4. Химична връзка. Метод на валентните връзки и метод на молекулните орбитали

Хим.връзка основен въпрос в химията. Тя възниква само тогава когато общата енергия на взаимодействащите атоми намалява. Отделенеата енергия е енергия за образуване на хим.връзка. Тя винаги има отрицателен знак, той като енергията на системата се понижава. Тази енергия се отнася за всички връзки в 1 mol вещество. Изразява се с kcal/mol. За да се разкъса хим.връзка м/у два атома или йона в системата трябва да се внесе енергия, която се нарича енергия за разкъсване на хим.връзка. Нейната стойност е същата като на енергията за образуване, но с противоположен знак и енергията на системата нараства.

За средна енергия на връзката говорим при дву- и многоатомните молекули тя се определя чрез разделяне на енергията за образуване на молекулата на броя на връзките, възникващи при свързване на отделните атоми. Колкото е по-голяма енергията на връзката, толкова тя е по-здрава.

Други характеристики на хим.връзка са нейната дължина (това е разстоянието м/у ядрата на атомите в молекулите), ъгъл м/у връзките в молекулите или кристалите, кратност и полярност.

Кратността се определя от броя на връзките. Те могат да бъдат единична, двойна или тройна, в зависимост от това атомите с колко електрона (един, два или три) участват.

Полярност определя се от положението на областта на повишена електронна плътност спрямо ядрата на атомите в молекулата. В зависимост от механизма на възникване, хим.връзки биват: валентни и невалентни.

Валентна определя се от броя на единичните електрони на даден атом. Тя е ковалентна неполярна, ковал.полярна и йонна.

Невалентна възниква вследствие на електростатично привличане. Такива са координационната, водородната, металната, м/умолекулно привличане.

Ковалентна хим.връзка при нея става свързване на единичните електрони в атома в общи електронни двойки принадлежащи и на двата атома. Тази връзка е както при молекулите, така и при кристалите. Тя възниква както при еднакви атоми в молекулите на Cl₂, 0₂, H₂, така и при различни в молекулите на H₂O; NH₃; в органичните съединения. Особеност нейната насоченост и наситеност. Наситеността се определя от това, че могат да участват само ограничен брой единични електрони от валентните електронни орбити.

s, p, d и f електроните имат електронни облаци различно ориентирани в пространството. S електр.сфера. P-електр.осморка различно ориентирана в пространоството. D-електр.детелина, също различно ориентирани. (стр.31)

Насоченост при взаимодействие на атомите и образуването на хим.връзка става при покриване на електронните облаци. Там където се припокриват е увеличена плътността и е различно ориентирана по отношение на ядрата на свързаните атоми. Според положението на тази повишена плътност спрямо ядрата ковал.връзка бива полярна и неполярна.

Неполярна при H₂; Cl₂; O₂ повишената плътност е разположена симетрично спрямо ядрата на атомите и се привлича с еднаква сила от тях. Центровете на положителните и отрицателни заряди съвпадат.

Ковалентно полярна когато плътността е изтеглена, вследствие на по-силно притегляне на по-електроотрицателния атом, той като свързващите се атоми са с различна електроотрицателност при HF, HCl. В резултат се оформят център на отрицателните товари и център на положителните. Разстоянието м/у тях се нарича дължина на дипола. l=l.e (диполен момент) l-разстояние e-ефективен товар