Химическая связь: типы, гибридизация и строение молекул

• Энергия ионизации — энергия, необходимая для отрыва электрона от атома в газообразном состоянии: $\mathrm{X \rightarrow X^+ + e^-}$. Чем она меньше, тем сильнее выражены металлические свойства элемента.
• Сродство к электрону — энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому: $\mathrm{X + e^- \rightarrow X^-}$. Оно велико у галогенов.
• Электроотрицательность — способность атома в молекуле притягивать к себе общие электронные пары. Самый электроотрицательный элемент — фтор, за ним следует кислород.

В периоде слева направо энергия ионизации и электроотрицательность в целом растут, в главной подгруппе сверху вниз уменьшаются.

• Ковалентная неполярная связь возникает между одинаковыми атомами неметалла: $\mathrm{H_2}$, $\mathrm{O_2}$, $\mathrm{N_2}$, $\mathrm{Cl_2}$. Общая электронная пара в равной мере принадлежит обоим атомам.
• Ковалентная полярная связь возникает между разными неметаллами: $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{H_2O}$, $\mathrm{NH_3}$. Общая пара смещена к более электроотрицательному атому.
• Ионная связь образуется между типичным металлом и типичным неметаллом ($\mathrm{NaCl}$, $\mathrm{CaF_2}$, $\mathrm{K_2O}$) за счёт перехода электронов и электростатического притяжения противоположно заряженных ионов.
• Металлическая связь — связь в металлах, при которой положительные ионы удерживаются вместе свободно движущимися обобществлёнными электронами («электронный газ»). Этим объясняются электропроводность, блеск и пластичность металлов.
• Водородная связь возникает между атомом водорода, связанным с сильно электроотрицательным атомом ($\mathrm{F}$, $\mathrm{O}$, $\mathrm{N}$), и неподелённой электронной парой другого такого атома. Она намного слабее ковалентной, но повышает температуры кипения воды, $\mathrm{HF}$ и спиртов и поддерживает структуру белков и ДНК.

В одном веществе может быть несколько типов связи: в $\mathrm{NH_4Cl}$ есть и ионная, и ковалентная полярная связь.

При обменном механизме каждый атом отдаёт в общую пару по одному неспаренному электрону ($\mathrm{H_2}$, $\mathrm{HCl}$). При донорно-акцепторном механизме один атом (донор) предоставляет неподелённую электронную пару, а другой (акцептор) — свободную орбиталь: $\mathrm{NH_3 + H^+ \rightarrow NH_4^+}$. После образования все четыре связи $\mathrm{N{-}H}$ в ионе $\mathrm{NH_4^+}$ одинаковы.

Если орбитали перекрываются на линии, соединяющей ядра, образуется σ-связь; при боковом перекрывании по обе стороны от этой линии — π-связь. Одинарная связь — это σ, двойная — σ + π, тройная — σ + 2π (например, в молекуле $\mathrm{N_2}$).

Свойства ковалентной связи: насыщаемость (атом образует ограниченное число связей), направленность (определяет форму молекулы), полярность, длина и энергия. С ростом числа связей между атомами связь становится короче и прочнее: $\mathrm{C{-}C}$ 0,154 нм, $\mathrm{C{=}C}$ 0,134 нм, $\mathrm{C{\equiv}C}$ 0,120 нм.

Гибридизация — смешение орбиталей разного типа одного атома, в результате которого образуются одинаковые по форме и энергии гибридные орбитали:

• sp: 2 гибридные орбитали, 180°, линейная молекула: $\mathrm{BeCl_2}$, $\mathrm{CO_2}$, $\mathrm{C_2H_2}$;
• sp²: 3 гибридные орбитали, 120°, плоский треугольник: $\mathrm{BF_3}$, $\mathrm{C_2H_4}$;
• sp³: 4 гибридные орбитали, 109°28′, тетраэдр: $\mathrm{CH_4}$, $\mathrm{CCl_4}$, $\mathrm{NH_4^+}$.

Негибридные p-орбитали участвуют в образовании π-связей. Если у центрального атома есть неподелённые электронные пары, форма меняется: $\mathrm{NH_3}$ (sp³, одна пара) — тригональная пирамида (≈107°), $\mathrm{H_2O}$ (sp³, две пары) — угловая молекула (≈104,5°). К линейным молекулам относятся $\mathrm{CO_2}$, $\mathrm{BeCl_2}$, $\mathrm{C_2H_2}$, к угловым — $\mathrm{H_2O}$, $\mathrm{H_2S}$, $\mathrm{SO_2}$.

Если молекула с полярными связями симметрична, диполи связей компенсируют друг друга и молекула неполярна: $\mathrm{CO_2}$, $\mathrm{CH_4}$, $\mathrm{CCl_4}$, $\mathrm{BF_3}$. А $\mathrm{H_2O}$, $\mathrm{NH_3}$, $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{SO_2}$ — полярные молекулы.

Типы кристаллических решёток:

• ионная ($\mathrm{NaCl}$, $\mathrm{CaO}$): твёрдые, тугоплавкие вещества, расплавы и растворы проводят ток;
• атомная (алмаз, кремний, $\mathrm{SiO_2}$): очень твёрдые, очень тугоплавкие, нерастворимы в воде;
• молекулярная ($\mathrm{I_2}$, лёд, твёрдый $\mathrm{CO_2}$, большинство органических веществ): легкоплавкие, летучие;
• металлическая (металлы): хорошо проводят электричество и тепло, пластичны.

Валентность — число ковалентных связей (общих электронных пар), которые образует атом. Валентные возможности атома определяются числом неспаренных электронов (включая возбуждённое состояние), неподелёнными электронными парами и свободными орбиталями. Углерод в возбуждённом состоянии имеет 4 неспаренных электрона и четырёхвалентен. У элементов 2-го периода нет d-орбиталей: максимальная валентность азота IV, фтора I. Фосфор и сера за счёт 3d-орбиталей могут быть соответственно пяти- и шестивалентными.

Степень окисления — условный заряд атома, если считать все связи ионными. В простом веществе она равна 0; у фтора всегда −1; у кислорода обычно −2 (в $\mathrm{H_2O_2}$ −1, в $\mathrm{OF_2}$ +2); у водорода обычно +1 (в гидридах металлов −1). Сумма степеней окисления в молекуле равна 0, в ионе — заряду иона.