Типы химической связи

Химическая связь — это сила, удерживающая вместе два или несколько атомов, ионов, молекул или любую их комбинацию. Природа химической связи универсальна: это электростатическая сила притяжения между отрицательно заряженными электронами и положительно заряженными ядрами, определяемая конфигурацией электронов внешней оболочки атомов. Способность атома образовывать химические связи называется валентностью, или степенью окисления. С валентностью связано понятие о валентных электронах — электронах, образующих химические связи, то есть находящихся на наиболее высокоэнергетических орбиталях. Соответственно, внешнюю оболочку атома, содержащую эти орбитали, называют валентной оболочкой. В настоящее время недостаточно указать наличие химической связи, а необходимо уточнить ее тип: ионная, ковалентная, диполь-дипольная, металлическая.

Первый тип связи — ионная связь. В соответствии с электронной теорией валентности Льюиса и Косселя, атомы могут достичь устойчивой электронной конфигурации двумя способами: во-первых, теряя электроны, превращаясь в катионы, во-вторых, приобретая их, превращаясь в анионы. В результате электронного переноса благодаря электростатической силе притяжения между ионами с зарядами противоположного знака образуется химическая связь, названная Косселем «электровалентной» (теперь ее называют ионной). В этом случае анионы и катионы образуют устойчивую электронную конфигурацию с заполненной внешней электронной оболочкой. Типичные ионные связи образуются из катионов Т и II групп периодической системы и анионов неметаллических элементов VI и VII групп (16 и 17 подгрупп — соответственно, халькогенов и галогенов). Связи у ионных соединений ненасыщенные и ненаправленные, поэтому возможность электростатического взаимодействия с другими ионами у них сохраняется.

Второй тип связи — ковалентная связь. Атомы могут образовывать устойчивые электронные конфигурации путем обобществления электронов. Такая связь образуется, когда пара электронов обобществляется по одному от каждого атома. В таком случае обобществленные электроны связи распределены между атомами поровну. Примерами ковалентной связи можно назвать гомоядерные двухатомные молекулы Н2, N2, F2. Этот же тип связи имеется у аллотропов O2 и озона O3 и у многоатомной молекулы S8, а также у гетероядерных молекул хлороводорода НСl, углекислого газа СO2, метана СH4, этанола С2Н5ОН, гексафторида серы SF6, ацетилена С2Н2. У всех этих молекул электроны одинаково общие, а их связи насыщенные и направлены одинаково (рис. 4). Для биологов важно, что у двойной и тройной связей ковалентные радиусы атомов по сравнению с одинарной связью уменьшены.

Третий тип связи — диполь-дипольная связь. Кроме перечисленных типов связи, различают еще диполь-дипольные межмолекулярные взаимодействия, называемые также вандерваалъсовыми. Сила этих взаимодействий зависит от природы молекул. Выделяют взаимодействия трех типов: постоянный диполь — постоянный диполь (диполь-дипольное притяжение); постоянный диполь — индуцированный диполь (индукционное притяжение); мгновенный диполь — индуцированный диполь (дисперсионное притяжение, или лондоновские силы.

Четвертый тип связи — металлическая связь. Наконец, имеется еще один тип межмолекулярных связей — металлический: связь положительных ионов решетки металлов со свободными электронами. В биологических объектах этот тип связи не встречается. Из краткого обзора типов связей выясняется одна деталь: важным параметром атома или иона металла — донора электронов, а также атома — акцептоpa электронов является его размер. Не вдаваясь в детали, отметим, что ковалентные радиусы атомов, ионные радиусы металлов и вандерваальсовы радиусы взаимодействующих молекул увеличиваются по мере возрастания их порядкового номера в группах периодической системы. При этом значения радиусов ионов — наименьшие, а вандерваальсовых радиусов — наибольшие. Как правило, при движении вниз по группе радиусы всех элементов увеличиваются, причем как ковалентные, так и вандерваальсовы. Наибольшее значение для биологов и медиков имеют координационные (донорно-акцепторные) связи, рассматриваемые координационной химией