Рис.1. Орбитальные радиусы элементов (r a) и длина одноэлектронной химической связи (d)

Простейшая одноэлектронная химическая связь создаётся единственным валентным электроном . Оказывается, что один электрон способен удерживать в едином целом два положительно заряженных иона. В одноэлектронной связи кулоновские силы отталкивания положительно заряженных частиц компенсируются кулоновскими силами притяжения этих частиц к отрицательно заряженному электрону. Валентный электрон становится общим для двух ядер молекулы.

Примерами таких химических соединений являются молекулярные ионы: H 2 + , Li 2 + , Na 2 + , K 2 + , Rb 2 + , Cs 2 + :

Полярная ковалентная связь возникает в гетероядерных двухатомных молекулах (рис.3). Связывающая электронная пара в полярной химической связи приближена к атому с более высоким первым потенциалом ионизации .

Характеризующее пространственную структуру полярных молекул расстояние d между атомными ядрами можно приближённо рассматривать как сумму ковалентных радиусов соответствующих атомов.

Характеристика некоторых полярных веществ

Сдвиг связывающей электронной пары к одному из ядер полярной молекулы приводит к появлению электрического диполя (электродинамика) (рис.4).

Расстояние между центрами тяжести положительного и отрицательного зарядов называют длиной диполя. Полярность молекулы, как и полярность связи, оценивают величиной дипольного момента μ, представляющего собой произведение длины диполя l на величину электронного заряда :

Кратные ковалентные связи

Кратные ковалентные связи представлены непредельными органическими соединениями, содержащими двойную и тройную химические связи. Для описания природы непредельных соединений Л.Полинг вводит понятия сигма- и π-связей, гибридизации атомных орбиталей .

Гибридизация Полинга для двух S- и двух p- электронов позволила объяснить направленность химических связей, в частности тетраэдрическую конфигурацию метана . Для объяснения структуры этилена из четырёх равноценных Sp 3 - электронов атома углерода приходится вычленять один p-электрон для образования дополнительной связи, получившей название π-связи. При этом три оставшиеся Sp 2 -гибридные орбитали располагаются в плоскости под углом 120° и образуют основные связи, например, плоскую молекулу этилена (рис.5).

В новой теории Полинга все связывающие электроны становились равноценными и равноудалёнными от линии, соединяющей ядра молекулы. Теория изогнутой химической связи Полинга учитывала статистическую интерпретацию волновой функции М.Борна , кулоновскую электронную корреляцию электронов . Появился физический смысл - природа химической связи полностью определяется электрическим взаимодействием ядер и электронов. Чем больше связывающих электронов, тем меньше межъядерное расстояние и прочнее химическая связь между атомами углерода.

Трёхцентровая химическая связь

Дальнейшее развитие представлений о химической связи дал американской физикохимик У.Липскомб , разработавший теорию двухэлектронных трёхцентровых связей и топологическую теорию, позволяющую предсказывать строение ещё некоторых гидридов бора (бороводородов) .

Электронная пара в трёхцентровой химической связи становится общей для трёх ядер атомов. В простейшем представителе трёхцентровой химической связи - молекулярном ионе водорода H 3 + электронная пара удерживает в едином целом три протона (рис.6).

Рис.7.Диборан

Существование боранов с их двухэлектронными трёхцентровыми связями с «мостиковыми» атомами водорода нарушало каноническое учение о валентности . Атом водорода, считавшийся ранее стандартным одновалентным элементом, оказался связанным одинаковыми связями с двумя атомами бора и стал формально двухвалентным элементом. Работы У.Липскомба по расшифровке строения боранов расширяли представления о химической связи. Нобелевский комитет удостоил Уильяма Нанна Липскомба премии по химии за 1976 год с формулировкой "За исследования структуры боранов (боргидритов), проясняющие проблемы химических связей).

Многоцентровая химическая связь

Рис.8.Молекула ферроцена

Рис.9.Дибензолхром

Рис.10.Ураноцен

Все десять связей (C-Fe) в молекуле ферроцена равноценны, величина межъядерного расстояния Fe-c - 2,04 Å. Все атомы углерода в молекуле ферроцена структурно и химически эквивалентны, длина каждой связи C-C 1,40 - 1,41 Å (для сравнения, в бензоле длина связи C-C 1,39 Å). Вокруг атома железа возникает 36- электронная оболочка .

Динамика химической связи

Химическая связь достаточно динамична. Так, металлическая связь трансформируется в ковалентную в процессе фазового перехода при испарении металла. Переход металла из твёрдого в парообразное состояние требует затраты больших количеств энергии.

В парах указанные металлы состоят практически из гомоядерных двухатомных молекул и свободных атомов. При конденсации паров металла ковалентная связь превращается в металлическую.

Испарение солей с типичной ионной связью, например фторидов щелочных металлов, приводит к разрушению ионной связи и образованию гетероядерных двухатомных молекул с полярной ковалентной связью. При этом имеет место образование димерных молекул с мостиковыми связями.

Характеристика химической связи в молекулах фторидов щелочных металлов и их димерах.

При конденсации паров фторидов щелочных металлов полярная ковалентная связь трансформируется в ионную с образованием соответствующей кристаллической решётки соли.

Механизм перехода ковалентной в металлическую связь

Рис.11. Соотношение между радиусом орбитали электронной пары r e и длиной ковалентной химической связи d

Рис.12.Ориентация диполей двухатомных молекул и образование искажённого октаэдрического фрагмента кластера при конденсации паров щелочных металлов

Рис.13.Объёмноцентрированное кубическое расположение ядер в кристаллах щелочных металлов и связывающего звена

Дисперсное притяжение (силы Лондона) обуславливает межатомное взаимодействие и образование гомоядерных двухатомных молекул из атомов щелочных металлов.

Образование ковалентной связи металл-металл сопряжено с деформацией электронных оболочек взаимодействующих атомов - валентные электроны создают связывающую электронную пару, электронная плотность которой концентрируется в пространстве между атомными ядрами возникшей молекулы. Характерной особенностью гомоядерных двухатомных молекул щелочных металлов является большая длина ковалентной связи (в 3,6-5,8 раза больше длины связи в молекуле водорода) и низкая энергия её разрыва.

Указанное соотношение между r e и d определяет неравномерность распределения электрических зарядов в молекуле - в средней части молекулы сосредоточен отрицательный электрический заряд связывающей электронной пары, а на концах молекулы - положительные электрические заряды двух атомных остовов.

Неравномерность распределения электрических зарядов создаёт условия взаимодействия молекул за счёт ориентационных сил (силы Ван-дер-Ваальса). Молекулы щелочных металлов стремятся ориентироваться таким образом, чтобы по сосоедству оказывались разноимённые электрические заряды. В результате между молекулами действуют силы притяжения. Благодаря наличию последних, молекулы щелочных металлов сближаются и более менее прочно стягиваются между собой. Одновременно происходит некоторая деформация каждой из них под действием ближе расположенных полюсов соседних молекул (рис.12).

Фактически, связывающие электроны исходной двухатомной молекулы, попадая в электрическое поле четырёх положительно заряженных атомных остовов молекул щелочных металлов отрываются с орбитального радиуса атома и становятся свободными.

При этом связывающая электронная пара становится общей уже для системы с шестью катионами. Начинается построение кристаллической решётки металла на этапе кластера . В кристаллической решётке щелочных металлов чётко выражена структура связывающего звена, имеющего форму искажённого сплющенного октаэдра - квадратной бипирамиды, высота которой и рёбра базиса равны величина постоянной трансляционной решётки a w (рис.13).

Величина постоянной трансляционной решётки a w кристалла щелочного металла значительно превышает длину ковалентной связи молекулы щелочного металла, поэтому принято считать, что электроны в металле находятся в свободном состоянии:

Математическое построение, связанное со свойствами свободных электронов в металле, обычно отождествляют с «поверхностью Ферми », которую следует рассматривать как геометрическое место, где пребывают электроны, обеспечивая основное свойство металла - проводить электрический ток .

При сопоставлении процесса конденсации паров щелочных металлов с процессом конденсации газов, например, водорода, проявляется характерная особенность в свойствах металла. Так, если при конденсации водорода проявляются слабые межмолекулярные взаимодействия, то при конденсации паров металла протекают процессы, характерные для химических реакций. Сама конденсация паров металла идёт в несколько стадий и может быть описана следующей процессией: свободный атом → двухатомная молекула с ковалентной связью → металлический кластер → компактный металл с металлической связью.

Взаимодействие молекул галогенидов щелочных металлов сопровождается их димеризацией. Димерную молекулу можно рассматривать как электрический квадруполь (рис.15). В настоящее время известны основные характеристики димеров галогенидов щелочных металлов (длины химической связи и валентные углы между связями).

Длина химической связи и валентные углы в димерах галогенидов щелочных металлов (Э 2 X 2)(газовая фаза).

Э 2 X 2 X=F X=Cl X=Br X=I
d ЭF , Å d ЭCl , Å d ЭBr , Å d ЭI , Å
Li 2 X 2 1,75 105 2,23 108 2,35 110 2,54 116
Na 2 X 2 2,08 95 2,54 105 2,69 108 2,91 111
K 2 X 2 2,35 88 2,86 98 3,02 101 3,26 104
Cs 2 X 2 2,56 79 3,11 91 3,29 94 3,54 94

В процессе конденсации действие ориентационных сил усиливается, межмолекулярное взаимодействие сопровождается образованием кластеров, а затем и твёрдого вещества. Галогениды щелочных металлов образуют кристаллы с простой кубической и объёмно-центрированной кубической решёткой.

Тип кристаллической решётки и постоянная трансляционной решётки для галогенидов щелочных металлов.

В процессе кристаллизации происходит дальнейшее увеличение межатомного расстояния, приводящее к срыву электрона с орбитального радиуса атома щелочного металла и передаче электрона атому галогена с образованием соответствующих ионов. Силовые поля ионов равномерно распределяются во всех направлениях в пространстве. В связи с этим в кристаллах щелочных металлов силовое поле каждого иона координирует отнюдь не один ион с противоположным знаком, как принято качественно представлять ионную связь (Na + Cl -).

В кристаллах ионных соединений понятие простых двухионных молекул типа Na + Cl - и Cs + Cl - теряет смысл, поскольку ион щелочного металла связан с шестью ионами хлора (в кристалле хлористого натрия) и с восемью ионами хлора (в кристалле хлористого цезия. При этом все межионные расстояния в кристаллах равноудалены.

Примечания

  1. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. - М .: «Химия», 1987. - С. 124. - 320 с.
  2. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. - М .: «Химия», 1987. - С. 132-136. - 320 с.
  3. Ганкин В.Ю., Ганкин Ю.В. Как образуется химическая связь и протекают химические реакции. - М .: издат.группа "Граница", 2007. - 320 с. - ISBN 978-5-94691296-9
  4. Некрасов Б. В. Курс общей химии. - М .: Госхимиздат, 1962. - С. 88. - 976 с.
  5. Паулинг Л. Природа химической связи / под редакцией Я.К.Сыркина. - пер. с англ. М.Е.Дяткиной. - М.-Л.: Госхимиздат, 1947. - 440 с.
  6. Теоретическая органическая химия / под ред. Р.Х.Фрейдлиной. - пер. с англ. Ю.Г.Бунделя. - М .: Изд. иностранной литературы, 1963. - 365 с.
  7. Леменовский Д.А., Левицкий М.М. Российский химический журнал (журнал Российского химического общества им. Д.И.Менделеева). - 2000. - Т. XLIV, вып.6. - С. 63-86.
  8. Химический энциклопедический словарь / гл. ред. И.Л.Кнунянц. - М .: Сов. энциклопедия, 1983. - С. 607. - 792 с.
  9. Некрасов Б. В. Курс общей химии. - М .: Госхимиздат, 1962. - С. 679. - 976 с.
  10. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. - М .: «Химия», 1987. - С. 155-161. - 320 с.
  11. Гиллеспи Р. Геометрия молекул / пер. с англ. Е.З. Засорина и В.С. Мастрюкова, под ред. Ю.А Пентина. - М .: «Мир», 1975. - С. 49. - 278 с.
  12. Справочник химика. - 2-е изд., перераб. и доп. - Л.-М.: ГНТИ Химической литературы, 1962. - Т. 1. - С. 402-513. - 1072 с.
  13. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ.. - М .: «Химия», 1987. - С. 132-136. - 320 с.
  14. Зиман Дж. Электроны в металлах (введение в теорию поверхностей Ферми). Успехи физических наук.. - 1962. - Т. 78, вып.2. - 291 с.

См. также

  • Химическая связь - статья из Большой советской энциклопедии
  • Химическая связь - Chemport.ru
  • Химическая связь - Физическая Энциклопедия

БК Леон является ведущим онлайн-букмекером на гемблинговом рынке. Компания повышенное внимание уделяет бесперебойной работе сервиса. Также постоянно совершенствуется функционал портала. Для удобства пользователей создано зеркало Леон.

Перейти на зеркало

Что такое зеркало Леон.

Для получения доступа к официальному порталу БК Leon, необходимо воспользоваться зеркалом. Пользователю рабочее зеркало предоставляет множество преимуществ таких, как:

  • разнообразная линейка спортивных мероприятий, которые имеют высокие коэффициенты;
  • предоставление возможности игры в режиме Live, смотреть матчи будет интересным занятием;
  • подробный материал относительно проведенных соревнований;
  • удобный интерфейс, с которым быстро разберется даже неопытный пользователь.

Рабочее зеркало представляет собой копию официального портала. Он имеет идентичную функциональность и синхронную базу данных. За счет этого данные учетной записи не меняются. Разработчиками предусмотрена возможность блокировки рабочего зеркала, на такой случай предоставляется иное. Данные точные копии рассылаются и контролируются сотрудниками БК Леон. Если воспользоваться функционирующим зеркалом, то можно получить доступ к официальному порталу БК Леон.

Пользователю не составит трудностей найти зеркало, так как их список подлежит обновлению. При закрытом доступе от посетителя сайта требуется выполнить установку приложения Леон для мобильного телефона на компьютер. Также нужно поменять IP на иную страну за счет VPN. Для изменения местоположения пользователя или провайдера нужно воспользоваться TOP-браузером.

Разработчики предусмотрели различные возможности пользования зеркалом. Для этого с правой стороны сайта имеется надпись “Доступ к сайту”, зеленая кнопка “Обход блокировок” позволяет игроку зайти в подменю и добавить универсальную закладку в браузер.

Также удобство пользователю предоставляет мобильное приложение. Если необходимо узнать о новом адресе зеркала портала, можно позвонить по бесплатному телефону. Получать доступ к зеркалу позволяет канал @leonbets_official на Telegram . Приложение Leonacsess для Windows позволяет всегда получить доступ к сайту. Данные способы дают возможность получить игроку доступ к рабочему зеркалу.

Почему заблокировали основной сайт Леон

Это происходит вследствие действий службы Роскомнадзора. Это связано с отсутствием лицензии на ведение букмекерской деятельности. Синий Leon не получил лицензию, чтобы игрок не платил с выигрыша 13%.

Как зарегистрироваться на зеркале Леонбетс

Зарегистрироваться на этом сайте значительно проще, чем официально. Пользователю не требуется регистрироваться на двух порталах, что занимает до двух дней. Если отдать предпочтение рабочему зеркалу, то данная процедура будет максимально простой.

Для этого пользователю понадобится только заполнить данные относительно Ф. И. О., контакты. Также необходимо определиться с валютой, указать дату рождения и домашний адрес. Также нужно подписаться на рассылку сообщений. Это позволит оперативно получать информацию от букмекеров. Зарегистрированный пользователь получает возможность иметь доступ к личному кабинету, что позволяет произвести ставку на матчи, мероприятия. При возникновении сложностей можно обратиться в службу технической поддержки.

Все химические соединения образуются посредством образования химической связи. И в зависимости от типа соединяющихся частиц различают несколько видов. Самые основные – это ковалентная полярная, ковалентная неполярная, металлическая и ионная. Сегодня речь пойдет об ионной.

Вконтакте

Что такое ионы

Она образуется между двумя атомами – как правило, при условии, что разница электроотрицательностей между ними очень велика. Электроотрицательность атомов и ионов оценивается по шкале Поллинга.

Поэтому для того чтобы правильно рассматривать характеристики соединений, было введено понятие ионности. Эта характеристика позволяет определить на сколько процентов конкретная связь представляет именно ионную.

Соединение с максимальной ионностью это фторид цезия, в котором она составляет примерно 97%. Ионная связь характерна для веществ, образованных атомами металлов, располагающихся в первой и второй группе таблицы Д.И. Менделеева, и атомами неметаллов, находящихся в шестой и седьмой группах этой же таблицы.

Обратите внимание! Стоит заметить, что не существует соединения, в котором взаимосвязь исключительно ионная. Для открытых на данный момент элементов нельзя добиться настолько большой разницы в электроотрицательности, чтобы получить 100%-ное ионное соединение. Поэтому определение ионной связи не совсем корректно, так как реально рассматриваются соединения с частичным ионным взаимодействием.

Зачем же ввели этот термин, если реально такого явления не существует? Дело в том, что этот подход помог объяснить многие нюансы в свойствах солей, оксидов и других веществ. Например, почему они хорошо растворимы в воде, а их растворы способны проводить электрический ток . Это невозможно объяснить ни с каких других позиций.

Механизм образования

Образование ионной связи возможно только при соблюдении двух условий: если атом металла, участвующий в реакции, способен легко отдать электроны, находящиеся на последнем энергетическом уровне, а атом неметалла способен эти электроны принять. Атомы металлов по своей природе являются восстановителями, то есть способны к отдаче электронов .

Это связано с тем, что на последнем энергетическом уровне в металле могут находится от одного до трех электронов, а радиус самой частицы достаточно большой. Поэтому сила взаимодействия ядра с электронами на последнем уровне настолько мала, что они могут легко уходить с него. С неметаллами ситуация совершенно иная. Они имеют маленький радиус , а количество собственных электронов на последнем уровне может быть от трех и до семи.

И взаимодействие между ними и положительным ядром достаточно сильная, но любой атом стремится к завершению энергетического уровня, поэтому атомы неметалла стремятся получить недостающие электроны.

И когда встречаются два атома – металла и неметалла, происходит переход электронов от атома металла к атому неметалла, при этом образуется химическое взаимодействие.

Схема соединения

На рисунке наглядно видно, как именно осуществляется образование ионной связи. Изначально существуют нейтрально заряженные атомы натрия и хлора.

Первый имеет один электрон на последнем энергетическом уровне, второй семь. Далее происходит переход электрона от натрия к хлору и образование двух ионов. Которые соединяются между собой с образованием вещества. Что такое ион? Ион – это заряженная частица, в которой количество протонов не равно количеству электронов .

Отличия от ковалентного типа

Ионная связь за счет своей специфичности не имеет направленности. Это связано с тем, что электрическое поле иона представляет собой сферу, при том оно убывает или возрастает в одном направлении равномерно, подчиняясь одному и тому же закону.

В отличие от ковалентной, которая образуется за счет перекрывания электронных облаков.

Второе отличие заключается в том, что ковалентная связь насыщенна . Что это значит? Количество электронных облаков, которые могут принимать участие в взаимодействии ограниченно.

А в ионной за счет того, что электрическое поле имеет сферическую форму, оно может соединяться с неограниченным количеством ионов. А значит, можно говорить о том, что она не насыщена.

Также она может характеризоваться еще несколькими свойствами:

  1. Энергия связи – это количественная характеристика, и она зависит от количества энергии, которое необходимо затратить на ее разрыв. Она зависит от двух критериев – длины связи и заряда ионов , участвующих в ее образовании. Связь тем прочнее, чем короче ее длина и больше заряды ионов, ее формирующих.
  2. Длина – этот критерий уже упоминался в предыдущем пункте. Он зависит исключительно от радиуса частиц, участвующих в образовании соединения. Радиус атомов изменяется следующим образом: уменьшается по периоду при увеличении порядкового номера и увеличивается в группе.

Вещества с ионной связью

Она характерна для значительного числа химических соединений. Это большая часть всех солей, в том числе и всем известная поваренная соль. Она встречается во всех соединениях, где есть непосредственный контакт между металлом и неметаллом . Вот некоторые примеры веществ с ионной связью:

  • хлориды натрия и калия,
  • фторид цезия,
  • оксид магния.

Также она может проявляться и в сложных соединениях.

Например, сульфат магния.

Перед вами формула вещества с ионной и ковалентной связью:

Между ионами кислорода и магния будет образовываться ионная связь, а вот сера и соединены между собой уже с помощью ковалентной полярной.

Из чего можно сделать вывод, что ионная связь характерна для сложных химических соединений.

Что такое ионная связь в химии

Виды химической связи — ионная, ковалентная, металлическая

Вывод

Свойства напрямую зависят от устройства кристаллической решетки . Поэтому все соединения с ионной связью хорошо растворимы в воде и других полярных растворителях, проводят и являются диэлектриками. При этом довольно тугоплавки и хрупки. Свойства этих веществ довольно часто применяются в устройстве электрических приборов.

Благодаря которой образуются молекулы неорганических и органических веществ. Химическая связь появляется при взаимодействии электрических полей, которые создаются ядрами и электронами атомов. Следовательно, образование ковалентной химической связи связано с электрической природой.

Что такое связь

Под этим термином подразумевают результат действия двух либо более атомов, которые приводят к формированию прочной многоатомной системы. Основные виды химической связи образуются при уменьшении энергии реагирующих атомов. В процессе формирования связи атомы стараются завершить свою электронную оболочку.

Виды связи

В химии выделяют несколько видов связи: ионной, ковалентной, металлической. Ковалентная химическая связь имеет две разновидности: полярная, неполярная.

Каков механизм ее создания? Ковалентная неполярная химическая связь образуется между атомами одинаковых неметаллов, имеющих одну электроотрицательность. При этом образуются общие электронные пары.

Неполярная связь

Среди примеров молекул, у которых ковалентная химическая связь неполярного вида, можно назвать галогены, водород, азот, кислород.

Впервые эта связь была обнаружена в 1916 году американским химиком Льюисом. Сначала им была выдвинута гипотеза, а подтверждена она была только после экспериментального подтверждения.

Ковалентная химическая связь связана с электроотрицательностью. У неметаллов она имеет высокое значение. В ходе химического взаимодействия атомов не всегда возможен перенос электронов от одного атома к другому, в результате осуществляется их объединение. Между атомами появляется подлинная ковалентная химическая связь. 8 класс обычной школьной программы предполагает детальное рассмотрение нескольких видов связи.

Вещества, имеющие данный вид связи, при нормальных условиях - жидкости, газы, а также твердые вещества, имеющие невысокую температуру плавления.

Типы ковалентной связи

Подробнее остановимся на данном вопросе. Какие выделяют типы химической связи? Ковалентная связь существует в обменном, донорно-акцепторном вариантах.

Первый тип характеризуется отдачей каждым атомом одного неспаренного электрона на образование общей электронной связи.

Электроны, объединяемые в общую связь, должны обладать противоположными спинами. В качестве примера подобного вида ковалентной связи можно рассмотреть водород. При сближении его атомов наблюдается проникновение их электронных облаков друг в друга, именуемое в науке перекрыванием электронных облаков. В результате увеличивается электронная плотность между ядрами, а энергия системы понижается.

При минимальном расстоянии ядра водорода отталкиваются, в итоге образуется некое оптимальное расстояние.

В случае донорно-акцепторного типа ковалентной связи у одной частицы есть электроны, ее называют донором. Вторая частица имеет свободную ячейку, в которой будет размещаться пара электронов.

Полярные молекулы

Как образуются ковалентные полярные химические связи? Они возникают в тех ситуациях, когда у связываемых атомов неметаллов различная электроотрицательность. В подобных случаях обобществленные электроны размещаются ближе к тому атому, у которого значение электроотрицательности выше. В качестве примера ковалентной полярной связи могут рассматриваться связи, которые возникают в молекуле бромоводорода. Здесь общественные электроны, которые отвечают за формирование ковалентной связи, ближе находятся к брому, чем к водороду. Причина подобного явления в том, что у брома электроотрицательность выше, чем у водорода.

Способы определения ковалентной связи

Как определить ковалентные полярные химические связи? Для этого необходимо знать состав молекул. Если в ней присутствуют атомы разных элементов, в молекуле существует ковалентная полярная связь. В неполярных молекулах присутствуют атомы одного химического элемента. Среди тех заданий, которые предлагаются в рамках школьного курса химии, есть и такие, которые предполагают выявление вида связи. Задания подобного типа включены в задания итоговой аттестации по химии в 9 классе, а также в тесты единого государственного экзамена по химии в 11 классе.

Ионная связь

Чем отличается ковалентная и ионная химическая связь? Если ковалентная связь характерна для неметаллов, то ионная связь образуется между атомами, имеющими существенные отличия по электроотрицательности. К примеру, это характерно для соединений элементов первой и второй групп главных подгрупп ПС (щелочных и щелочноземельных металлов) и элементов 6 и 7 групп главных подгрупп таблицы Менделеева (халькогенов и галогенов).

Она формируется в результате электростатического притяжения ионов, обладающих противоположными зарядами.

Особенности ионной связи

Так как силовые поля противоположно заряженных ионов распределяются равномерно во всех направлениях, каждый из них способен притягивать к себе противоположные по знаку частицы. Это и характеризует ненаправленность ионной связи.

Взаимодействие двух ионов, обладающих противоположными знаками, не предполагает полной взаимной компенсации индивидуальных силовых полей. Это способствует сохранению способности притягивать по остальным направлениям ионы, следовательно, наблюдается ненасыщенность ионной связи.

В ионном соединении у каждого иона есть возможность притягивать к себе некое число других, обладающих противоположных знаком, чтобы сформировать кристаллическую решетку ионного характера. В таком кристалле не существует молекул. Каждый ион окружается в веществе неким конкретным числом ионов иного знака.

Металлическая связь

Данный вид химической связи обладает определенными индивидуальными особенностями. Металлы имеют избыточное количество валентных орбиталей при недостатке электронов.

При сближении отдельных атомов происходит перекрывание их валентных орбиталей, что способствует свободному перемещению электронов из одной орбитали в другую, осуществляя между всеми атомами металла связь. Эти свободные электроны и являются основным признаком металлической связи. Она не обладает насыщенностью и направленностью, поскольку валентные электроны распределяются по кристаллу равномерно. Присутствие в металлах свободных электронов объясняет их некоторые физические свойства: металлический блеск, пластичность, ковкость, теплопроводность, непрозрачность.

Разновидность ковалентной связи

Она образуется между атомом водорода и элементом, который имеет высокую электроотрицательность. Существуют внутри- и межмолекулярные водородные связи. Эта разновидность ковалентной связи является самой непрочной, она появляется благодаря действию электростатических сил. У атома водорода небольшой радиус, и при смещении либо отдаче этого одного электрона водород становится положительным ионом, действующим на атом с большой электроотрицательностью.

Среди характерных свойств ковалентной связи выделяют: насыщаемость, направленность, поляризуемость, полярность. Каждый из этих показателей имеет определенное значение для образуемого соединения. К примеру, направленность обуславливается геометрической формой молекулы.

m определение химической связи;

m типы химических связей;

m метод валентных связей;

m основные характеристики ковалентной связи;

m механизмы образования ковалентной связи;

m комплексные соединения;

m метод молекулярных орбиталей;

m межмолекулярные взаимодействия.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ

Химической связью называют взаимодействие между атомами, приводящее к образованию молекул или ионов и прочному удерживанию атомов друг около друга.

Химическая связь имеет электронную природу, т. е. осуществляется за счёт взаимодействия валентных электронов. В зависимости от распределения валентных электронов в молекуле, различают следующие виды связей: ионная, ковалентная, металлическая и др. Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной связи между атомами, резко отличающимися по природе.

ТИПЫ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ

Ионная связь.

Основные положения современной теории ионной связи.

1.) Ионная связь образуется при взаимодействии элементов, резко отличающихся друг от друга по свойствам, т. е. между металлами и неметаллами.

2.) Образование химической связи объясняется стремлением атомов к достижению устойчивой восьмиэлектронной внешней оболочки (s 2 p 6).

Ca: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2

Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6

Cl: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 5

Cl – : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6

3.) Образовавшиеся разноименно заряженные ионы удерживаются друг около друга за счёт электростатического притяжения.

4.) Ионная связь не направленная.

5.) Чисто ионной связи не существует. Так как энергия ионизации больше энергии сродства к электрону, то полного перехода электронов не происходит даже в случае пары атомов с большой разницей электроотрицательностей. Поэтому можно говорить о доле ионности связи. Наибольшая ионность связи имеет место во фторидах и хлоридах s-элементов. Так, в кристаллах RbCl, KCl, NaCl и NaF она равна 99, 98, 90 и 97% соответственно.

Ковалентная связь.

Основные положения современной теории ковалентной связи.

1.) Ковалентная связь образуется между элементами, сходными по свойствам, то есть, неметаллами.

2.) Каждый элемент предоставляет для образования связей 1 электрон, причём спины электронов должны быть антипараллельными.

3.) Если ковалентная связь образована атомами одного и того же элемента, то эта связь не полярная, т. е. общая электронная пара не смещена ни к одному из атомов. Если же ковалентная связь образована двумя разными атомам, то общая электронная пара смещена к наиболее электроотрицательному атому, это полярная ковалентная связь .

4.) При образовании ковалентной связи происходит перекрывание электронных облаков взаимодействующих атомов, в результате, в пространстве между атомами возникает зона повышенной электронной плотности, притягивающая к себе положительно заряженные ядра взаимодействующих атомов, и удерживающая их друг около друга. Вследствие этого снижается энергия системы (рис. 14). Однако при очень сильном сближении атомов возрастает отталкивание ядер. Поэтому имеется оптимальное расстояние между ядрами (длина связи , l св), при котором система имеет минимальную энергию. При таком состоянии выделяется энергия, называемая энергией связи – Е св.


Рис. 14. Зависимость энергии систем из двух атомов водорода с параллельными (1) и антипараллельными (2) спинами от расстояния между ядрами (Е – энергия системы, Е св – энергия связи, r – расстояние между ядрами, l – длина связи).

Для описания ковалентной связи используют 2 метода: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).

МЕТОД ВАЛЕНТНЫХ СВЯЗЕЙ.

В основе метода ВС лежат следующие положения:

1. Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам. Комбинации таких двухэлектронных двухцентровых связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем.

2. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Для наглядного изображения валентных схем обычно пользуются следующим способом: электроны, находящиеся во внешнем электронном слое обозначают точками, располагаемыми вокруг химического символа атома. Общие для двух атомов электроны показывают точками, помещаемыми между их химическими символами; двойная или тройная связь обозначается соответственно двумя или тремя парами общих точек:

N: 1s 2 2s 2 p 3 ;

C: 1s 2 2s 2 p 4

Из приведенных схем видно, что каждая пара электронов, связывающая два атома, соответствует одной черточке, изображающей ковалентную связь в структурных формулах:

Число общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами, или, иначе говоря, число образуемых атомом ковалентных связей, называется ковалентностью по методу ВС. Так, ковалентность водорода равна 1, азота – 3.

По способу перекрывания электронных облаков, связи бывают двух видов: s - связь и p - связь.

s - связь возникает при перекрывании двух электронных облаков по оси, соединяющей ядра атомов.

Рис. 15. Схема образования s - связей.

p - связь образуется при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов.

Рис. 16. Схема образования p - связей.

ОСНОВНЫЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ.

1. Длина связи, ℓ. Это минимальное расстояние между ядрами взаимодействующих атомов, которое соответствует наиболее устойчивому состоянию системы.

2. Энергия связи, E min – это то количество энергии, которое необходимо затратить для разрыва химической связи и для удаления атомов за пределы взаимодействия.

3. Дипольный момент связи, , m=qℓ. Дипольный момент служит количественной мерой полярности молекулы. Для неполярных молекул дипольный момент равен 0, для неполярных не равен 0. Дипольный момент многоатомной молекулы равен векторной сумме диполей отдельных связей:

4. Ковалентная связь характеризуется направленностью. Направленность ковалентной связи определяется необходимостью максимального перекрывания в пространстве электронных облаков взаимодействующих атомов, которые приводят к образованию наиболее прочных связей.

Так как эти s-связи строго ориентированы в пространстве, в зависимости от состава молекулы они могут находиться под определенным углом друг к другу – такой угол называется валентным.

Двухатомные молекулы имеют линейное строение. Многоатомные молекулы имеют более сложную конфигурацию. Рассмотрим геометрию различных молекул на примере образования гидридов.

1. VI группа, главная подгруппа (кроме кислорода), Н 2 S, Н 2 Sе, Н 2 Те.

S 1s 2 2s 2 р 6 3s 2 р 4

У водорода в образовании связи участвует электрон с s-АО, у серы – 3р у и 3р z . Молекула Н 2 S имеет плоское строение с углом между связями 90 0 . .

Рис 17. Строение молекулы Н 2 Э

2. Гидриды элементов V группы, главной подгруппы: РН 3 , АsН 3 , SbН 3 .

Р 1s 2 2s 2 р 6 3s 2 р 3 .

В образовании связи принимают участие: у водорода s-АО, у фосфора - р у, р х и р z АО.

Молекула РН 3 имеет форму тригональной пирамиды (в основании – треугольник).

Рис 18. Строение молекулы ЭН 3

5. Насыщаемость ковалентной связи - это число ковалентных связей, которые может образовывать атом. Оно ограничено, т.к. элемент обладает ограниченным количеством валентных электронов. Максимальное число ковалентных связей, которые может образовывать данный атом в основном или возбуждённом состоянии, называется его ковалентностью.

Пример: водород – одноковалентен, кислород – двухковалентен, азот – трёхковалентен и т. д.

Некоторые атомы могут повышать свою ковалентность в возбуждённом состоянии за счёт разъединения спаренных электронов.

Пример. Be 0 1s 2 2s 2

У атома бериллия в возбужденном состоянии один валентный электрон находится на 2p-АО и один электрон на 2s-АО, то есть ковалентность Be 0 = 0 а ковалентность Be* = 2. В ходе взаимодействия происходит гибридизация орбиталей.

Гибридизация - это выравнивание энергии различных АО в результате смешения перед химическим взаимодействием. Гибридизация - условный прием, позволяющий предсказать структуру молекулы при помощи комбинации АО. В гибридизации могут принимать участие те АО, энергии которых близки.

Каждому виду гибридизации соответствует определенная геометрическая форма молекул.

В случае гидридов элементов II группы главной подгруппы в образовании связи участвуют две одинаковые sр-гибридные орбитали. Подобный тип связи называется sр-гибридизация.

Рис 19. Молекула ВеН 2 . sp-Гибридизация.

sp-Гибридные орбитали имеют несимметричную форму, в сторону водорода направлены удлиненные части АО с валентным углом, равным 180 о. Поэтому молекула ВеН 2 имеет линейное строение (рис.).

Строение молекул гидридов элементов III группы главной подгруппы рассмотрим на примере образования молекулы BH 3 .

B 0 1s 2 2s 2 p 1

Ковалентность B 0 = 1, ковалентность B* = 3.

В образовании связей принимают участие три sр-гибридные орбитали, которые образуются в результате перераспределения электронных плотностей s-АО и двух р-АО. Такой тип связи называется sр 2 - гибридизацией. Валентный угол при sр 2 - гибридизации равен 120 0 , поэтому молекула ВН 3 имеет плоское треугольное строение.

Рис.20. Молекула BH 3 . sp 2 -Гибридизация.

На примере образования молекулы СH 4 рассмотрим строение молекул гидридов элементов IV группы главной подгруппы.

C 0 1s 2 2s 2 p 2

Ковалентность C 0 = 2, ковалентность C* = 4.

У углерода в образовании химической связи участвуют четыре sр-гибридные орбитали, образованные в результате перераспределения электронных плотностей между s-АО и тремя р-АО. Форма молекулы СН 4 - тетраэдр, валентный угол равен 109 о 28`.

Рис. 21. Молекула СН 4 . sp 3 -Гибридизация.

Исключениями из общего правила являются молекулы Н 2 О и NН 3 .

В молекуле воды углы между связями равны 104,5 о. В отличии от гидридов других элементов этой группы, вода имеет особые свойства, она полярна, диамагнитна. Все это объясняется тем, что в молекуле воды тип связи sр 3 . То есть в образовании химической связи участвуют четыре sр - гибридные орбитали. На двух орбиталях находится по одному электрону, эти орбитали взаимодействуют с водородом, на двух других орбиталях находится по паре электронов. Наличие этих двух орбиталей и объясняет уникальные свойства воды.

В молекуле аммиака углы между связями равны примерно 107,3 о, то есть форма молекулы аммиака - тетраэдр, тип связи sр 3 . В образовании связи у молекулы азота принимает участие четыре гибридные sр 3 -орбитали. На трех орбиталях находится по одному электрону, эти орбитали связаны с водородом, на четвертой АО находится неподеленная пара электронов, которая обуславливает уникальность молекулы аммиака.

МЕХАНИЗМЫ ОБРАЗОВАНИЯ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ.

МВС позволяет различать три механизма образования ковалентной связи: обменный, донорно-акцепторный, дативный.

Обменный механизм . К нему относят те случаи образования химической связи, когда каждый из двух связываемых атомов выделяет для обобществления по одному электрону, как бы обмениваясь ими. Для связывания ядер двух атомов нужно, чтобы электроны находились в пространстве между ядрами. Эта область в молекуле называется областью связывания (область наиболее вероятного пребывания электронной пары в молекуле). Чтобы произошел обмен не спаренными электронами у атомов необходимо перекрывание атомных орбиталей (рис. 10,11). В этом и заключается действие обменного механизма образования ковалентной химической связи. Атомные орбитали могут перекрываться только в том случае, если они обладают одинаковыми свойствами симметрии относительно межъядерной оси (рис. 10, 11, 22).

Рис. 22. Перекрывание АО, не приводящее к образованию химической связи.
Донорно-акцепторный и дативный механизмы .

Донорно-акцепторный механизм связан с передачей неподеленной пары электронов от одного атома на вакантную атомную орбиталь другого атома. Например, образование иона - :

Вакантная р-АО в атоме бора в молекуле BF 3 акцептирует пару электронов от фторид-иона (донор). В образовавшемся анионе четыре ковалентные связи В-F равноценны по длине и энергии. В исходной молекуле все три связи В-F образовались по обменному механизму.

Атомы, внешняя оболочка которых состоит только из s- или р-электронов, могут быть либо донорами, либо акцепторами неподеленной пары электронов. Атомы, у которых валентные электроны находятся и на d-АО, могут одновременно выступать и в роли доноров, и в роли акцепторов. Чтобы различить эти два механизма ввели понятия дативного механизма образования связи.

Простейший пример проявления дативного механизма - взаимодействие двух атомов хлора.

Два атома хлора в молекуле хлора образуют ковалентную связь по обменному механизму, объединяя свои неспаренные 3р-электроны. Кроме того, атом Сl - 1 передает неподеленную пару электронов 3р 5 - АО атому Сl - 2 на вакантную 3d-АО, а атом Сl - 2 такую же пару электронов на вакантную 3d -АО атома Сl - 1. Каждый атом выполняет одновременно функции акцептора и донора. В этом и есть дативный механизм. Действие дативного механизма повышает прочность связи, поэтому молекула хлора прочнее молекулы фтора.

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ.

По принципу донорно-акцепторного механизма образуется огромный класс сложных химических соединений - комплексные соединения.

Комплексные соединения - это соединения, имеющие в своем составе сложные ионы, способные к существованию как в кристаллическом виде, так и в растворе, включающие центральный ион или атом, связанный с отрицательно заряженными ионами или нейтральными молекулами ковалентными связями, образованными по донорно-акцепторному механизму.

Структура комплексных соединений по Вернеру.

Комплексные соединения состоят из внутренней сферы (комплексный ион) и внешней сферы. Связь между ионами внутренней сферы осуществляется по донорно-акцепторному механизму. Акцепторы называются комплексообразователями, ими часто могут быть положительные ионы металлов (кроме металлов IA группы), имеющие вакантные орбитали. Способность к комплексообразованию возрастает с увеличением заряда иона и уменьшением его размера.

Доноры электронной пары называются лигандами или аддендами. Лигандами являются нейтральные молекулы или отрицательно заряженные ионы. Количество лигандов определяется координационным числом комплексообразователя, которое, как правило, равно удвоенной валентности иона-комплексообразователя. Лиганды бывают монодентантными и полидентантными. Дентантность лиганда определяется числом координационных мест, которые лиганд занимает в координационной сфере комплексообразователя. Например, F - - монодентантный лиганд, S 2 O 3 2- - бидентантный лиганд. Заряд внутренней сферы равен алгебраической сумме зарядов составляющих ее ионов. Если внутренняя сфера имеет отрицательный заряд – это анионный комплекс, если положительный – катионный. Катионные комплексы называют по имени иона-комплексообразователя по-русски, в анионных комплексах комплексообразователь называется по-латыни с добавлением суффикса –ат . Связь между внешней и внутренней сферами в комплексном соединении – ионная.

Пример: K 2 – тетрагидроксоцинкат калия, анионный комплекс.

1. 2- - внутренняя сфера

2. 2K + - внешняя сфера

3. Zn 2+ - комплексообразователь

4. OH – - лиганды

5. координационное число – 4

6. связь между внешней и внутренней сферами ионная:

K 2 = 2K + + 2- .

7. связь между ионом Zn 2+ и гидроксильными группами – ковалентная, образованная по донорно-акцепторному механизму: OH – - доноры, Zn 2+ - акцептор.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

Типы комплексных соединений :

1. Аммиакаты - лиганды молекулы аммиака.

Cl 2 – хлорид тетраамминмеди (II). Аммиакаты получают действием аммиака на соединения, содержащие комплексообразователь.

2. Гидроксосоединения - лиганды ОН - .

Na – тетрагидроксоалюминат натрия. Получают гидроксокомплексы действием избытка щелочи на гидроксиды металлов, обладающие амфотерными свойствами.

3. Аквакомплексы - лиганды молекулы воды.

Cl 3 – хлорид гексааквахрома (III). Аквакомплексы получают взаимодействием безводных солей с водой.

4. Ацидокомплексы - лиганды анионы кислот – Cl - , F - , CN - , SO 3 2- , I – , NO 2 – , C 2 O 4 – и др.

K 4 – гексацианоферрат (II) калия. Получают взаимодействием избытка соли, содержащей лиганд на соль, содержащую комплексообразователь.

МЕТОД МОЛЕКУЛЯРНЫХ ОРБИТАЛЕЙ.

МВС достаточно хорошо объясняет образование и структуру многих молекул, но этот метод не универсален. Например, метод валентных связей не даёт удовлетворительного объяснения существованию иона , хотя еще в конце XIX века было установлено существование довольно прочного молекулярного иона водорода : энергия разрыва связи составляет здесь 2,65эВ. Однако никакой электронной пары в этом случае образовываться не может, поскольку в состав иона входит всего один электрон.

Метод молекулярных орбиталей (ММО) позволяет объяснить ряд противоречий, которые нельзя объяснить, используя метод валентных связей.

Основные положения ММО.

1. При взаимодействии двух атомных орбиталей, образуются две молекулярные орбитали. Соответственно, при взаимодействии n-атомных орбиталей, образуется n-молекулярных орбиталей.

2. Электроны в молекуле в равной степени принадлежат всем ядрам молекулы.

3. Из двух образовавшихся молекулярных орбиталей, одна обладает более низкой энергией, чем исходная, это связывающая молекулярная орбиталь , другая обладает более высокой энергией чем исходная, это разрыхляющая молекулярная орбиталь .

4. В ММО используют энергетические диаграммы без масштаба.

5. При заполнении энергетических подуровней электронами, используют те же правила, что и для атомных орбиталей:

1) принцип минимальной энергии, т.е. в первую очередь заполняются подуровни, обладающие меньшей энергией;

2) принцип Паули: на каждом энергетическом подуровне не может быть больше двух электронов с антипараллельными спинами;

3) правило Хунда: заполнение энергетических подуровней идёт таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.

6. Кратность связи. Кратность связи в ММО определяется по формуле:

, когда Кp= 0, связь не образуется.

Примеры.

1. Может ли существовать молекула Н 2 ?

Рис. 23. Схема образования молекулы водорода Н 2 .

Вывод: молекула Н 2 будет существовать, так как кратность связи Кр > 0.

2. Может ли существовать молекула Не 2 ?

Рис. 24. Схема образования молекулы гелия He 2 .

Вывод: молекула Не 2 не будет существовать, так как кратность связи Кр = 0.

3. Может ли существовать частица Н 2 + ?

Рис. 25. Схема образования частицы Н 2 + .

Частица Н 2 + может существовать, так как кратность связи Кр > 0.

4. Может ли существовать молекула О 2 ?

Рис. 26. Схема образования молекулы О 2 .

Молекула О 2 существует. Из рис.26 следует, что у молекулы кислорода имеется два неспаренных электрона. За счет этих двух электронов молекула кислорода парамагнитна.

Таким образом метод молекулярных орбиталей объясняет магнитные свойства молекул.

МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ.

Все межмолекулярные взаимодействия можно разделить на две группы: универсальные и специфические . Универсальные проявляются во всех молекулах без исключения. Эти взаимодействия часто называют связью или силами Ван-дер-Ваальса . Хотя эти силы слабые (энергия не превышает восемь кДж/моль), они являются причиной перехода большинства веществ из газообразного состояния в жидкое, адсорбции газов поверхностями твердых тел и других явлений. Природа этих сил электростатическая.

Основные силы взаимодействия:

1). Диполь – дипольное (ориентационное) взаимодействие существует между полярными молекулами.

Ориентационное взаимодействие тем больше, чем больше дипольные моменты, меньше расстояния между молекулами и ниже температура. Поэтому чем больше энергия этого взаимодействия, тем до большей температуры нужно нагреть вещество, чтобы оно закипело.

2). Индукционное взаимодействие осуществляется, если в веществе имеется контакт полярных и неполярных молекул. В неполярной молекуле индуцируется диполь в результате взаимодействия с полярной молекулой.

Cl d + - Cl d - … Al d + Cl d - 3

Энергия этого взаимодействия возрастает с увеличением поляризуемости молекул, то есть способности молекул к образованию диполя под воздействием электрического поля. Энергия индукционного взаимодействия значительно меньше энергии диполь-дипольного взаимодействия.

3). Дисперсионное взаимодействие – это взаимодействие неполярных молекул за счет мгновенных диполей, возникающих за счет флуктуации электронной плотности в атомах.

В ряду однотипных веществ дисперсионное взаимодействие возрастает с увеличением размеров атомов, составляющих молекулы этих веществ.

4) Силы отталкивания обусловлены взаимодействием электронных облаков молекул и проявляются при их дальнейшем сближении.

К специфическим межмолекулярным взаимодействиям относятся все виды взаимодействий донорно-акцепторного характера, то есть, связанные с переносом электронов от одной молекулы к другой. Образующаяся при этом межмолекулярная связь обладает всеми характерными особенностями ковалентной связи: насыщаемостью и направленностью.

Химическая связь, образованная положительно поляризованным водородом, входящим в состав полярной группы или молекулы и электроотрицательным атомом другой или той же молекулы, называется водородной связью. Например, молекулы воды можно представить следующим образом:

Сплошные черточки – ковалентные полярные связи внутри молекул воды между атомами водорода и кислорода, точками обозначены водородные связи. Причина образования водородных связей состоит в том, что атомы водорода практически лишены электронных оболочек: их единственные электроны смещены к атомам кислорода своих молекул. Это позволяет протонам, в отличие от других катионов, приближаться к ядрам атомов кислорода соседних молекул, не испытывая отталкивания со стороны электронных оболочек атомов кислорода.

Водородная связь характеризуется энергией связи от 10 до 40 кДж/моль. Однако этой энергии достаточно, чтобы вызвать ассоциацию молекул, т.е. их ассоциацию в димеры или полимеры, которые в ряде случаев существуют не только в жидком состоянии вещества, но сохраняются и при переходе его в пар.

Например, фтороводород в газовой фазе существует в виде димера.

В сложных органических молекулах существуют как межмолекулярные водородные связи так и внутримолекулярные водородные связи.

Молекулы с внутримолекулярными водородными связями не могут вступать в межмолекулярные водородные связи. Поэтому вещества с такими связями не образуют ассоциатов, более летучи, имеют более низкие вязкости, температуры плавления и кипения, чем их изомеры, способные образовывать межмолекулярные водородные связи.