Фиг. 1. Орбитални радиуси на елементите (r a) и дължина на едноелектронна химическа връзка (d)

Най-простата едноелектронна химична връзка се създава от един валентен електрон. Оказва се, че един електрон е в състояние да задържи два положително заредени йона в едно цяло. При едноелектронна връзка кулоновските сили на отблъскване на положително заредените частици се компенсират от кулоновите сили на привличане на тези частици към отрицателно зареден електрон. Валентният електрон става общ за двете ядра на молекулата.

Примери за такива химични съединения са молекулни йони: H 2 + , Li 2 + , Na 2 + , K 2 + , Rb 2 + , Cs 2 + :

Полярна ковалентна връзка възниква в хетероядрени двуатомни молекули (фиг. 3). Свързващата електронна двойка в полярна химическа връзка е близка до атома с по-висок първи йонизационен потенциал.

Разстоянието d между атомните ядра, което характеризира пространствената структура на полярните молекули, може да се разглежда приблизително като сума от ковалентните радиуси на съответните атоми.

Характеристика на някои полярни вещества

Изместването на свързващата електронна двойка към едно от ядрата на полярната молекула води до появата на електрически дипол (електродинамика) (фиг. 4).

Разстоянието между центровете на тежестта на положителните и отрицателните заряди се нарича дължина на дипола. Полярността на молекулата, както и полярността на връзката, се оценяват от стойността на диполния момент μ, който е произведението на дължината на дипола l от стойността на електронния заряд:

Множество ковалентни връзки

Множеството ковалентни връзки са представени от ненаситени органични съединения, съдържащи двойни и тройни химични връзки. За да опише природата на ненаситените съединения, Л. Полинг въвежда концепциите за сигма и π връзки, хибридизация на атомни орбитали.

Хибридизацията на Полинг за два S- и два p-електрона позволява да се обясни насочеността на химическите връзки, по-специално тетраедричната конфигурация на метана. За да се обясни структурата на етилена, е необходимо да се изолира един р-електрон от четири еквивалентни Sp 3 - електрона на въглеродния атом, за да се образува допълнителна връзка, наречена π-връзка. В този случай трите останали Sp 2 -хибридни орбитали са разположени в равнината под ъгъл от 120° и образуват основните връзки, например плоска етиленова молекула (фиг. 5).

В новата теория на Полинг всички свързващи електрони стават равни и еднакво отдалечени от линията, свързваща ядрата на молекулата. Теорията на Полинг за огъната химическа връзка взе предвид статистическата интерпретация на вълновата функция от М. Борн, кулоновската електронна корелация на електроните. Появи се физически смисъл - естеството на химичната връзка се определя напълно от електрическото взаимодействие на ядрата и електроните. Колкото повече свързващи електрони, толкова по-малко е междуядреното разстояние и толкова по-силна е химическата връзка между въглеродните атоми.

Трицентрова химическа връзка

По-нататъшно развитие на идеите за химическата връзка дава американският физик У. Липскомб, който разработва теорията за двуелектронните трицентрови връзки и топологична теория, която дава възможност да се предскаже структурата на още някои борни хидриди (борохидриди ).

Електронна двойка в трицентрова химическа връзка става обща за три атомни ядра. В най-простия представител на трицентрова химическа връзка - молекулярния водороден йон H 3 +, електронна двойка държи три протона в едно цяло (фиг. 6).

Фиг. 7. Диборан

Съществуването на борани с техните двуелектронни трицентрови връзки с "мостови" водородни атоми нарушава каноничната доктрина за валентността. Водородният атом, считан преди за стандартен едновалентен елемент, се оказа свързан с идентични връзки с два борни атома и формално стана двувалентен елемент. Работата на У. Липскомб по дешифрирането на структурата на бораните разшири разбирането за химическата връзка. Нобеловият комитет присъди наградата Уилям Нън Липскомб по химия през 1976 г. с формулировката „За неговите изследвания на структурата на бораните (борохидрити), които изясняват проблемите на химичните връзки“.

Многоцентрова химическа връзка

Фиг. 8. Фероценова молекула

Фиг. 9. Дибензенхром

Фиг. 10. Ураноцен

Всичките десет връзки (C-Fe) в фероценовата молекула са еквивалентни, Fe-c междуядреното разстояние е 2,04 Å. Всички въглеродни атоми в една фероценна молекула са структурно и химически еквивалентни, дължината на всеки C-C връзки 1,40 - 1,41 Å (за сравнение, в бензол дължината на C-C връзката е 1,39 Å). Около атома на желязото се появява 36-електронна обвивка.

Динамика на химическата връзка

Химическата връзка е доста динамична. Така метална връзка се трансформира в ковалентна връзка по време на фазов преход по време на изпаряването на метала. Преходът на метал от твърдо състояние в състояние на пара изисква разход на големи количества енергия.

В парите тези метали се състоят практически от хомоядрени двуатомни молекули и свободни атоми. Когато металните пари кондензират, ковалентната връзка се превръща в метална.

Изпаряването на соли с типична йонна връзка, като флуориди на алкални метали, води до разрушаване на йонната връзка и образуване на хетероядрени двуатомни молекули с полярна ковалентна връзка. В този случай се осъществява образуването на димерни молекули с мостови връзки.

Характеристика на химичната връзка в молекулите на флуоридите на алкални метали и техните димери.

При кондензацията на парите на алкални метални флуориди, полярната ковалентна връзка се трансформира в йонна с образуването на съответната кристална решетка на солта.

Механизмът на прехода на ковалентна към метална връзка

Фиг.11. Връзка между орбиталния радиус на електронна двойка r e и дължината на ковалентна химична връзка d

Фиг.12 Ориентация на диполите на двуатомни молекули и образуване на изкривен октаедъричен клъстерен фрагмент при кондензация на пари на алкални метали

Фиг. 13. Центрирано по тялото кубично подреждане на ядрата в кристали на алкални метали и връзка

Дисперсното привличане (лондонските сили) причинява междуатомно взаимодействие и образуването на хомонуклеарни двуатомни молекули от атоми на алкални метали.

Образуването на ковалентна връзка метал-метал е свързано с деформацията на електронните обвивки на взаимодействащите атоми - валентните електрони създават свързваща електронна двойка, чиято електронна плътност е концентрирана в пространството между атомните ядра на получената молекула. Характерна особеност на хомонуклеарните двуатомни молекули на алкалните метали е дългата дължина на ковалентната връзка (3,6-5,8 пъти дължината на връзката в молекулата на водорода) и ниската енергия на нейното разкъсване.

Посоченото съотношение между re и d определя неравномерното разпределение на електрическите заряди в молекулата - в средната част на молекулата е концентриран отрицателният електрически заряд на свързващата електронна двойка, а в краищата на молекулата - положителен електрически зарядидве атомни ядра.

Неравномерното разпределение на електрическите заряди създава условия за взаимодействие на молекулите поради ориентационни сили (сили на Ван дер Ваалс). Молекулите на алкалните метали са склонни да се ориентират по такъв начин, че в съседство се появяват противоположни електрически заряди. В резултат на това между молекулите действат привличащи сили. Поради наличието на последното, молекулите на алкалните метали се приближават една към друга и са повече или по-малко здраво свързани. В същото време се получава известна деформация на всеки от тях под действието на по-близо разположени полюси на съседни молекули (фиг. 12).

Всъщност свързващите електрони на оригиналната двуатомна молекула, влизащи в електрическо полечетири положително заредени атомни ядра от молекули на алкални метали се откъсват от орбиталния радиус на атома и стават свободни.

В този случай свързващата електронна двойка става обичайна дори за система с шест катиона. Изграждането на кристалната решетка на метала започва на етапа на клъстера. В кристалната решетка на алкалните метали структурата на свързващата връзка е ясно изразена, имаща формата на изкривен сплетен октаедър - квадратна бипирамида, чиято височина и ръбовете на основата са равни на стойността на константата на транслация решетка a w (фиг. 13).

Стойността на транслационната константа на решетката a w на кристала на алкален метал значително надвишава дължината на ковалентната връзка на молекулата на алкален метал, поради което е общоприето, че електроните в метала са в свободно състояние:

Математическата конструкция, свързана със свойствата на свободните електрони в метал, обикновено се идентифицира с "повърхността на Ферми", която трябва да се разглежда като геометрично място, където се намират електроните, осигуряващо основното свойство на метала - да провежда електрически ток.

При сравняване на процеса на кондензация на пари на алкални метали с процеса на кондензация на газове, например водород, се появява характерна особеност в свойствата на метала. Така че, ако по време на кондензацията на водород се появят слаби междумолекулни взаимодействия, тогава по време на кондензацията на метални пари възникват процеси, характерни за химичните реакции. Самата кондензация на метални пари протича на няколко етапа и може да бъде описана чрез следната процесия: свободен атом → двуатомна молекула с ковалентна връзка → метален клъстер → компактен метал с метална връзка.

Взаимодействието на молекулите на халогенид на алкални метали е придружено от тяхната димеризация. Една димерна молекула може да се разглежда като електрически четирипол (фиг. 15). Понастоящем са известни основните характеристики на димерите с халогенид на алкални метали (дължини на химичните връзки и ъгли на свързване).

Дължина на химическа връзка и ъгли на свързване в димери на халогениди на алкални метали (E 2 X 2) (газова фаза).

E 2 X 2 X=F X=Cl X=Br X=I
d EF , Å d ECl, Å d EBr, Å d EI , Å
Ли 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
K2X2 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 процеса на кондензация действието на ориентационните сили се засилва, междумолекулното взаимодействие е придружено от образуване на клъстери, а след това и твърдо вещество. Халогенидите на алкалните метали образуват кристали с проста кубична и центрирана по тялото кубична решетка.

Тип на решетката и транслационна константа на решетката за халогениди на алкални метали.

В процеса на кристализация настъпва по-нататъшно увеличаване на междуатомното разстояние, което води до отстраняване на електрон от орбиталния радиус на атом на алкален метал и прехвърляне на електрон към халогенен атом с образуването на съответните йони. Силовите полета на йони са равномерно разпределени във всички посоки в пространството. В тази връзка в кристалите на алкални метали силовото поле на всеки йон в никакъв случай не координира един йон с противоположен знак, тъй като е обичайно да се представя качествено йонната връзка (Na + Cl -).

В кристали на йонни съединения концепцията за прости двуйонни молекули като Na + Cl - и Cs + Cl - губи своето значение, тъй като йонът на алкалния метал е свързан с шест хлоридни йона (в кристал на натриев хлорид) и осем хлорни йони (в кристал на цезиев хлорид. В този случай всички междуйонни разстояния в кристалите са еднакво отдалечени.

Бележки

  1. Наръчник по неорганична химия. Константи на неорганични вещества. - М .: "Химия", 1987. - С. 124. - 320 с.
  2. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А.Наръчник по неорганична химия. Константи на неорганични вещества. - М .: "Химия", 1987. - С. 132-136. - 320 с.
  3. Ганкин В.Ю., Ганкин Ю.В.Как се образуват химичните връзки и как протичат химичните реакции. - М .: Издателска група "Граница", 2007. - 320 с. - ISBN 978-5-94691296-9
  4. Некрасов B.V.Общ курс по химия. - М .: Гошимиздат, 1962. - С. 88. - 976 с.
  5. Полинг Л.Природата на химическата връзка / под редакцията на Ya.K. Syrkin. - пер. от английски. М. Е. Дяткина. - М.-Л.: Гошимиздат, 1947. - 440 с.
  6. Теоретична органична химия / изд. Р. Х. Фрейдлина. - пер. от английски. Ю.Г.Бундел. - М.: Изд. чуждестранна литература, 1963. - 365 с.
  7. Леменовски Д.А., Левицки М.М.Руски химически журнал (Списание на Руското химическо дружество на името на Д. И. Менделеев). - 2000. - Т. XLIV, бр.6. - С. 63-86.
  8. Химически енциклопедичен речник / гл. изд. И.Л.Кнунянц. - М.: Сов. Енциклопедия, 1983. - С. 607. - 792 с.
  9. Некрасов B.V.Общ курс по химия. - М .: Гошимиздат, 1962. - С. 679. - 976 с.
  10. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А.Наръчник по неорганична химия. Константи на неорганични вещества. - М .: "Химия", 1987. - С. 155-161. - 320 с.
  11. Гилеспи Р.Геометрия на молекулите / пер. от английски. Е.З. Засорина и В.С. Мастрюков, изд. Ю. А. Пентина. - М .: "Мир", 1975. - С. 49. - 278 с.
  12. Наръчник на химик. - 2-ро изд., преработено. и допълнителни - Л.-М.: GNTI Химическа литература, 1962. - Т. 1. - С. 402-513. - 1072 стр.
  13. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А.Наръчник по неорганична химия. Константи на неорганични вещества .. - М .: "Химия", 1987. - С. 132-136. - 320 с.
  14. Зиман Дж.Електрони в метали (въведение в теорията на повърхностите на Ферми). Напредък на физическите науки.. - 1962. - Т. 78, бр.2. - 291 стр.

Вижте също

  • химическа връзка- статия от Голямата съветска енциклопедия
  • химическа връзка- Chemport.ru
  • химическа връзка- Физическа енциклопедия

BC Leon е водещият онлайн букмейкър на хазартния пазар. Компанията обръща специално внимание на безпроблемната работа на услугата. Функционалността на портала също непрекъснато се подобрява. За удобство на потребителите е създадено огледало Леон.

Отиди до огледалото

Какво е огледало Леон.

За да получите достъп до официалния портал на БК Леон, трябва да използвате огледалото. Работното огледало предоставя на потребителя много предимства, като например:

  • разнообразна гама от спортни събития с високи коефициенти;
  • предоставяне на възможност за игра в режим на живо, гледането на мачове ще бъде интересно занимание;
  • подробен материал за проведените състезания;
  • удобен за потребителя интерфейс, който дори и неопитен потребител бързо ще разбере.

Работното огледало е копие на официалния портал. Той има идентична функционалност и синхронна база данни. Това не променя информацията за акаунта. Разработчиците предвиждат възможност за блокиране на работното огледало, в противен случай е предвидено в такъв случай. Тези точни копия се разпространяват и контролират от служители на BC Leon. Ако използвате работещо огледало, можете да получите достъп до официалния портал на BC Leon.

Няма да е трудно за потребителя да намери огледало, тъй като списъкът им подлежи на актуализиране. При затворен достъп посетителят на сайта е длъжен да инсталира приложението Leon за мобилен телефон на компютър. Също така трябва да промените IP адреса на друга държава поради VPN. За да промените местоположението на потребителя или доставчика, трябва да използвате ТОП браузъра.

Разработчиците са предоставили различни възможности за използване на огледалото. За да направите това, от дясната страна на сайта има надпис „Достъп до сайта“, зеленият бутон „Заобикаляне на блокове“ позволява на играча да отиде в подменюто и да добави универсална отметка към браузъра.

Също така, удобството на потребителя се осигурява от мобилно приложение. Ако трябва да знаете за новия адрес на огледалото на портала, можете да се обадите на безплатния номер. Каналът @leonbets_official в Telegram ви позволява да получите достъп до огледалото. Приложението Leonacsess за Windows ви позволява винаги да имате достъп до сайта. Тези методи позволяват на играча да получи достъп до работещо огледало.

Защо основният сайт Леон беше блокиран?

Това се дължи на действията на службата Роскомнадзор. Това се дължи на липсата на лиценз за извършване на залагания. Blue Leon не получи лиценз, така че играчът да не плати 13% от печалбите.

Как да се регистрирам в огледалото на Leonbets

Регистрирането на този сайт е много по-лесно, отколкото официално. Потребителят не трябва да се регистрира на два портала, което отнема до два дни. Ако дадете предпочитание на работещо огледало, тогава тази процедура ще бъде възможно най-проста.

За да направите това, потребителят ще трябва само да попълни данните относно пълното име, контакти. Също така трябва да вземете решение за валутата, да посочите датата на раждане и домашния адрес. Вие също трябва да се абонирате за пощенския списък. Това ще ви позволи бързо да получавате информация от букмейкърите. Регистриран потребител получава възможност да има достъп до личен акаунт, който ви позволява да залагате на мачове, събития. Ако срещнете някакви затруднения, можете да се свържете с службата за техническа поддръжка.

Всички химични съединения се образуват чрез образуването на химична връзка. И в зависимост от вида на свързващите частици се разграничават няколко вида. Най-основните- това са ковалентни полярни, ковалентни неполярни, метални и йонни. Днес ще говорим за йонни.

Във връзка с

Какво представляват йони

Образува се между два атома - като правило, при условие, че разликата в електроотрицателността между тях е много голяма. Електроотрицателността на атомите и йоните се оценява по скалата на Polling.

Следователно, за да се разгледат правилно характеристиките на съединенията, беше въведено понятието йонност. Тази характеристика ви позволява да определите колко процента е йонна дадена връзка.

Съединението с най-висока йонност е цезиевият флуорид, в който той е приблизително 97%. Характерна е йонната връзказа вещества, образувани от метални атоми, разположени в първата и втората група на таблицата D.I. Менделеев и атоми на неметали в шестата и седмата група на същата таблица.

Забележка!Струва си да се отбележи, че няма съединение, в което връзката е изключително йонна. За откритите в момента елементи е невъзможно да се постигне толкова голяма разлика в електроотрицателността, че да се получи 100% йонно съединение. Следователно определението за йонна връзка не е напълно правилно, тъй като всъщност се разглеждат съединения с частично йонно взаимодействие.

Защо е въведен този термин, ако такова явление всъщност не съществува? Факт е, че този подход помогна да се обяснят много нюанси в свойствата на соли, оксиди и други вещества. Например защо те са силно разтворими във вода и техните разтворите са способни да провеждат електричество. Не може да се обясни от друга позиция.

Механизъм на образованието

Образуването на йонна връзка е възможно само ако са изпълнени две условия: ако металният атом, участващ в реакцията, е в състояние лесно да откаже електрони, които са на последното енергийно ниво, а неметалният атом е в състояние да приеме тези електрони . Металните атоми по своята същност са редуциращи агенти, тоест способни са откат на електрони.

Това се дължи на факта, че на последното енергийно ниво в метала може да има от един до три електрона, а радиусът на самата частица е доста голям. Следователно силата на взаимодействие на ядрото с електроните на последното ниво е толкова малка, че те лесно могат да го напуснат. При неметалите ситуацията е съвсем различна. Те имат малък радиус, а броят на собствените електрони на последното ниво може да бъде от три до седем.

И взаимодействието между тях и положителното ядро ​​е доста силно, но всеки атом има тенденция да завърши енергийното ниво, така че неметалните атоми са склонни да получат липсващите електрони.

И когато се срещнат два атома - метален и неметал, има преход на електрони от металния атом към неметалния атом и се образува химическо взаимодействие.

Схема на свързване

Фигурата ясно показва как се осъществява образуването на йонна връзка. Първоначално има неутрално заредени атоми на натрий и хлор.

Първият има един електрон в последното енергийно ниво, вторият има седем. След това един електрон преминава от натрий към хлор и образуването на два йона. Които се комбинират помежду си, за да образуват вещество. Какво е йон? Йонът е заредена частица, която броят на протоните не е равен на броя на електроните.

Разлики от ковалентния тип

Йонната връзка, поради своята специфичност, няма посока. Това се дължи на факта, че електрическото поле на йон е сфера, докато намалява или нараства равномерно в една посока, подчинявайки се на същия закон.

За разлика от ковалентната, която се образува поради припокриването на електронни облаци.

Втората разлика е, че ковалентната връзка е наситена. Какво означава? Броят на електронните облаци, които могат да участват във взаимодействието, е ограничен.

А в йонната, поради факта, че електрическото поле има сферична форма, то може да се комбинира с неограничен брой йони. Така че можем да кажем, че не е наситен.

Може да се характеризира и с още няколко свойства:

  1. Енергията на връзката е количествена характеристика и зависи от количеството енергия, което трябва да се изразходва, за да се разруши. Зависи от два критерия - дължина на връзката и йонен зарядучаства в неговото формиране. Връзката е по-силна, колкото по-къса е нейната дължина и толкова по-големи са зарядите на йоните, които я образуват.
  2. Дължина - този критерий вече беше споменат в предишния параграф. Зависи единствено от радиуса на частиците, участващи в образуването на съединението. Радиусът на атомите се променя, както следва: намалява в периода с увеличаване на поредния номер и нараства в групата.

Вещества с йонна връзка

Характерно е за значителен брой химични съединения. Това е голяма част от всички соли, включително добре познатата готварска сол. Среща се във всички съединения, където има директен контакт между метал и неметал. Ето някои примери за вещества с йонна връзка:

  • натриев и калиев хлорид,
  • цезиев флуорид,
  • магнезиев оксид.

Може да се появи и в сложни съединения.

Например магнезиев сулфат.

Ето формулата на вещество с йонни и ковалентни връзки:

Ще се образува йонна връзка между кислородни и магнезиеви йони, но сяра и вече са свързани помежду си с помощта на ковалентна полярна.

От което можем да заключим, че йонната връзка е характерна за сложните химични съединения.

Какво е йонна връзка в химията

Видове химична връзка - йонна, ковалентна, метална

Заключение

Свойства пряко зависят от устройството кристална решетка. Следователно всички съединения с йонна връзка са силно разтворими във вода и други полярни разтворители, проводят и са диелектрици. В същото време те са доста огнеупорни и крехки. Свойствата на тези вещества често се използват при конструирането на електрически уреди.

Благодарение на което се образуват молекули от неорганични и органични вещества. Химична връзка се появява по време на взаимодействието на електрически полета, които се създават от ядрата и електроните на атомите. Следователно образуването на ковалентна химична връзка е свързано с електрическа природа.

Какво е връзка

Този термин се отнася до резултата от действието на два или повече атома, които водят до образуването на силна многоатомна система. Основните видове химични връзки се образуват, когато енергията на реагиращите атоми намалява. В процеса на образуване на връзка атомите се опитват да завършат своята електронна обвивка.

Видове комуникация

В химията има няколко вида връзки: йонни, ковалентни, метални. Има два вида ковалентни връзки: полярни и неполярни.

Какъв е механизмът на неговото създаване? Ковалентна неполярна химична връзка се образува между атоми на идентични неметали, които имат еднаква електроотрицателност. В този случай се образуват общи електронни двойки.

неполярна връзка

Примери за молекули, които имат неполярна ковалентна химична връзка, включват халогени, водород, азот, кислород.

Тази връзка е открита за първи път през 1916 г. от американския химик Луис. Първо, той изложи хипотеза и тя беше потвърдена само след експериментално потвърждение.

Ковалентната химична връзка е свързана с електроотрицателност. За неметали той има висока стойност. В хода на химичното взаимодействие на атомите не винаги е възможно да се прехвърлят електрони от един атом на друг, в резултат на това те се комбинират. Между атомите се появява истинска ковалентна химична връзка. 8 клас от редовната училищна програма включва подробно разглеждане на няколко вида комуникация.

Веществата, които имат този тип връзка, при нормални условия, са течности, газове и твърди вещества, които имат ниска точка на топене.

Видове ковалентна връзка

Нека се спрем на този въпрос по-подробно. Какви са видовете химични връзки? Ковалентната връзка съществува в разменни, донорно-акцепторни варианти.

Първият тип се характеризира с връщането на един несдвоен електрон от всеки атом до образуването на обща електронна връзка.

Електроните, обединени в обща връзка, трябва да имат противоположни завъртания. Водородът може да се разглежда като пример за този тип ковалентна връзка. Когато атомите му се приближават един към друг, техните електронни облаци проникват един в друг, което в науката се нарича припокриване на електронни облаци. В резултат на това електронната плътност между ядрата се увеличава, а енергията на системата намалява.

На минимално разстояние водородните ядра се отблъскват взаимно, което води до някакво оптимално разстояние.

В случай на донорно-акцепторен тип ковалентна връзка, една частица има електрони, тя се нарича донор. Втората частица има свободна клетка, в която ще бъдат поставени двойка електрони.

полярни молекули

Как се образуват полярните ковалентни връзки? Те възникват в онези ситуации, когато свързаните атоми на неметали имат различна електроотрицателност. В такива случаи социализираните електрони са разположени по-близо до атома, който има по-висока стойност на електроотрицателност. Като пример за ковалентна полярна връзка могат да се разгледат връзките, които възникват в молекула на бромоводород. Тук публичните електрони, които са отговорни за образуването на ковалентна връзка, са по-близо до брома, отколкото до водорода. Причината за това явление е, че бромът има по-висока електроотрицателност от водорода.

Методи за определяне на ковалентна връзка

Как да идентифицираме ковалентни полярни химични връзки? За да направите това, трябва да знаете състава на молекулите. Ако съдържа атоми от различни елементи, в молекулата има ковалентна полярна връзка. Неполярните молекули съдържат атоми на един химичен елемент. Сред тези задачи, които се предлагат като част от училищния курс по химия, има такива, които включват идентифициране на вида на връзката. Задачи от този тип са включени в задачите на заключителната атестация по химия в 9. клас, както и в тестовете на единния държавен изпит по химия в 11. клас.

Йонна връзка

Каква е разликата между ковалентни и йонни химични връзки? Ако ковалентна връзка е характерна за неметалите, тогава се образува йонна връзка между атоми, които имат значителни разлики в електроотрицателността. Например, това е типично за съединения на елементи от първа и втора група от основните подгрупи на PS (алкални и алкалоземни метали) и елементи от групи 6 и 7 от основните подгрупи на периодичната таблица (халкогени и халогени).

Образува се в резултат на електростатичното привличане на йони с противоположни заряди.

Характеристики на йонна връзка

Тъй като силовите полета на противоположно заредените йони са разпределени равномерно във всички посоки, всеки от тях е в състояние да привлича частици, противоположни по знак към себе си. Това характеризира ненасочеността на йонната връзка.

Взаимодействието на два йона с противоположни знаци не предполага пълна взаимна компенсация на отделните силови полета. Това допринася за запазването на способността за привличане на йони в други посоки, следователно се наблюдава ненасищане на йонната връзка.

В йонно съединение всеки йон има способността да привлича определен брой други с противоположни знаци към себе си, за да образува йонна кристална решетка. В такъв кристал няма молекули. Всеки йон е заобиколен в веществото от определен брой йони с различен знак.

метална връзка

Този тип химическа връзка има определени индивидуални характеристики. Металите имат излишен брой валентни орбитали с липса на електрони.

Когато отделните атоми се приближават един към друг, техните валентни орбитали се припокриват, което допринася за свободното движение на електрони от една орбитала към друга, създавайки връзка между всички метални атоми. Тези свободни електрони са основната характеристика на металната връзка. Той няма насищане и насоченост, тъй като валентните електрони са разпределени равномерно в кристала. Наличието на свободни електрони в металите обяснява някои от техните физически свойства: метален блясък, пластичност, ковкост, топлопроводимост и непрозрачност.

Вид ковалентна връзка

Образува се между водороден атом и елемент с висока електроотрицателност. Има вътрешно- и междумолекулни водородни връзки. Този вид ковалентна връзка е най-крехката, тя се появява поради действието на електростатични сили. Водородният атом има малък радиус и когато този електрон се измести или отдаде, водородът се превръща в положителен йон, който действа върху атома с голяма електроотрицателност.

Сред характерните свойства на ковалентната връзка са: наситеност, насоченост, поляризуемост, полярност. Всеки от тези показатели има определена стойност за образуваното съединение. Например, насочеността се определя от геометричната форма на молекулата.

m определяне на химичната връзка;

m видове химични връзки;

m метод на валентните връзки;

m основните характеристики на ковалентната връзка;

m механизми за образуване на ковалентна връзка;

m комплексни съединения;

m метод на молекулярните орбитали;

m междумолекулни взаимодействия.

ОПРЕДЕЛЯНЕ НА ХИМИЧНА ВРЪЗКА

химическа връзканаречено взаимодействие между атомите, което води до образуването на молекули или йони и силното задържане на атомите един до друг.

Химическата връзка има електронна природа, тоест се осъществява поради взаимодействието на валентни електрони. В зависимост от разпределението на валентните електрони в молекулата се разграничават следните видове връзки: йонна, ковалентна, метална и т. н. Йонната връзка може да се разглежда като краен случай на ковалентна връзка между атоми, които се различават рязко по природа.

ВИДОВЕ ХИМИЧЕСКА ВРЪЗКА

Йонна връзка.

Основните положения на съвременната теория на йонното свързване.

1.) Йонна връзка се образува при взаимодействието на елементи, които се различават рязко един от друг по свойства, тоест между метали и неметали.

2.) Образуването на химическа връзка се обяснява с желанието на атомите да постигнат стабилна осемелектронна външна обвивка (s 2 p 6).

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

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

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

Cl–: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6

3.) Образуваните противоположно заредени йони се държат близо един до друг поради електростатично привличане.

4.) Йонната връзка не е насочена.

5.) Чисто йонна връзка не съществува. Тъй като енергията на йонизация е по-голяма от енергията на афинитета на електроните, пълният преход на електроните не настъпва дори в случай на двойка атоми с голяма разлика в електроотрицателността. Следователно можем да говорим за дела на йонността на връзката. Най-висока йонност на връзката се наблюдава във флуоридите и хлоридите на s-елементите. Така в кристалите RbCl, KCl, NaCl и NaF той е съответно 99, 98, 90 и 97%.

ковалентна връзка.

Основните положения на съвременната теория на ковалентните връзки.

1.) Ковалентна връзка се образува между елементи, които са сходни по свойства, тоест неметали.

2.) Всеки елемент осигурява 1 електрон за образуване на връзки, като спиновете на електроните трябва да са антипаралелни.

3.) Ако ковалентна връзка е образувана от атоми на един и същи елемент, тогава тази връзка не е полярна, тоест общата електронна двойка не е изместена към нито един от атомите. Ако ковалентната връзка е образувана от два различни атома, тогава общата електронна двойка се измества към най-електроотрицателния атом, това полярна ковалентна връзка.

4.) Когато се образува ковалентна връзка, електронните облаци на взаимодействащите атоми се припокриват, в резултат на което в пространството между атомите се появява зона с повишена електронна плътност, която привлича положително заредените ядра на взаимодействащите атоми и ги държи близо до взаимно. В резултат на това енергията на системата намалява (фиг. 14). При много силно приближаване на атомите обаче отблъскването на ядрата се увеличава. Следователно има оптимално разстояние между ядрата ( дължина на връзката, лпри което системата има минимална енергия. В това състояние се освобождава енергия, наречена енергия на свързване - E St.


Ориз. Фиг. 14. Зависимост на енергията на системи от два водородни атома с успоредни (1) и антипаралелни (2) завъртания от разстоянието между ядрата (E е енергията на системата, Eb е енергията на свързване, r е разстоянието между ядрата, ле дължината на връзката).

Използват се два метода за описание на ковалентна връзка: методът на валентната връзка (BC) и методът на молекулярната орбита (MMO).

МЕТОДИКА НА ВАЛЕНТНАТА ВРЪЗКА.

Методът VS се основава на следните разпоредби:

1. Ковалентна химична връзка се образува от два електрона с противоположно насочени спинове и тази електронна двойка принадлежи на два атома. Комбинации от такива двуелектронни двуцентрови връзки, отразяващи електронната структура на молекулата, се наричат валентни схеми.

2. Колкото по-силна е ковалентната връзка, толкова повече взаимодействащите електронни облаци се припокриват.

За визуално представяне на валентните схеми обикновено се използва следният метод: електроните, разположени във външния електронен слой, са обозначени с точки, разположени около химическия символ на атома. Електроните, общи за два атома, са показани с точки, поставени между техните химически символи; двойна или тройна връзка се обозначава съответно с две или три двойки общи точки:

N:1s2 2s 2 p 3;

C:1s2 2s 2 p 4

От горните диаграми може да се види, че всяка двойка електрони, която свързва два атома, съответства на едно тире, изобразяващо ковалентна връзка в структурните формули:

Броят на общите електронни двойки, които свързват атом на даден елемент с други атоми, или, с други думи, броят на ковалентните връзки, образувани от един атом, се нарича ковалентностпо метода VS. И така, ковалентността на водорода е 1, на азота - 3.

Според начина на припокриване на електронните облаци има два вида връзки: s - връзка и p - връзка.

s - връзка възниква, когато два електронни облака се припокриват по оста, свързваща ядрата на атомите.

Ориз. 15. Схема на образуване на s - връзки.

p - връзка се образува, когато електронните облаци се припокриват от двете страни на линията, свързваща ядрата на взаимодействащите атоми.

Ориз. 16. Схема на образуване на р-връзки.

ОСНОВНИ ХАРАКТЕРИСТИКИ НА КОВАЛЕНТНА ВРЪЗКА.

1. Дължина на връзката, ℓ. Това е минималното разстояние между ядрата на взаимодействащите атоми, което съответства на най-стабилното състояние на системата.

2. Енергия на връзката, E min – това е количеството енергия, което трябва да се изразходва за разрушаване на химическата връзка и за отстраняване на атомите от взаимодействието.

3. Диполен момент на свързване, , m=qℓ. Диполният момент служи като количествена мярка за полярността на молекулата. За неполярните молекули диполният момент е 0, за неполярните молекули не е 0. Диполният момент на многоатомна молекула е равен на векторната сума от диполите на отделните връзки:

4. Ковалентната връзка се характеризира с ориентация. Ориентацията на ковалентната връзка се определя от необходимостта от максимално припокриване в пространството на електронни облаци от взаимодействащи атоми, което води до образуването на най-силни връзки.

Тъй като тези s-връзки са строго ориентирани в пространството, в зависимост от състава на молекулата, те могат да бъдат под определен ъгъл една спрямо друга – такъв ъгъл се нарича валентен ъгъл.

Двуатомните молекули имат линейна структура. Многоатомните молекули имат по-сложна конфигурация. Нека разгледаме геометрията на различни молекули, като използваме примера за образуването на хидриди.

1. VI група, основна подгрупа (освен кислород), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.

S 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 4

За водорода, електрон с s-AO участва в образуването на връзка, за сярата, 3p y и 3p z. Молекулата H 2 S има плоска структура с ъгъл между връзките 90 0 . .

Фиг. 17. Структурата на H 2 E молекулата

2. Хидриди на елементи от група V, основна подгрупа: PH 3, AsH 3, SbH 3.

P 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 3.

В образуването на връзките участват: във водорода s-AO, във фосфора - p y, p x и p z AO.

Молекулата PH 3 има формата на триъгълна пирамида (в основата е триъгълник).

Фигура 18. Структурата на молекулата EN 3

5. Насищаемостковалентната връзка е броят на ковалентните връзки, които един атом може да образува. Ограничено е, т.к Един елемент има ограничен брой валентни електрони. Максималният брой ковалентни връзки, които даден атом може да образува в основно или възбудено състояние, се нарича негов ковалентност.

Пример: водородът е едновалентен, кислородът е двувалентен, азотът е тривалентен и т.н.

Някои атоми могат да увеличат своята ковалентност във възбудено състояние поради разделянето на сдвоени електрони.

Пример. Бъдете 0 1s 2 2s 2

Берилиев атом във възбудено състояние има един валентен електрон на 2p-AO и един електрон на 2s-AO, тоест ковалентността Be 0 = 0 и ковалентността Be * = 2. По време на взаимодействието, хибридизацията на орбиталите възниква.

Хибридизация- това е изравняването на енергията на различни АО в резултат на смесване преди химическо взаимодействие. Хибридизацията е условна техника, която позволява да се предскаже структурата на молекула, използвайки комбинация от AO. Тези АО, чиито енергии са близки, могат да участват в хибридизацията.

Всеки вид хибридизация съответства на определена геометрична форма на молекулите.

В случай на хидриди на елементи от група II на основната подгрупа, в образуването на връзката участват две идентични sp-хибридни орбитали. Този тип връзка се нарича sp хибридизация.

Фигура 19. Молекула Ven 2. sp хибридизация.

sp-хибридните орбитали имат асиметрична форма, удължените части на AO с ъгъл на свързване от 180 o са насочени към водород. Следователно, молекулата BeH 2 има линейна структура (фиг.).

Нека разгледаме структурата на хидридните молекули на елементите от група III на основната подгрупа, като използваме примера за образуване на BH 3 молекула.

B 0 1s 2 2s 2 p 1

Ковалентност B 0 = 1, ковалентност B* = 3.

В образуването на връзки участват три sp-хибридни орбитали, които се образуват в резултат на преразпределението на електронните плътности на s-AO и две p-AO. Този тип връзка се нарича sp 2 - хибридизация. Ъгълът на свързване при sp 2 - хибридизация е равен на 120 0, следователно молекулата BH 3 има плоска триъгълна структура.

Фиг.20. BH 3 молекула. sp 2 -Хибридизация.

Използвайки примера за образуване на CH4 молекула, нека разгледаме структурата на хидридните молекули на елементите от група IV на основната подгрупа.

C 0 1s 2 2s 2 p 2

Ковалентност C 0 \u003d 2, ковалентност C * \u003d 4.

При въглерода четири sp-хибридни орбитали участват в образуването на химическа връзка, образувана в резултат на преразпределението на електронните плътности между s-AO и три p-AO. Формата на CH 4 молекулата е тетраедър, ъгълът на свързване е 109 o 28`.

Ориз. 21. CH 4 молекула. sp 3 -Хибридизация.

Изключения от общото правило са молекулите H 2 O и NH 3.

В молекулата на водата ъглите между връзките са 104,5 o. За разлика от хидридите на други елементи от тази група, водата има специални свойства, тя е полярна, диамагнитна. Всичко това се обяснява с факта, че във водната молекула видът на връзката е sp 3 . Тоест четири sp - хибридни орбитали участват в образуването на химическа връзка. Две орбитали съдържат по един електрон, тези орбитали взаимодействат с водород, другите две орбитали съдържат двойка електрони. Наличието на тези две орбитали обяснява уникалните свойства на водата.

В молекулата на амоняка ъглите между връзките са приблизително 107,3 ​​o, тоест формата на амонячната молекула е тетраедър, видът на връзката е sp 3 . Четири хибридни sp 3 орбитали участват в образуването на връзка в азотна молекула. Три орбитали съдържат по един електрон, тези орбитали са свързани с водород, четвъртият AO съдържа несподелена двойка електрони, което определя уникалността на молекулата на амоняка.

МЕХАНИЗМИ НА ОБРАЗУВАНЕ НА КОВАЛЕНТНА ВРЪЗКА.

MVS дава възможност да се разграничат три механизма за образуване на ковалентна връзка: обменен, донор-акцептор и датив.

обменен механизъм. Той включва онези случаи на образуване на химическа връзка, когато всеки от двата свързани атома отделя един електрон за социализация, сякаш ги разменя. За да свържат ядрата на два атома, електроните трябва да са в пространството между ядрата. Тази област в молекулата се нарича зона на свързване (областта, където е най-вероятно електронната двойка да остане в молекулата). За да се осъществи обмен на несдвоени електрони в атомите, е необходимо припокриването на атомните орбитали (фиг. 10.11). Това е действието на обменния механизъм за образуване на ковалентна химична връзка. Атомните орбитали могат да се припокриват само ако имат еднакви свойства на симетрия спрямо междуядрената ос (фиг. 10, 11, 22).

Ориз. 22. AO припокриване, което не води до образуване на химическа връзка.
Донорно-акцепторни и дателни механизми.

Механизмът донор-акцептор е свързан с прехвърлянето на самотна двойка електрони от един атом към свободна атомна орбитала на друг атом. Например, образуването на йон -:

Свободният p-AO в борния атом в BF 3 молекулата приема двойка електрони от флуоридния йон (донор). В получения анион четири B-F ковалентни връзки са еквивалентни по дължина и енергия. В оригиналната молекула и трите B-F връзки са образувани чрез обменния механизъм.

Атомите, чиято външна обвивка се състои само от s- или p-електрони, могат да бъдат или донори, или акцептори на самотната двойка електрони. Атомите, които имат валентни електрони на d-AO, могат едновременно да действат като донори и акцептори. За да се разграничат тези два механизма, бяха въведени понятията за дативния механизъм на образуване на връзка.

Най-простият пример за дативен механизъм е взаимодействието на два хлорни атома.

Два хлорни атома в хлорна молекула образуват обменна ковалентна връзка чрез комбиниране на техните несдвоени 3p електрони. В допълнение, атомът Cl - 1 прехвърля самотната двойка електрони 3p 5 - AO към атома Cl - 2 към вакантния 3d-AO, а атомът Cl - 2 прехвърля същата двойка електрони към вакантния 3d -AO на атома Cl - 1. Всеки атом едновременно изпълнява функциите на акцептор и донор. Това е дателният механизъм. Действието на дативния механизъм увеличава силата на връзката, така че молекулата на хлора е по-силна от молекулата на флуора.

КОМПЛЕКСНИ ВРЪЗКИ.

Според принципа на донорно-акцепторния механизъм се образува огромен клас сложни химични съединения - сложни съединения.

Комплексните съединения са съединения, които имат в състава си сложни йони, способни да съществуват както в кристална форма, така и в разтвор, включително централен йон или атом, свързан с отрицателно заредени йони или неутрални молекули чрез ковалентни връзки, образувани от донорно-акцепторния механизъм.

Структурата на комплексните съединения според Вернер.

Комплексните съединения се състоят от вътрешна сфера (комплексен йон) и външна сфера. Връзката между йоните на вътрешната сфера се осъществява по донорно-акцепторния механизъм. Акцепторите се наричат ​​комплексообразуващи агенти, те често могат да бъдат положителни метални йони (с изключение на метали от група IA), които имат свободни орбитали. Способността за образуване на комплекси се увеличава с увеличаване на заряда на йона и намаляване на неговия размер.

Донорите на електронна двойка се наричат ​​лиганди или аденди. Лигандите са неутрални молекули или отрицателно заредени йони. Броят на лигандите се определя от координационния номер на комплексообразуващия агент, който по правило е равен на удвоената валентност на комплексообразуващия йон. Лигандите са монодентатни или полидентатни. Дентантността на лиганда се определя от броя на координационните места, които лигандът заема в координационната сфера на комплексообразуващия агент. Например, F - - монодентатен лиганд, S 2 O 3 2- - бидентатен лиганд. Зарядът на вътрешната сфера е равен на алгебричната сума от зарядите на съставляващите я йони. Ако вътрешната сфера има отрицателен заряд, това е анионен комплекс; ако е положителен, това е катионен комплекс. Катионните комплекси се наричат ​​с името на комплексообразуващия йон на руски език, в анионните комплекси комплексообразуващият агент се нарича на латински с добавяне на суфикса - в. Връзката между външната и вътрешната сфера в сложното съединение е йонна.

Пример: K 2 - калиев тетрахидроксоцинкат, анионен комплекс.

1. 2- - вътрешна сфера

2. 2K+ - външна сфера

3. Zn 2+ - комплексообразуващ агент

4. OH - - лиганди

5. координационен номер - 4

6. Връзката между външната и вътрешната сфера е йонна:

K 2 \u003d 2K + + 2-.

7. Връзката между йона на Zn 2+ и хидроксилните групи е ковалентна, образувана по донорно-акцепторния механизъм: OH - - донори, Zn 2+ - акцептор.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

Видове сложни съединения:

1. Амоняк - лиганди на амонячната молекула.

Cl 2 - тетрааминмеден (II) хлорид. Амонякът се получава чрез действието на амоняка върху съединения, съдържащи комплексообразуващ агент.

2. Хидроксосъединения - OH - лиганди.

Na е натриев тетрахидроксоалуминат. Хидроксокомплексите се получават чрез действието на излишък от алкали върху метални хидроксиди, които имат амфотерни свойства.

3. Аквакомплекси – лиганди на водната молекула.

Cl3 е хексааквахром (III) хлорид. Аквакомплекси се получават чрез взаимодействие на безводни соли с вода.

4. Киселинни комплекси - лиганди аниони на киселини - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - и др.

K 4 - калиев хексацианоферат (II). Получава се чрез взаимодействие на излишък от сол, съдържаща лиганд, върху сол, съдържаща комплексообразуващ агент.

МОЛЕКУЛЕН ОРБИТАЛЕН МЕТОД.

MVS доста добре обяснява образуването и структурата на много молекули, но този метод не е универсален. Например, методът на валентните връзки не дава задоволително обяснение за съществуването на йон, въпреки че съществуването на доста силен молекулен водороден йон е установено в края на 19 век: енергията на разкъсване на връзката тук е 2,65 eV. В този случай обаче не може да се образува електронна двойка, тъй като в състава на йона е включен само един електрон.

Молекулярният орбитален метод (MMO) дава възможност да се обяснят редица противоречия, които не могат да бъдат обяснени с помощта на метода на валентната връзка.

Основни разпоредби на ММО.

1. Когато две атомни орбитали взаимодействат, се образуват две молекулярни орбитали. Съответно, когато n-атомните орбитали взаимодействат, се образуват n-молекулярни орбитали.

2. Електроните в една молекула принадлежат еднакво към всички ядра на молекулата.

3. От двете образувани молекулярни орбитали едната има по-ниска енергия от оригиналната, е свързващата молекулярна орбитала, другият има по-висока енергия от оригинала, това е антисвързваща молекулярна орбитала.

4. MMO използват енергийни диаграми без мащаб.

5. При запълване на енергийни поднива с електрони се използват същите правила като за атомните орбитали:

1) принципът на минималната енергия, т.е. първо се запълват поднива с по-ниска енергия;

2) принципът на Паули: на всяко енергийно подниво не може да има повече от два електрона с антипаралелни спинове;

3) Правилото на Хунд: енергийните поднива се запълват по такъв начин, че общото завъртане е максимално.

6. Множество на комуникацията. Множество комуникациив IMO се определя по формулата:

когато Kp=0, не се образува връзка.

Примери.

1. Може ли да съществува H 2 молекула?

Ориз. 23. Схема на образуване на водородната молекула H 2 .

Заключение: молекулата H 2 ще съществува, тъй като кратността на връзката Kp\u003e 0.

2. Може ли He 2 молекула да съществува?

Ориз. 24. Схема на образуване на хелиевата молекула He 2 .

Заключение: молекулата He 2 няма да съществува, тъй като кратността на връзката Kp = 0.

3. Може ли да съществува частица H 2 +?

Ориз. 25. Схема на образуване на H 2 + частица.

H 2 + частицата може да съществува, тъй като кратността на връзката Kp > 0.

4. Може ли да съществува O 2 молекула?

Ориз. 26. Схема на образуване на молекулата О 2.

Молекулата O 2 съществува. От фиг. 26 следва, че кислородната молекула има два несдвоени електрона. Поради тези два електрона, молекулата на кислорода е парамагнитна.

Така методът на молекулярните орбитали обяснява магнитните свойства на молекулите.

МЕЖДУМОЛЕКУЛНО ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ.

Всички междумолекулни взаимодействия могат да бъдат разделени на две групи: универсалени специфични. Универсалните се появяват във всички молекули без изключение. Тези взаимодействия често се наричат връзка или сили на ван дер Ваалс. Въпреки че тези сили са слаби (енергията не надвишава осем kJ/mol), те са причина за преминаването на повечето вещества от газообразно състояние в течно състояние, адсорбцията на газове от повърхностите на твърдите тела и други явления. Природата на тези сили е електростатична.

Основните сили на взаимодействие:

1). Дипол - диполно (ориентационно) взаимодействиесъществува между полярните молекули.

Ориентационното взаимодействие е толкова по-голямо, колкото по-големи са диполните моменти, толкова по-малко е разстоянието между молекулите и толкова по-ниска е температурата. Следователно, колкото по-голяма е енергията на това взаимодействие, толкова по-висока е температурата, до която веществото трябва да се нагрее, за да заври.

2). Индуктивно взаимодействиевъзниква, когато има контакт между полярни и неполярни молекули в дадено вещество. В неполярна молекула се индуцира дипол в резултат на взаимодействие с полярна молекула.

Cl d + - Cl d - ... Al d + Cl d - 3

Енергията на това взаимодействие се увеличава с увеличаване на поляризуемостта на молекулите, тоест способността на молекулите да образуват дипол под въздействието на електрическо поле. Енергията на индуктивното взаимодействие е много по-малка от енергията на дипол-диполното взаимодействие.

3). Дисперсионно взаимодействие- това е взаимодействието на неполярни молекули, дължащо се на мигновени диполи, които възникват поради флуктуации в електронната плътност в атомите.

В поредица от вещества от същия тип дисперсионното взаимодействие се увеличава с увеличаване на размера на атомите, които изграждат молекулите на тези вещества.

4) отблъскващи силисе дължат на взаимодействието на електронни облаци от молекули и се появяват с по-нататъшното им приближаване.

Специфичните междумолекулни взаимодействия включват всички видове донорно-акцепторни взаимодействия, тоест тези, свързани с прехвърлянето на електрони от една молекула към друга. Получената междумолекулна връзка има всички характерни черти на ковалентна връзка: насищане и насоченост.

Химична връзка, образувана от положително поляризиран водород, който е част от полярна група или молекула и електроотрицателен атом на друга или същата молекула, се нарича водородна връзка. Например, водните молекули могат да бъдат представени по следния начин:

Плътните линии са полярни ковалентни връзки вътре във водните молекули между водородни и кислородни атоми; точките показват водородни връзки. Причината за образуването на водородни връзки е, че водородните атоми са практически лишени от електронни обвивки: единствените им електрони са изместени към кислородните атоми на техните молекули. Това позволява на протоните, за разлика от други катиони, да се приближават до ядрата на кислородните атоми на съседните молекули, без да изпитват отблъскване от електронните обвивки на кислородните атоми.

Водородната връзка се характеризира с енергия на свързване от 10 до 40 kJ/mol. Тази енергия обаче е достатъчна, за да предизвика асоциация на молекулитези. свързването им в димери или полимери, които в някои случаи съществуват не само в течно състояние на веществото, но се запазват и при преминаването му в пара.

Например, флуороводородът в газовата фаза съществува като димер.

В сложните органични молекули има както междумолекулни водородни връзки, така и вътрешномолекулни водородни връзки.

Молекулите с вътрешномолекулни водородни връзки не могат да влязат в междумолекулни водородни връзки. Следователно веществата с такива връзки не образуват асоциати, по-летливи са, имат по-нисък вискозитет, точки на топене и кипене от техните изомери, способни да образуват междумолекулни водородни връзки.