Химична връзка

Въведение

Има няколко вида химични връзки, но като цяло всички те имат много общи принципи. В основата на всички тях стои причината атомите да се свързват помежду си. Каква е тя? Ако разгледаме два атома като две отделни системи, всяка от които има собствена енергия, то когато те се свържат помежду си, образуват изцяло нова система (молекула), която също притежава характерна за нея енергия. Енергията на молекулата (новата система) е многократно по малка от тази на несвързаните атоми, което я прави по стабилна и устойчива във времето. Една молекула може да бъде образувана от два или повече атома, а връзките между атомите се наричат химични. Броят на химичните връзки, които образува един атом, отговаря на неговата валентност.

Ковалентната химична връзка

Първата теория за образуване на химичната връзка, която ще ви предложим е тази на Люис и се нарича електронна теория за ковалентната химична връзка (КХВ). Според нея атомите участват със свободните си валентни електрони в образуването на електронни двойки чрез сдвояване със свободните валентни електрони на други атоми. Този процес според Люис цели достигането на стабилната електронна конфигурация на атомите на инертните газове и се изобразява чрез люисови формули ето така:

Люисови формули


Люисови формули

Метод на валентните връзки (МВВ)

Горният метод е относително прост и е удобен за учебни цели, но днес теорията на КХВ е развита в две направления. Първото е метода на валентните връзки (МВВ) и е създадено от Хайтлър и Ландън. Според този метод химичните връзки се образуват чрез припокриване на атомни орбитали (АО). Така електронната плътност между ядрата се повишава и общата енергия на системата намалява. Нещата като цяло не са толкова прости, но за да не се отдалечаваме от популярния стил, ние ще се ограничим до това обяснение. Ако припокриването се осъществява на самата ос, която минава през ядрата на свързващите се атоми, то тогава това е сигма връзка. Ако припокриването е от двете страни на оста, това е пи връзка. При d-АО се наблюдава и делта връзка, която е в резултат на фронтално припокриване.

Метод на валентните връзки

Според МВВ атомите запазват относителната си самостоятелност в молекулата, а химичните връзки са двуелектронни и двуцентрови. Но този метод не може да обясни образуването на някои химични връзки, които се осъществяват посредством един или три електрона. За целта е разработен вторият метод за описване на формирането на химичната връзка известен като метод на молекулните орбитали (ММО).

Метод на Молекулните орбитали (ММО)

МВВ разглежда молекулата като съвкупност от самостоятелни атоми, а ММО я описва като цялостна нова система, в която електроните са разположени не на атомни орбитали (АО), а на молекулни орбитали (МО). Докато АО са около един център (едно атомно ядро), то МО са многоцентрови, т.е. те обхващат всички атомни ядра в молекулата. Съществуват два вида молекулни орбитали, които се образуват винаги при създаването на химична връзка - свързваща (МОсв) и антисвързваща (МО*). Състоянието на електроните и на всяка от двете орбитали се описва с математични функции, които в момента ще пропуснем. Важното е да се знае, че химична връзка се образува ако броят на електроните, заемащи свързващите молекулни орбитали е по-голям от този на електроните, заемащи антисвързващите орбитали. Ако броят им е равен, химична връзка не се образува. Ще илюстрираме това с няколко примера:



От първата диаграма се вижда, че образуването на водородна молекула е възможно, защото има електрони, които заемат само свързващата МО. Двата водородни атома осигуряват по един електрон и тъй като свързващите орбитали са по-ниско енергийни, биват заети първи. Всички правила за запълване с електрони на АО важат и за МО. От втората диаграма е видно, че броя на електроните, заемащи МО* е равен на броя на електроните, намиращи се на МОсв. Оттам следва и извода, че образуването на молекула хелий е практически неосъществимо.



Третата диаграма е по-сложна и описва образуването на химичната връзка в молекулата на кислорода. 1s-AO на практика не участват във формирането на молекулните орбитали. 2p-AO осигуряват електрони за сигма 2s-МОсв и сигма 2s-МО*. Електроните от 2p-AO на кислородните атоми, започват последователно да заемат сигма 2p и пи 2p свързващите молекулни орбитали. Пи 2p-МОсв имат еднаква енергия и затова първо се запълват с единични електрони и след това се сдвояват. Накрая последните два електрона се разполагат на Пи 2p-МО*, като всяка бива заета от по един електрон. Тъй като броя на електроните на свързващите МО е по-голям от този на антисвързващите МО става възможно да се създаде химична връзка, а оттам и да се формира кислородна молекула.

Хибридизация

Ако разгледаме молекулата на метана, там се вижда въглеродният атом образува четири ковалентни връзки със съответно четири водородни атома. Това става възможно благодарение на факта, че вълеродът участва с три 2р-АО (атомни орбитали) и една 2s-AO в образуването на химичната връзка. При анализ обаче, ясно се вижда, че четирите връзки са равностойни и еднакви по дължина и енергия. За да се обясни този факт се използва понятието хибридизация. То е на теоретична основа и няма математически доказателства за него, но доста добре описва появата (в конкретния случай четири) на равностойни атомни орбитали.

sp3-хибридизация

Трите 2р-АО и едната 2s-AO се хибридизират и се получават четири нови напълно еднакви sp3-хибридни орбитали (както е показано на картинката). При метана те се разполагат в пространството така, че самите хибридни орбитали са ориентирани към върховете на пространствен тетраедър. Ъглите между орбиталите са 109 градуса и 28 минути. Четирите химични връзки с водорода се осъществяват на същите оси, по които са ориентирани и хибридните орбитали. Всичките са сигма(σ)-връзки - единични, прости.

sp3-хибридизация

При sp2-хибридизацията двете 2р-АО се хибридизират с единствената 2s-AO, а третата 2р-АО остава нехибридизирана. В примера на картинката отдолу е разгледано съединението етен, в което въглеродните атоми са в sp2-хибридно състояние. Всички хибридни орбитали лежат в една равнина, в която се осъществяват сигма(σ)-връзките: една между двата въглеродни атома и четири с водородните атоми. Нехибридизираната 2р-АО на единия въглероден атом се разполага перпендикулярно на тази равнина и се припокрива странично с другата нехибридизираната 2р-АО на втория въглероден атом.

sp2-хибридизация

Образува се и пи(π)-връзка между двата въглерода. На картинката тя е отбелязана с прекъсната червена линия под и над равнината на сигма(σ)-връзките. Така става ясно, че двойната връзка на етена се състои от една сигма(σ)- и една пи(π)-връзка. Ъгълът между хибридните орбитали в равнината е 120 градуса.

sp2-хибридизация

Последният възможен случай на хибридизиране е sp-хибридизацията. При нея една 2р-АО се хибридизира с 2s-AO и се получават две равностойни хибридни орбитали разположени под ъгъл 180 градуса на права минаваща през оста х на декартова координатна система. По тази ос се осъществяват и сигма-връзките. По осите y и z се разполагат съответно двете нехибридизирани 2р-АО. Те са взаимно перпендикулярни и едновременно с това под ъгъл 90 градуса с оста на сигма-връзките. Образуват се две пи-връзки при страничното припокриване на двете 2р-АО на единия атом с двете 2р-АО на другия атом. На картинката отдолу е даден пример с етина. Тройната връзка при него се състои от две пи-връзки и една сигма-връзка.

sp-хибридизация

Делокализиране на химичната връзка

Това явление е характерно за странично припокриващите се р-АО. Ако вземем за пример съединението бензен ще видим, че то представлява шест въглеродни атома, свързани помежду си в пръстен (шестоъгълник). Всички те са разположени в една равнина и са от четвърта валентност. Първата структурна формула на бензена, която предлага Кекуле, доста добре описва химичните връзки на това съединение. В нея се вижда, че в пръстена се редуват една двойна с една единична ковалентна химична връзка. Там където имаме двойни връзки следва да се наблюдава и странично припокриване на р-АО, под и над равнината. Всъщност такова припокриване не се наблюдава само при двойната химична връзка, а и между две съседни р-АО, там където би следвало да има единична връзка. На практика в пръстена на бензена двойна връзка не съществува, защото всички р-АО се припокриват странично със съседните р-АО, електронната плътност се делокализира и се образува бензеново ядро. Делокализиране на електронната плътност може да се наблюдава не само при циклични съединения, а и във веригите на ацикличните съединения-например в диените, при които двойните връзки са разделени от една единична връзка.

бензеново ядро

Делокализирана химична връзка е всяка, при която електронната плътност се поделя не само между свързващите се атоми, но и между съседните на тях. Например при металната връзка делокализирането не е резултат от взаимодействие на р-АО.

Йонна химична връзка

Всички химични връзки теоретично могат да се разглеждат като производни на ковалентната химична връзка. Това може да се направи и за йонната. При нея, ако се върнем към люисовите формули, е допустимо да се каже, че чрез образуване на общи електронни двойки се осъществява химично свързване. Но електронната плътност е толкова силно изтеглена към единия от двата атома, че на практика му принадлежи. Причината за това е голямата разлика в електроотрицателността на свързващите се атоми.

Електроотрицателност е свойство на атомите, което описва техния афинитет към електронната плътност. Казано по друг начин, по-електроотрицателните атоми привличат по-силно към себе си електронната плътност. Когато двата свързващи се атома имат близки стойности на електроотрицателността си, то те образуват "чиста" ковалентна връзка. Когато обаче разликата между електроотрицателностите е много голяма се формира йонна връзка. Тя е характерна главно за съединения като солите и е доста здрава. За разлика от ковалентната няма пространствена насоченост.

Наличието на йонна химична връзка прави веществата добре разтворими в полярни разтворители (например вода). Това е така, защото при изтеглянето на електронната плътност към единия от двата атома, всеки от атомите получава електрически заряд и се превръща в йон (Този, който отдава в пложително зареден, а този който приема електронната плътност в отрицателно зареден). Практически химическата връзка между два противоположно заредени йона, представлява резултат от електростатичното привличане между тях. Положително зареденият йон се нарича катион (предимно метален), а отрицателно зареденият-анион (предимно неметален).

Различните йони могат да имат различен по големина заряд. Например калиевите катиони са със заряд +1, а калциевите катиони са със заряд +2. От друга страна анионите също притежават различен по големина заряд, но с отрицателен знак. Като цяло обаче, молекулите са електронеутрални, което се обяснява от факта, че ако зарядите не се компенсират взаимно, то тогава йонът с по-голям заряд (по абсолютна стойност) се свързва с няколко (точно определен брой) противойони. Например при калиевия хлорид двата заряда се компенсират напълно и затова един калиев катион се свързва с един хлориден анион. При калциевия хлорид нещата стоят малко по-различно. Тъй като калцият има заряд +2, а хлорът -1, за да бъде електронеутрална молекулата на калциевия хлорид е необходимо два хлорни йона да се свържат с един калциев катион, т.е. в случая имаме дихлорид.Аналогично е и в случая, когато отрицателно зареденият йон има по-голяма по абсолютна стойност електроотрицателност.

йонна връзка

Йонна връзка може да се образува както между прости (едноатомни) йони, така и между сложни (многоатомни) йони. Например натриев нитрат и амониев карбонат. В първия пример имаме само един сложен анион-нитратния, а във втория и катиона и аниона са сложни йони. Правилното изписване на всички формули на йоните и съединенията използвани до тук, може да видите на горната картинка.

Донорно-акцепторна връзка

Тази химична връзка по нищо не се различава от класическата ковалентна химична връзка освен по начина си на образуване. При нея единият атом участва с празна атомна орбитала, а другия с неподелена електронна двойка. Първият се нарича акцептор, а вторият донор. Атомните орбитали на двата атома се припокриват и сдвоените електрони на донора стават общи, което от своя страна създава електронна плътност на празната АО на акцептора.

Водородна връзка


водородна връзка

Тя представлява нещо средно между ковалентна химична връзка и междумолекулно взаимодействие. Осъществява се като един водороден атом от една молекула взаимодейства с друг силноелектроотрицателен атом с неподелена електронна двойка на друга молекула, а в някои случаи и на същата молекула. Водородната връзка принципно е сравнително слаба, но е най-силното междумолекулно взаимодействие. Типичен пример за образуване на водородна връзка са водните молекули. Благодарение на тези връзки се дължат "специалните качества" на водата, които ще разгледаме в отделна статия.

Метална връзка


водородна връзка

Както показва наименованието и, тази връзка е характерна за металите и тя свързва атомите им в плътна метална (кристална) решетка. Тъй като при образуването и́ всеки метален атом участва с малък брой електрони и по-голям брой АО, елекронната плътност е силно делокализирана. Казано по просто, електроните не принадлежат само на два свързващи се атома, а непрекъснато се движат на незаети АО на съседни атоми. Така в металната кристална решетка се образува нещо, което носи наименованието "електронен газ" и представлява делокализиране на електронната плътност в цялата метална структура. Благодарение на металната химична връзка, металите притежават физичните качества ковкост, изтегливост, както и висока толо- и електропроводимост.