Видове химична връзка и типове най-прости молекули. Хибридизация

На определен етап в развитието на химическата наука пред химиците възникнал въпросът какви са възможностите за разлагането на електронните двойки в рамките на молекулата в зависимост от характера на атомите, тоест какви са граничните видове химични връзки, както и типовете най-прости молекули.

 При еднотипни (хлорни, флуорни и прочие) и много близки по свойства атоми, тъй кто те са практически равнозначни, електронната двойка или двойки се разполагат симетрично (еднакво принадлежащи) между двата атома. Например, ако се употребят приетите обозначение Cl: Cl, F: F или пък O::O, N:::N и прочие. Това е типичната неполярна връзка, която е присъща на неполярните молекули. При тях "центровете на тежестта" на разноименните заряди съвпадат в една точка на пространството, тоест при тази връзка и молекули не съществува изразено електрично поле.

При разнотипни, немного различаващи се в свойствата си атоми, електронанта двойка е малко изместена спрямо симетричното положение в посока на атома, който е по-"електронофилен", тоест този, който е с по-голям положителен заряд, притежаващ по-изразена електроноакцепторна функция. Например H:F, H: Cl и прочие или в общия случай A: B "Центровете на тежестта на положителните и отрицателните заряди не съвпадат в една точка на пространството, а се намират на известно разстояние. Това е полярната връзка, присъща на полярните молекули. Тази асиметричност определя появята на два противоположни полюса (положителен и отрицателен) в молекулата и затова често пъти се наричат диполи или диполни молекули.

Във връзка с периодичната система съществуват две правила в изместването на електронната двойка:

1. При периодите изместването става от атома на левостоящия елемент към атома на десностоящие елемент: от C към O, от B към F, от P към Cl и прочие.
2. При главните групи - от атома на долустоящия елемент към атома на горестоящия елемент - например от S към O, от Br към F и прочие.

Изразеността на полярната молекула зависи от раздалечеността на двата разноименни заряда, тоест от дължината на дипола. Количествено се изразява с така наречения диполен момент Μ=el, където:

• "е" представлява заряда на електрона в електростатични единици (4,80*10^-10 електростатични единици), а "l" е дължината на дипола в сантиметри (около 10^-8 см). Така че диполните моменти са от порядъка на 10^-18. Поради това, че 10^-18 се повтаря като постоянна велиичина, прието е тя да се отъждестява с единица и да се нарича дебай (в чест на П. Дебай, холандски физик) и се означава най-често с D. Така CO има М=0,12 дебая; NO=0,13 D; HCl=1,03 D; H₂O=1,84 D.

Неполярната и полярната връзка много често се обединяват под общото название ковалентна атомна или хомеополярна връзка. В съответствие с казаното при строежа на атома възниква въпросът как се осъществява ковалентната връзка. Например при водородните атоми. Тяхното енергитично състояние е дадено със съответните атомни орбитали. При приближаването на атомите те се свързват чрез s-електроните с антипаралелен спин, като се образува молекулна орбитала, която изразява химичната връзка и енергитичното състояние на водородната молекула. Формирането на водородната молекула е дадено на схемата:

Молекулните орбитали енергитично са по-бедни, отколкото изходните атомни орбитали, тъй като при формирането на връзката се отделя енергия.

Електронният облак в s-състояние се намира на 0,53 Å от атомното ядро и би трябвало при формирането на водородната молекула разстоянието между ядрата на двата атома да бъде равно на 1,06 Å. Фактически то е 0,74 Å, което говори, че електронните облаци на двата атома частично се припокриват с отделяне на енергия. Това е посочено на фигура 13. Молекулният електронен облак се разполага симетрично между ядрата на двата атома, когато връзката е върху основата s-s или пък p-p електрони. Той е по-плътен отколкото при отделните атоми. При паралелни спинове очевидно молекулен облак не съществува или неговата плътност е равна на нула, тоест химичен процес не е протекъл.

В зависимост върху каква основа се изгражда връзката - дали е при участието на s-s, p-p, p-d, s-p и прочие електрони, припокриването на електронните облаци бива различно Но са възможни два гранични случая на формиране на ковалентната химична връзка, означвани като σ и π връзки. Сигма (σ) - връзката се получава когато припокриването на електронните облаци става по осовата линия z-z, свързваща двете атомни ядра, а пи (π)-връзката, когато припокриването е перпендикулярно на осовата линия (z-z), както това е дадено на фигура 14.

По правило припокриването на σ-връзката е по-пълно, по-здраво и съпроводено с отделяне на по-голямо количество енергия. Освен това се вижда, че при s-p връзката (молекулите на HCl, HF и други) молекулният електронен облак означаван с (:) е изнесен повече към водородния атом, а не към хлорния атом, както обикновено се отбелязва. Въобще разположението на молекулния електронен облак при разнотипни атоми в молекулата при еднакви други условия зависи от формата на електронните облаци в отделните атоми.

При ковалентната връзка са характерни две особености:

1. Разстоянието между ядрата на свързаните атоми е адитивно, тоест сума от радиусите (ковалентните радиуси) на двата атома.
2. Тя показва известна насоченост (векторност) в пространството. При всички случаи молекулите АА (еднотипни атоми) и AB (разнотипни атоми) имат линейна форма.

При случаите на молекулите A₂B ковалентната връзка се осъществява при участието на два p-електрона от атома B и s-електроните на атома А. Например при H₂O молекулата се изгражда от двата p-електрона на O-ния атом и s-електроните на двата H-ни атома. При кислородния атом двата p-електрона (електронни облаци), като отрицателно заредени, се отблъскват в пространството под ъгъл 90 градуса. Като се свържат с s-електроните на H-те атоми, би трябвало този валентен ъгъл да се запази, но всъщност той се увеличава до 105,3 градуса под влияние на взаимното отблъскване на s-електроните. Този стеричен електростатичен ефект се нарича разширение на валентния ъгъл. По такъв начин разположението на H-те атоми спрямо O-ния атом не е линейно, а е под известен ъгъл. Това определя полярността на водната молекула с диполен момент от 1,84 D. Не е такъв случаят при молекулите на CO2, CS2 и други, където по причини от вътрешномолекулен характер се получава линейно, симетрично разположение на O-te атоми спрямо C-ният атом и на S-te атоми също спрямо C-ния атом. И въпреки че химичната връзка и тук е полярна (ковалентна), двете връзки, насочени една против друга се унищожават и молекулите на тези две съединения не проявяват полярен характер. Двата случая са илюстрирани на схемата вляво.

При молекулата A3B например NH3 молекулните електронни облаци се осъществяват върху основата на три p-електрона от елемента B и на три s-електрона от трите атома на елемента А. Формира се пирамидално разположение - на върха на пирамидата се намира N-ния атом, а по ъглите на триъгълната основа трите H-атома.

В невъзбудено състояние C-ният атом има електронна формула 1s²2s²2p², а във възбудено 1s²2s¹2p³. При формирането на молекулата на метана CH4 се изграждат три s-p и една s-s връзка. Последната се отличава от трите връзки. Но всъщност CH4 и четирите връзки са напълно равностойни. Това противоречие се обяснява с преминаването на електроните от s и p-подравнищата в някакво средно подравнище q. Това средно подравнище, най-изгодно равнище, се обозначава като хибридно подравнище. В него четирите електрона са напълно равностойни и връзките, формирани с тях, са съвършено равноценни. Те са насочени от центъра на един тетраедър  C-ия атом) към неговите четири върха (H-те атоми). Наблюдавани са немалко случаи на подобна xибридизация.

Под влияние на външно електрично поле в ковалентната връзка се извършва процес на поляризация, който може да я превърне понякога в йонна връзка. Онези полярни връзки, които лесно преминават в йонни, се означават като йоногенни връзки. Такъв е случаят с полярните молекули на халогеноводородите, които под влиянието на електричното поле, създавано от водните молекули, се дисоциират на йони. В случая се говори за междумолекулна поляризация.

Когато разликата в свойствата на двата елемента е много голяма, тоест техните атоми са много различни по отношение на електроннофилността, тогава електронната двойка силно се измества в посока на по-електронофилния атом, просто попада изключително в сферата на действие на този атом. В случая се говори за йонна връзка, наричана още електровалентна или хетерополярна, а молекулата - йонна или хетерополярна молекула. Такъв е случаят с образуването на молекули между неметал и метал - K и F, Na и Cl, и прочие. При тази връзка практически се обособяват йони. Йонната молекула съществува благодарение на силното електростатично привличане. Атомът, който е обсебил електронната двойка, се явява отрицателно зареден, а другият, от който е отдалечена - положително зареден. Първият се нарича електронноакцептор, а вторият - електроннодонор. Колкото елементът се намира по-наляво и по-долу в периодичната система, толкова съответно е по-голяма електроннодонорната функция и обратно - колкото по-надясно и по-горе, толкова е по-голяма електронноакцепторната функция. В този последен случай на йонна връзка представите на Люис почти съвпадат с тези на Косел.

При превръщането на атомите в йони съответно се променят радиусите на атомите. Атомът електроннодонор намалява радиуса, а атомът електронноакцептор го увеличава. Тази промяна е за очакване; причините са очевидни.

Характерът на химичната връзка дава съществен отпечтък върху свойствата на веществата. Съединенията, изградени върху основата на йонната връзка, са твърди, температурите на стапяне и кипене са високи, а тези, образувани от неполярна молекула, са обикновено газове или течности с ниски температури на стапяне и кипене. Това се дължи на слабото междумолекулно взаимодействие. Иначе, когато се касае за разкъсването на ковалентната връзка, необходимо е изразходването на значително количество енергия. За разкъсването на неполярната връзка при водородната молекула е необходимо да се изразходва 105kcal за грам-мол водород, при азота - 170,2 kcal за грам-мол азот и прочие. Една картина за изменението на температурите на стапяне и кипене в зависимост от природата на химичната връзка дава следната поредица от съединения:

Както се вижда, меродавен отпечатък върху стойността на тези две температури дава йонната връзка. При по-сложните случаи на съединения, където са налице двете или трите основни химични връзки, върху температурата на стапяне същетвен отпечатък дава пак йонната връзка. При Na₂SO₄, който може да се разглежда като Na₂O.SO₃, връзката между Na и O е йонна, а между S и O е полярна. SO₃ се стапя при 16,8⁰C, а Na2O при 920⁰C. Na₂SO₄ като съединение се стапя при 885⁰C,  а не при средната аритметична температура 468⁰C, тоест при температура, която е далеч по-близка до температурата на стапяне на натриевия окис.

За характеризирането на здравината на химичната връзка в енергитично отношение е въведено понятието енергия на връзката - количество енергия, което е необходимо да се изразхода за разкъсване на връзката, сметнато за грам-молно количество. Енергията на връзката зависи от кратността на връзката (дали е единична, двойна или тройна). Например в поредицата C-C, C=C и C≡C енергията на връзката се изменя съответно 84,3 kcal, 146,4 kcal и 193,3 kcal. Очевидно, когато се изгражда химичната връзка, тогава се отделя енергия.

Неполярната, полярната и йонната връзка са основните видове химични връзки. Наред с тях съществува и така наречената водородна връзка. Оказало се, че когато водородният атом е свързан с атома на F и O и други силно електроотрицателни елементи иам способността да се свързва с втори атом - на O и F. Молекулите на HF в течност чрез водородната връзка формират веригата H-F... H-F... H-F... H-F. Такава верига се образува и в течната вода дори и в реда:

Както се вижда, върху основата на тази връзка протича процес на асоциация на молекулите на тези вещества. Причината за възникването на водородната връзка в общи черти се крие в това, че водородният йон за разлика от другите йони представлява само ядро (протон). Като иам много малки размери, може да се приближава съвсем близко до други атоми (йони) и да се свързва с тях, дори да се вмъква в електронните им обвивки. Водородната връзка, като химичната връзка, е много слаба и тя по-скоро се приближава до силите, които действат между молекулите. Въпреки това тя играе съществена роля при мокренето на твърди вещества, набъбването на белтъците, абсорбцията и прочие.