Химическая связь – явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы по сравнению с энергией изолированных атомов. По характеру распределения электронной плотности между взаимодействующими атомами различают три основных типа химичес­кой связи: ковалентную, ионную и металлическую. Кроме того, между атомами соседних молекул могут возникать межмолекулярные взаимодействия: водородная связь и (или) вандерваальсовые силы.

Основными характеристиками химической связи являются:

1. Энергия химической связи Е _{А – В} (кДж/моль) – это мера прочности связи, которая определяется работой, необходимой для разрушения данной связи, или энергией, которая выделяется при образовании связи из отдельных атомов. Чем больше Е _{А – В}, тем прочнее (устойчивее) частица.

Для молекул типа А₂ (например, Н₂ или N₂) энергия связи равна энергии, которая затрачивается на распад 1 моль молекул типа А₂ до атомарного состояния. Для многоатомных молекул типа АВ _n (например, СН₄ или NH₃) принято говорить о средней энергии связи , которая может быть определена по формуле

,                                       (15)

где - энергия образования вещества, кДж/моль; n – число однотипных связей (обычно совпадает с числом атомов В в молекуле).

Для расчета энергии одной связи необходимо  (в кДж/моль) разделить на постоянную Авогадро N _А.

Разрыв связи в молекуле может быть осуществлен:

1) гомолитически, то есть с образованием атомов АВ ® А + В;

2) гетеролитически, то есть с образованием ионов АВ ® А^z+ + B^z-.

При изменении энергий связей в рядах однотипных соединений можно отметить следующие закономерности:

- чем больше разность между электроотрицательностями (DЭО) элементов, тем больше энергия связи между их атомами (правило Полинга);

- чем больше размеры атомов, тем меньше энергия связи;

- энергия связи в кристалле всегда больше, чем в соответствующей молекуле;

- энергия диссоциации по гомолитическому механизму ниже, чем по гетеролитическому.

2. Длина связи  l _{А – В}  (нм) – это расстояние между ядрами химически связанных атомов. Эта характеристика зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания. Между длиной связи и ее энергией имеется определенная корреляция: чем меньше длина связи, тем больше энергия связи.

3. Угол связи или валентный угол – это угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов. Его определяют с учетом гибридизации центрального атома в молекуле.

Ковалентная связь (КС) – тип связи, который возникает при обобществлении электронов взаимодействующих атомов. Для описания такого вида связи используют метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).

МВС (иначе метод локализованных электронных пар) основан на следующих положениях:

1. КС образуется двумя атомами за счет перекрывания двух электронных облаков с антипараллельными спинами;

2. Связь располагается в том направлении, в котором будет обеспечиваться наибольшая область перекрывания АО;

3. КС тем прочнее, чем больше область перекрывания АО.

КС может возникнуть:

1) по обменному механизму за счет объединения одноэлектронных АО по одному со стороны каждого атома:

Число одноэлектронных АО может увеличиваться при переходе атома в возбужденное состояние;

2) по донорно-акцепторному механизму за счет объединения пары электронов одного атома (донора) и свободной АО другого атома (акцептора):

                       донор  акцептор

Основными свойствами КС являются насыщаемость, направленность и полярность. Общее число КС, которое способен образовать атом, ограничено числом его АО (свободных и занятых), использование которых энергетически выгодно. Для элементов первого и второго периодов энергетически выгодно использование АО только внешнего энергетического уровня. Начиная с третьего и далее периодов, кроме s - и p -орбиталей внешнего уровня в образовании КС могут участвовать d -орбитали внешнего и (или) предвнешнего энергетических уровней. Таким образом, максимальное число КС у каждого атома ограничено его валентными возможностями, то есть связь насыщаема.

Для обеспечения наиболее полного перекрывания электронных облаков взаимодействующие атомы вынуждены располагаться в пространстве относительно друг друга определенным образом – направленно. По типу перекрывания (направленности) различают:

1. s-связь – перекрывание АО происходит вдоль оси, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, что приводит к возникновению только одной области перекрывания. К образованию такого вида связи способны электронные облака любой формы. Например, s_р-р перекрывание образуется таким образом:

2. p-связь – перекрывание АО происходит по обе стороны от оси, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, что приводит к возникновению двух областей перекрывания. Например,
p _{р – р} перекрывание:

 К образованию такого вида связи не способны s-электронные облака;

3. d-связь – перекрывание двух d-орбиталей, находящихся в параллельных плоскостях, с образованием четырех областей перекрывания.

Возникновение p- и d-связей происходит только в том случае, когда взаимодействующие атомы уже связаны s-связью. Наложение p- и d-связей на s-связь приводит к повышению кратности связи (иначе - к повышению порядка связи n), т. е. к уменьшению межъядерного расстояния.

Например, в молекуле N₂ между атомами азота связь тройная (NºN): одна s и две p .

Направленность КС придает многоатомным частицам определенную форму – конфигурацию, от которой с учетом гибридизации АО зависит внутренняя структура вещества.

Гибридизацией АО называют процесс смешения нескольких различных по форме и энергии АО данного атома, который сопровождается образованием такого же числа новых, одинаковых по форме и энергии гибридных АО, располагающихся в пространстве относительно друг друга таким образом, чтобы обеспечить более полное перекрывание с АО соседних атомов в частице.

В процессе гибридизации могут участвовать как одноэлектронные АО, так и АО, занятые спаренными электронами. Одноэлектронные гибридные АО способны образовывать связи с другими атомами и определяют тем самым геометрическую форму молекулы или иона, поэтому их называют связывающими. Двухэлектронные гибридные АО обычно не участвуют в образовании связей (исключение – донорно-акцепторный механизм), называются несвязывающими (при записи формулы молекулы их обозначают Ё) и не учитываются при выявлении геометрической формы образовавшейся частицы. В табл. 5 приведены наиболее распространенные виды гибридизаций АО и формы молекул, которые им соответствуют.

Таблица 5