Образование молекул
Атомы соединяются в молекулы потому, что общая или переданная электронная оболочка энергетически выгоднее, чем каждый атом сам по себе.
Почему атомы соединяются
Химическое поведение атома определяет только самая внешняя электронная оболочка — валентная оболочка. Если она заполнена полностью, как у благородных газов гелия, неона или аргона, атом химически инертен и практически не вступает в реакции. Все остальные элементы «стремятся» также достичь этой устойчивой конфигурации благородного газа — так называемое правило октета: восемь внешних электронов (для водорода и гелия достаточно двух).
Чтобы достичь этой цели, атому остаётся либо делить электроны с другими атомами, либо полностью отдавать или принимать их. Какой путь будет выбран, зависит главным образом от электроотрицательности — меры того, насколько сильно атом притягивает к себе электроны в связи. Из взаимодействия валентных электронов, конфигурации благородного газа и электроотрицательности складывается вся систематика химических связей.
Оболочечная модель: первая оболочка вмещает максимум 2 электрона, каждая следующая оболочка вплоть до валентной — максимум 8; устойчивой является только полностью заполненная оболочка.
Ковалентная, ионная, металлическая
В зависимости от того, насколько близки по электроотрицательности два партнёра по связи, возникает один из трёх основных типов связи. Переходы между ними при этом плавные — нет чёткого «либо-либо», есть континуум.
Ковалентная связь подробно
В ковалентной связи электронные облака двух атомов перекрываются, и электронная пара предпочтительно находится между обоими ядрами — она в определённом смысле принадлежит сразу обоим атомам. В зависимости от того, сколько электронных пар делится таким образом, говорят об одинарной, двойной или тройной связи. Чем больше общих пар, тем короче, прочнее, но и жёстче связь.
Сверху вниз растёт число общих электронных пар — связь становится короче и прочнее: H–H (436 kJ/mol) < O=O (498 kJ/mol) < N≡N (945 kJ/mol). В каждом случае связь вместе с возможными неподелёнными электронными парами полностью заполняет валентную оболочку обоих атомов.
Ионная связь на примере поваренной соли
У натрия есть один-единственный, слабо связанный внешний электрон; хлору же не хватает всего одного электрона до полной валентной оболочки. Вместо того чтобы делить электронную пару, натрий полностью отдаёт свой внешний электрон хлору. Остаются две заряженные частицы: положительно заряженный ион натрия (Na⁺) и отрицательно заряженный хлорид-ион (Cl⁻) — оба теперь с полной конфигурацией благородного газа. Электростатическое притяжение между противоположными зарядами и есть сама ионная связь.
В отличие от отдельной молекулы, в ионном кристалле, таком как поваренная соль, бесчисленные ионы Na⁺ и Cl⁻ выстраиваются в регулярную трёхмерную решётку — поэтому «одной молекулы NaCl» в строгом смысле не существует, есть только ионная решётка как целое.
Na⁺ + Cl⁻ → NaCl (ионная решётка)
От неполярной молекулы к ионному кристаллу
Три типа связи — это не строго разделённые категории, а крайние точки спектра, который целиком определяется разностью электроотрицательностей Δ EN участвующих атомов. При Δ EN, близкой к нулю, оба атома делят электроны поровну (неполярная ковалентная связь). По мере роста разности электронная плотность заметно смещается к более электроотрицательному партнёру (полярная ковалентная связь) — пока разница не станет настолько большой, что полный переход электрона окажется выгоднее, чем общая пара (ионная связь).
Эмпирическое правило: Δ EN менее ~0,5 — неполярная ковалентная связь, до ~1,7 — полярная ковалентная, выше — преимущественно ионная; переходы при этом плавные.
Полярность связи определяет, как ведёт себя молекула: вода благодаря своим полярным связям O–H и угловой форме является превосходным растворителем для солей — основа практически всей химии в водном растворе, от клетки до океана.