Химическая связь - Chemical bond

Фотография показывает природу химических связей в кристаллическом графите, полученную с помощью денситометрии электронного облака ρ (x, y) . Углерода атом розовая сфера два внутренних электронов и четыре валентных электронов: два П связей (синий цвет), которое происходит в боковом направлении от графитового слоя и два сильных сг связей (зеленого цвета) в форме орбитальных гибридов . Известно, что каждый атом углерода в графите имеет три гибрида sp²-орбиталей, но на фотографии виден край кристалла, поэтому третий гибридный атом отсутствует.

Химическая связь является прочным притяжением между атомами , ионами или молекулами , что делает возможное образование химических соединений . Связь может быть результатом электростатической силы притяжения между противоположно заряженными ионами, как в ионных связях, или за счет совместного использования электронов, как в ковалентных связях . Прочность химических связей значительно различается; существуют «сильные связи» или «первичные связи», такие как ковалентные, ионные и металлические связи, и «слабые связи» или «вторичные связи», такие как диполь-дипольные взаимодействия , сила дисперсии Лондона и водородная связь .

Поскольку противоположные заряды притягиваются посредством простой электромагнитной силы , отрицательно заряженные электроны , вращающиеся вокруг ядра, и положительно заряженные протоны в ядре притягиваются друг к другу. Электрон, расположенный между двумя ядрами, будет притягиваться к ним обоим, а ядра будут притягиваться к электронам в этом положении. Это притяжение составляет химическую связь. Из-за материально-волновой природы электронов и их меньшей массы они должны занимать гораздо больший объем по сравнению с ядрами, и этот объем, занимаемый электронами, удерживает атомные ядра в связке относительно далеко друг от друга по сравнению с размером самих ядер.

В общем, сильная химическая связь связана с разделением или переносом электронов между участвующими атомами. Атомы в молекулах , кристаллах , металлах и двухатомных газах - на самом деле, большая часть физической среды вокруг нас - удерживаются вместе химическими связями, которые определяют структуру и объемные свойства вещества.

Примеры представлений в стиле точек Льюиса химических связей между углеродом (C), водородом (H) и кислородом (O). Точечные диаграммы Льюиса были ранней попыткой описания химической связи и до сих пор широко используются.

Все связи можно объяснить с помощью квантовой теории , но на практике правила упрощения позволяют химикам предсказывать силу, направленность и полярность связей. Правило октета и теория VSEPR два примера. Более сложные теории - это теория валентных связей , которая включает орбитальную гибридизацию и резонанс , и теория молекулярных орбиталей, которая включает линейную комбинацию атомных орбиталей и теорию поля лигандов . Электростатика используется для описания полярности связей и их воздействия на химические вещества.

Обзор основных типов химических связей

Химическая связь - это притяжение между атомами. Это притяжение можно рассматривать как результат различного поведения внешних или валентных электронов атомов. Эти поведения плавно сливаются друг с другом в различных обстоятельствах, так что между ними нет четкой границы. Однако остается полезным и обычным делом различать разные типы связи, которые приводят к различным свойствам конденсированного вещества .

В простейшем представлении о ковалентной связи один или несколько электронов (часто пара электронов) втягиваются в пространство между двумя атомными ядрами. Энергия высвобождается за счет образования связи. Это не является результатом уменьшения потенциальной энергии, потому что притяжение двух электронов к двум протонам компенсируется отталкиванием электрон-электрон и протон-протон. Вместо этого высвобождение энергии (и, следовательно, стабильность связи) происходит из-за уменьшения кинетической энергии из-за того, что электроны находятся на более пространственно распределенной (т. Е. С большей длиной волны де Бройля ) орбитали по сравнению с каждым электроном, удерживаемым ближе к своему соответствующему ядру. . Эти связи существуют между двумя конкретными идентифицируемыми атомами и имеют направление в пространстве, что позволяет отображать их как отдельные соединительные линии между атомами на рисунках или моделировать как стержни между сферами в моделях.

В полярной ковалентной связи один или несколько электронов неравномерно распределены между двумя ядрами. Ковалентные связи часто приводят к образованию небольших скоплений атомов с лучшими связями, называемых молекулами , которые в твердых телах и жидкостях связаны с другими молекулами силами, которые часто намного слабее, чем ковалентные связи, удерживающие молекулы внутри вместе. Такие слабые межмолекулярные связи придают органическим молекулярным веществам, таким как воски и масла, их мягкий объемный характер и их низкие температуры плавления (в жидкостях молекулы должны прекратить наиболее структурированный или ориентированный контакт друг с другом). Когда ковалентные связи связывают длинные цепочки атомов в больших молекулах, однако (как в полимерах , такие как нейлон ), или когда ковалентные связи проходят в сети через твердые вещества, которые не состоит из дискретных молекул (такие как алмаз или кварц или силикатные минералы во многом типы горных пород), то образующиеся структуры могут быть как прочными, так и жесткими, по крайней мере, в направлении, правильно ориентированном с сетями ковалентных связей. Кроме того, температуры плавления таких ковалентных полимеров и сеток сильно увеличиваются.

В упрощенном представлении ионной связи связывающий электрон не используется совместно, а переносится. В этом типе связи внешняя атомная орбиталь одного атома имеет вакансию, которая позволяет присоединить один или несколько электронов. Эти недавно добавленные электроны потенциально занимают более низкое энергетическое состояние (фактически ближе к большему ядерному заряду), чем они испытывают в другом атоме. Таким образом, одно ядро ​​предлагает электрону более тесно связанную позицию, чем другое ядро, в результате один атом может передавать электрон другому. Этот перенос заставляет один атом принять чистый положительный заряд, а другой - отрицательный. Связь , то результат электростатического притяжения между положительными и отрицательно заряженными ионами . Ионные связи можно рассматривать как крайние примеры поляризации ковалентных связей. Часто такие связи не имеют определенной ориентации в пространстве, так как они являются результатом равного электростатического притяжения каждого иона ко всем ионам вокруг них. Ионные связи прочные (и, следовательно, ионные вещества требуют высоких температур для плавления), но также хрупкие, поскольку силы между ионами короткодействующие и с трудом перекрывают трещины и разрывы. Этот тип связи приводит к физическим характеристикам кристаллов классических минеральных солей, таких как поваренная соль.

Менее часто упоминаемый тип соединения - это металлическое соединение . В этом типе связи каждый атом металла отдает один или несколько электронов «морю» электронов, которое находится между многими атомами металла. В этом море каждый электрон свободен (в силу своей волновой природы ) быть связан с большим количеством атомов одновременно. Связь возникает из-за того, что атомы металла становятся несколько положительно заряженными из-за потери своих электронов, в то время как электроны остаются притянутыми ко многим атомам, не будучи частью какого-либо данного атома. Металлические связи можно рассматривать как крайний пример делокализации электронов по большой системе ковалентных связей, в которой участвует каждый атом. Этот тип соединения часто бывает очень прочным (что приводит к пределу прочности металлов на разрыв ). Однако металлические связи имеют более коллективный характер, чем другие типы, и поэтому они позволяют металлическим кристаллам более легко деформироваться, потому что они состоят из атомов, притянутых друг к другу, но не каким-либо особым образом ориентированным образом. Это приводит к пластичности металлов. Облако электронов в металлических связях обуславливает характерно хорошую электрическую и теплопроводность металлов, а также их блестящий блеск, который отражает большинство частот белого света.

История

Ранние предположения о природе химической связи , начиная с XII века, предполагали, что определенные типы химических соединений были объединены типом химического сродства . В 1704 году сэр Исаак Ньютон сформулировал свою теорию атомных связей в «Вопросе 31» своей книги « Оптика» , согласно которой атомы прикрепляются друг к другу посредством некоторой « силы ». В частности, после признания различных популярных теорий, модных в то время, о том, как атомы должны были прикрепляться друг к другу, то есть «зацепленные атомы», «склеенные вместе отдыхом» или «склеенные вместе сговорчивыми движениями», Ньютон утверждает, что он предпочел бы сделать вывод из их сцепления, что «частицы притягиваются друг к другу некоторой силой , которая при непосредственном контакте чрезвычайно сильна, на малых расстояниях выполняет химические операции и достигает недалеко от частиц с каким-либо ощутимым эффектом».

В 1819 году, вслед за изобретением гальванической батареи , Йонс Якоб Берцелиус разработал теорию химического соединения, подчеркивая электроотрицательный и электроположительный характер соединяющихся атомов. К середине 19 века Эдвард Франкланд , Ф.А. Кекуле , А.С. Купер, Александр Бутлеров и Герман Кольбе , опираясь на теорию радикалов , разработали теорию валентности , первоначально называвшуюся «объединяющей силой», в которой соединения соединялись благодаря притяжение положительных и отрицательных полюсов. В 1904 году Ричард Абегг предложил свое правило , согласно которому разница между максимальной и минимальной валентностями элемента часто равна восьми. На тот момент валентность оставалась эмпирическим числом, основанным только на химических свойствах.

Однако природа атома стала более ясной с открытием Эрнеста Резерфорда в 1911 году атомного ядра, окруженного электронами, в котором он цитировал Нагаока, отвергающий модель Томсона на том основании, что противоположные заряды непроницаемы. В 1904 году Нагаока предложил альтернативную планетарную модель из атома , в которой положительно заряженный центр окружен ряд вращающихся электронов, в виде Сатурна и его колец.

Модель Нагаока сделала два прогноза:

• очень массивный атомный центр (по аналогии с очень массивной планетой)
• электроны, вращающиеся вокруг ядра, связанные электростатическими силами (по аналогии с кольцами, вращающимися вокруг Сатурна, связанными силами гравитации).

Резерфорд упоминает модель Нагаока в своей статье 1911 года, в которой предлагается атомное ядро .

На конференции 1911 года в Сольве, обсуждая, что может регулировать разницу в энергии между атомами, Макс Планк просто заявил: «Посредниками могут быть электроны». Эти ядерные модели предполагали, что электроны определяют химическое поведение.

Затем прибыл Нильс Бор «s 1913 модели ядерного атома с электронными орбитами. В 1916 году химик Гилберт Н. Льюис разработал концепцию электронных парных связей , в которой два атома могут иметь от одного до шести электронов, образуя, таким образом, одноэлектронную связь , одинарную связь , двойную связь или тройную связь ; По словам Льюиса, «электрон может составлять часть оболочки двух разных атомов, и нельзя сказать, что он принадлежит только одному из них».

Также в 1916 году Вальтер Коссель выдвинул теорию, аналогичную теории Льюиса, только его модель предполагала полный перенос электронов между атомами и, таким образом, была моделью ионной связи . И Льюис, и Коссель построили свои модели связывания на основе правила Абегга (1904).

Нильс Бор также предложил модель химической связи в 1913 году. Согласно его модели для двухатомной молекулы , электроны атомов молекулы образуют вращающееся кольцо, плоскость которого перпендикулярна оси молекулы и равноудалена от ядер атомов. . Динамическое равновесие молекулярной системы достигается за счет баланса сил между силами притяжения ядер к плоскости кольца электронов и сил взаимного отталкивания ядер. Модель химической связи Бора учитывала кулоновское отталкивание - электроны в кольце находятся на максимальном расстоянии друг от друга.

В 1927 году датским физиком Ойвиндом Буррау было получено первое математически полное квантовое описание простой химической связи, т . Е. Создаваемой одним электроном в молекулярном ионе водорода H ₂ ⁺ . Эта работа показала, что квантовый подход к химическим связям может быть фундаментально и количественно правильным, но используемые математические методы не могут быть распространены на молекулы, содержащие более одного электрона. Более практичный, хотя и менее количественный подход был предложен в том же году Вальтером Хайтлером и Фрицем Лондоном . Метод Гейтлера – Лондона составляет основу того, что сейчас называется теорией валентных связей . В 1929 году линейная комбинация приближения метода атомных орбиталей и молекулярных орбиталей (LCAO) была введена сэром Джоном Леннард-Джонсом , который также предложил методы получения электронных структур молекул молекул F ₂ ( фтора ) и O ₂ ( кислорода ) из основные квантовые принципы. Эта теория молекулярных орбиталей представляла ковалентную связь как орбиталь, образованную путем комбинирования квантово-механических атомных орбиталей Шредингера, которые были предположены для электронов в отдельных атомах. Уравнения связывания электронов в многоэлектронных атомах не могли быть решены до математического совершенства (т. Е. Аналитически ), но приближения для них по-прежнему давали много хороших качественных предсказаний и результатов. Большинство количественных расчетов в современной квантовой химии используют в качестве отправной точки теорию валентных связей или молекулярных орбиталей, хотя третий подход, теория функционала плотности , становится все более популярным в последние годы.

В 1933 году Г. Х. Джеймс и А. С. Кулидж выполнили расчет молекулы дигидрогена, в котором, в отличие от всех предыдущих расчетов, в которых использовались функции только расстояния электрона от ядра атома, использовались функции, которые также явно добавляли расстояние между двумя электронами. Имея до 13 регулируемых параметров, они получили результат, очень близкий к экспериментальному результату для энергии диссоциации. Более поздние расширения использовали до 54 параметров и дали отличное согласие с экспериментами. Этот расчет убедил научное сообщество в том, что квантовая теория может согласиться с экспериментом. Однако этот подход не имеет физического изображения теорий валентной связи и молекулярных орбиталей и его трудно распространить на более крупные молекулы.

Связи в химических формулах

Поскольку атомы и молекулы трехмерны, трудно использовать один метод для обозначения орбиталей и связей. В молекулярных формулах химические связи (связывающие орбитали) между атомами указываются по-разному в зависимости от типа обсуждения. Иногда пренебрегают некоторыми деталями. Например, в органической химии иногда интересуют только функциональные группы молекулы. Таким образом, молекулярная формула этанола может быть записана в конформационной форме, трехмерной форме, полной двумерной форме (с указанием каждой связи без трехмерных направлений), сжатой двумерной форме (CH ₃ –CH ₂ –OH). , путем отделения функциональной группы от другой части молекулы (C ₂ H ₅ OH) или ее атомных составляющих (C ₂ H ₆ O) в соответствии с тем, что обсуждается. Иногда даже несвязывающие электроны валентной оболочки (с приближенными двумерными направлениями) помечаются, например, для элементарного углерода _. ^' C ^' . Некоторые химики могут также отметить соответствующие орбитали, например гипотетический анион этена- ⁴ ( _\ ^/ C = C _/ ^{\ -4} ), указывающий на возможность образования связи.

Сильные химические связи

Сильные химические связи - это внутримолекулярные силы, которые удерживают атомы вместе в молекулах . Сильная химическая связь образуется в результате передачи или совместного использования электронов между атомными центрами и зависит от электростатического притяжения между протонами в ядрах и электронами на орбиталях.

Типы сильной связи различаются из-за разницы в электроотрицательности составляющих элементов. Большая разница в электроотрицательности приводит к более полярному (ионному) характеру связи.

Ионная связь

Ионная связь - это тип электростатического взаимодействия между атомами, которые имеют большую разницу электроотрицательностей. Не существует точного значения, которое отличает ионную связь от ковалентной, но разница электроотрицательностей более 1,7, вероятно, будет ионной, а разница менее 1,7 - ковалентной. Ионная связь приводит к разделению положительных и отрицательных ионов . Ионные заряды , как правило , в диапазоне от -3 е до +3 х . Ионная связь обычно возникает в солях металлов, таких как хлорид натрия (поваренная соль). Типичной особенностью ионных связей является то, что частицы образуют ионные кристаллы, в которых ни один ион специально не спарен с каким-либо другим ионом в определенной направленной связи. Скорее, каждый вид иона окружен ионами противоположного заряда, и расстояние между ним и каждым из противоположно заряженных ионов рядом с ним одинаково для всех окружающих атомов одного и того же типа. Таким образом, больше невозможно связать ион с каким-либо другим отдельным ионизированным атомом рядом с ним. Эта ситуация отличается от ситуации в ковалентных кристаллах, где ковалентные связи между конкретными атомами все еще различимы по более коротким расстояниям между ними, измеренным с помощью таких методов, как дифракция рентгеновских лучей .

Ионные кристаллы могут содержать смесь ковалентных и ионных частиц, например соли сложных кислот, таких как цианид натрия, NaCN. Рентгеновская дифракция показывает, что, например, в NaCN связи между катионами натрия (Na ⁺ ) и цианид- анионами (CN ^- ) являются ионными , и ион натрия не связан с каким-либо конкретным цианидом. Однако связи между атомами C и N в цианиде ковалентного типа, так что каждый углерод прочно связан только с одним азотом, к которому он физически намного ближе, чем к другим атомам углерода или азота в кристалле цианида натрия.

Когда такие кристаллы плавятся в жидкости, ионные связи сначала разрываются, потому что они ненаправленные и позволяют заряженным частицам свободно перемещаться. Точно так же, когда такие соли растворяются в воде, ионные связи обычно разрываются при взаимодействии с водой, но ковалентные связи продолжают оставаться. Например, в растворе ионы цианида, все еще связанные вместе как отдельные ионы CN ^- , независимо перемещаются через раствор, как и ионы натрия, как Na ⁺ . В воде заряженные ионы расходятся, потому что каждый из них сильнее притягивается к определенному количеству молекул воды, чем друг к другу. Притяжение между ионами и молекулами воды в таких растворах происходит из-за слабой химической связи диполь-дипольного типа. В расплавленных ионных соединениях ионы продолжают притягиваться друг к другу, но не упорядоченным или кристаллическим образом.

Ковалентная связь

Неполярные ковалентные связи в метане (CH ₄ ). Структура Льюиса показывает, что электроны разделены между атомами C и H.

Ковалентная связь - это распространенный тип связи, при котором два или более атомов имеют общие валентные электроны более или менее в равной степени. Самый простой и распространенный тип - одинарная связь, в которой два атома имеют два общих электрона. Другие типы включают двойную связь , тройную связь , одно- и трехэлектронные связи , трехцентровую двухэлектронную связь и трехцентровую четырехэлектронную связь .

В неполярных ковалентных связях разница электроотрицательностей между связанными атомами мала, обычно от 0 до 0,3. Связи внутри большинства органических соединений описываются как ковалентные. На рисунке показан метан (CH ₄ ), в котором каждый водород образует ковалентную связь с углеродом. См. Сигма-облигации и пи-облигации для описания таких связей в LCAO.

Молекулы, которые образуются в основном из неполярных ковалентных связей, часто не смешиваются с водой или другими полярными растворителями , но гораздо более растворимы в неполярных растворителях, таких как гексан .

Полярная ковалентная связь представляет собой ковалентную связь со значительным ионным характером . Это означает, что два общих электрона находятся ближе к одному из атомов, чем к другому, что создает дисбаланс заряда. Такие связи возникают между двумя атомами с умеренно разными электроотрицательностями и вызывают диполь-дипольные взаимодействия . Разница электроотрицательностей между двумя атомами в этих связях составляет от 0,3 до 1,7.

Одинарные и множественные облигации

Простая связь между двумя атомами соответствует обмену одной пары электронов. Атом водорода (H) имеет один валентный электрон. Затем два атома водорода могут образовать молекулу, удерживаемую общей парой электронов. Каждый атом H теперь имеет электронную конфигурацию благородного газа гелия (He). Пара общих электронов образует единую ковалентную связь. Электронная плотность этих двух связывающих электронов в области между двумя атомами увеличивается по сравнению с плотностью двух невзаимодействующих атомов H.

Две p-орбитали, образующие пи-связь.

Двойная связь имеет две общих пары электронов, один в сигма - связи и один в пи - связи с плотностью электронов , сосредоточенной на два противоположных сторонах межъядерной оси. Тройная связь состоит из трех общих электронных пар, образуя одну сигмы и два пи - связей. Пример - азот. Четверные и более высокие связи очень редки и возникают только между определенными атомами переходных металлов .

Координатная ковалентная связь (диполярная связь)

Аддукт аммиака и трифторида бора

Координат ковалентная связь представляет собой ковалентную связь , в которой две общие связывающие электроны из того же один из атомов , участвующих в облигации. Например, трифторид бора (BF ₃ ) и аммиак (NH ₃ ) образуют аддукт или координационный комплекс F ₃ B ← NH ₃ со связью B – N, в которой неподеленная пара электронов на N используется совместно с пустой атомной орбиталью на B. BF ₃ с пустой орбиталью описывается как акцептор электронной пары или кислота Льюиса , тогда как NH ₃ с неподеленной парой, которая может использоваться совместно, описывается как донор электронной пары или основание Льюиса . Электроны распределяются между атомами примерно поровну, в отличие от ионной связи. Такое связывание показано стрелкой, указывающей на кислоту Льюиса.

Комплексы переходных металлов обычно связаны координационными ковалентными связями. Например, ион Ag ⁺ реагирует как кислота Льюиса с двумя молекулами основания Льюиса NH ₃ с образованием комплексного иона Ag (NH ₃ ) ₂ ⁺ , который имеет две координационные ковалентные связи Ag ← N.

Металлическое соединение

При металлической связи связывающие электроны делокализованы по решетке атомов. Напротив, в ионных соединениях положения связывающих электронов и их заряды статичны. Свободное движение или делокализация связывающих электронов приводит к классическим металлическим свойствам, таким как блеск ( отражательная способность поверхности ), электрическая и теплопроводность , пластичность и высокая прочность на разрыв .

Межмолекулярная связь

Существует четыре основных типа связей, которые могут образовываться между двумя или более (иначе не связанными) молекулами, ионами или атомами. Межмолекулярные силы заставляют молекулы притягиваться или отталкиваться друг от друга. Часто они определяют некоторые физические характеристики (например, температуру плавления ) вещества.

• Большая разница в электроотрицательности между двумя связанными атомами вызовет постоянное разделение зарядов или диполь в молекуле или ионе. Две или более молекул или ионов с постоянными диполями могут взаимодействовать в рамках диполь-дипольных взаимодействий . Связывающие электроны в молекуле или ионе, в среднем, будут ближе к более электроотрицательному атому чаще, чем менее электроотрицательный, вызывая частичные заряды на каждом атоме и вызывая электростатические силы между молекулами или ионами.
• Водородная связь фактически является сильным пример взаимодействия двух постоянных диполей. Большая разница в электроотрицательности между водородом и фтором , азотом и кислородом в сочетании с неподеленными парами электронов вызывает сильные электростатические силы между молекулами. Водородные связи ответственны за высокие температуры кипения воды и аммиака по сравнению с их более тяжелыми аналогами.
• Сила лондонской дисперсии возникает из-за мгновенных диполей в соседних атомах. Поскольку отрицательный заряд электрона неоднороден по всему атому, всегда существует дисбаланс заряда. Этот небольшой заряд вызовет соответствующий диполь в соседней молекуле, вызывая притяжение между ними. Затем электрон перемещается в другую часть электронного облака, и притяжение нарушается.
• Взаимодействие катиона-пи происходит между пи - связью и катионом.

Теории химической связи

В (нереальном) пределе «чистой» ионной связи электроны идеально локализованы на одном из двух атомов в связи. Такие связи понятны классической физике . Силы между атомами характеризуются электростатическими потенциалами изотропного континуума. Их величина прямо пропорциональна разнице зарядов.

Ковалентные связи лучше понять с помощью теории валентных связей (VB) или теории молекулярных орбиталей (MO) . Свойства задействованных атомов можно понять с помощью таких понятий, как степень окисления , формальный заряд и электроотрицательность . Электронная плотность внутри связи не назначается отдельным атомам, а вместо этого делокализована между атомами. В теории валентных связей связь концептуализируется как построенная из электронных пар, которые локализованы и разделяются двумя атомами через перекрытие атомных орбиталей. Концепции орбитальной гибридизации и резонанса дополняют это базовое понятие электронной парной связи. В теории молекулярных орбиталей связь рассматривается как делокализованная и распределяемая по орбиталям, которые простираются по всей молекуле и адаптированы к ее свойствам симметрии, обычно с учетом линейных комбинаций атомных орбиталей (LCAO). Теория валентной связи более интуитивна в химическом отношении, поскольку она пространственно локализована, что позволяет сосредоточить внимание на частях молекулы, претерпевающих химические изменения. Напротив, молекулярные орбитали более «естественны» с квантово-механической точки зрения, причем орбитальные энергии имеют физическое значение и напрямую связаны с экспериментальными энергиями ионизации из фотоэлектронной спектроскопии . Следовательно, теория валентных связей и теория молекулярных орбиталей часто рассматриваются как конкурирующие, но дополняющие друг друга основы, которые предлагают разные взгляды на химические системы. Как подходы к теории электронной структуры, методы MO и VB могут дать приближения с любым желаемым уровнем точности, по крайней мере, в принципе. Однако на более низких уровнях приближения различаются, и один подход может лучше подходить для вычислений с участием конкретной системы или свойства, чем другой.

В отличие от сферически-симметричных кулоновских сил в чистых ионных связях, ковалентные связи обычно являются направленными и анизотропными . Их часто классифицируют на основе их симметрии относительно плоскости молекулы как сигма-связи и пи-связи . В общем случае атомы образуют связи, которые являются промежуточными между ионными и ковалентными, в зависимости от относительной электроотрицательности задействованных атомов. Связи этого типа известны как полярные ковалентные связи .

Смотрите также

• Связанная энергия
• Ковалентная связь
• Галогенная связь
• Водородная связь
• Ионная связь
• Металлическое соединение
• Пи облигация
• Сигма-облигация
• Трехцентровая четырехэлектронная связь
• Трехцентровая двухэлектронная связь
• сила Ван-дер-Ваальса

использованная литература

внешние ссылки

• У. Локк (1997). Введение в теорию молекулярных орбиталей . Проверено 18 мая 2005 года.
• Карл Р. Нейв (2005). Гиперфизика . Проверено 18 мая 2005 года.
• Линус Полинг и природа химической связи: документальная история . Проверено 29 февраля 2008 г.