej dwa sparowane s-elektrony. W wyniku wzbudzenia jeden z s-elektronów przechodzi w stan p - pojawiają się dwa niesparowane elektrony, z których jeden jest s-elektronem, a drugi p-elektronem. Kiedy tworzy się wiązanie chemiczne, te dwa różne orbitale przekształcają się w dwa identyczne orbitale hybrydowe. Całkowita liczba orbitali podczas hybrydyzacji nie zmienia . Dwa orbitale sp-hybrydowe są skierowane względem siebie pod kątem 180° i tworzą dwa wiązania (Rysunek 2):
Rysunek 2 - Nakładające się orbitale sp berylu i p-orbitale chloru w cząsteczce BeCl 2
Eksperymentalne określenie struktury cząsteczek BeG 2, ZnG 2, CdG 2, HgG 2 (G-halogen) wykazało, że cząsteczki te są liniowe, a oba wiązania metali z atomami halogenu mają tę samą długość.
Hybrydyzacja jednego orbitala s i dwóch orbitali p (hybrydyzacja sp 2) zachodzi np. przy tworzeniu związków boru. Wzbudzony atom boru ma trzy niesparowane elektrony - jeden s-elektron i dwa p-elektrony. Trzy równoważne orbitale hybrydowe sp 2 powstają z trzech orbitali, znajdujących się w tej samej płaszczyźnie pod kątem 120 względem siebie (rysunek 3). Rzeczywiście, jak pokazują badania eksperymentalne, cząsteczki związków boru, takich jak BG 3 (G-halogen), B(CH 3) 3 - trimetylobor, B(OH) 3 - kwas borowy, mają płaską strukturę. Co więcej, trzy wiązania boru w tych cząsteczkach mają tę samą długość i są ułożone pod kątem 120.
Rysunek 3 – Nakładanie się orbitali sp 2 boru i p-orbitali chloru w cząsteczce BCl 3
Hybrydyzacja jednego s- i trzech p-orbitali (hybrydyzacja sp 3) jest charakterystyczna na przykład dla węgla i jego analogów - krzemu i germanu. W tym przypadku cztery hybrydowe orbitale sp3 są rozmieszczone względem siebie pod kątem 10928; są skierowane w stronę wierzchołków czworościanu (w cząsteczkach CH 4, CCl 4, SiH 4, GeBr 4 itp.). Kąty wiązań cząsteczek H 2 O (104,5°) i NH 3 (107,3°) nie odpowiadają dokładnie względnym pozycjom „czystych” orbitali p (90°). Wynika to z pewnego udziału s-elektronów w tworzeniu wiązania chemicznego. Taki wkład to nic innego jak hybrydyzacja. Elektrony walencyjne w tych cząsteczkach zajmują cztery orbitale, które są zbliżone do hybrydy sp 3. Niewielką różnicę między kątami wiązań a czworościennym 109°28” można wytłumaczyć, zgodnie z teorią Gillespiego, faktem, że niewspółdzielone orbitale hybrydowe zajmują większą objętość w przestrzeni.
W wielu cząsteczkach atom centralny nie ulega hybrydyzacji. Zatem kąty wiązań w cząsteczkach H 2 S, PH 3 itp. są bliskie 90, tj. tworzenie wiązań następuje przy udziale „czystych” orbitali p położonych względem siebie pod kątem prostym. 
