Атомдардың химиялық байланыстар арқылы қосылуы

Кіріспе

Атомдардың химиялық қосылыстар құру үшін бірігуі

Химиялық байланыс – молекулалар, кристалдар және басқа да құрылымдарды құру үшін атомдардың немесе иондардың бірігуі. Бұл байланыс иондық байланыстардағыдай қарама-қарсы зарядталған иондар арасындағы электростатикалық күштің нәтижесінде немесе ковалентті байланыстардағыдай электрондардың ортақ пайдаланылуы арқылы, немесе осы әсерлердің бір комбинациясынан туындауы мүмкін. Химиялық байланыстар әртүрлі күштерге ие деп сипатталады: ковалентті, иондық және металдық байланыстар сияқты "күшті байланыстар" немесе "біріншілік байланыстар", сондай-ақ диполь-диполь өзара әсерлесулер, Лондонның дисперсиялық күші және сутекті байланыстар сияқты "әлсіз байланыстар" немесе "екіншілік байланыстар". Қарама-қарсы электр зарядтары тартылысқандықтан, ядроны қоршап тұрған теріс зарядталған электрондар және ядро ішіндегі оң зарядталған протондар бір-бірін тартады. Екі ядро арасында ортақ пайдаланылған электрондар екеуіне де тартылады. "Конструктивті кванттық механикалық толқындық функцияның араласуы" жұптасқан ядроларды тұрақтандырады (Химиялық байланыстың теорияларын қараңыз). Байланысқан ядролар кванттық теориямен сандық түрде түсіндірілетін тартымды және тебу әсерлерін теңестіретін оптималды қашықтықты (байланыс қашықтығын) сақтайды. Молекулалардағы, кристалдардағы, металдардағы және материяның басқа да формаларындағы атомдар химиялық байланыстар арқылы біріктіріледі, олар материяның құрылымын және қасиеттерін анықтайды. Барлық байланыстарды кванттық теориямен сипаттауға болады, бірақ практикада жеңілдетілген ережелер мен басқа теориялар химиктерге байланыстардың күшін, бағыттылығын және полярлығын болжауға мүмкіндік береді. Октет ережесі және VSEPR теориясы – мысалдар. Күрделірек теорияларға орбитальдық гибридтендіру және резонансты қамтитын валенттік байланыс теориясы, сондай-ақ атомдық орбитальдардың және лигандтық өріс теориясының сызықтық комбинациясын қамтитын молекулалық орбиталь теориясы жатады. Электростатика байланыс полярлығын және олардың химиялық заттарға тигізетін әсерін сипаттау үшін қолданылады.

Химиялық байланыстың негізгі түрлерінің шолу

Химиялық байланыс – атомдар арасындағы тартылыс. Бұл тартылыс атомның сыртқы немесе валентті электрондарының әртүрлі мінез-құлқының нәтижесі ретінде қарастырылуы мүмкін. Бұл мінез-құлықтар әртүрлі жағдайларда бірте-бірте бір-біріне өтеді, сондықтан олардың арасында нақты шекараны жүргізу қиын. Дегенмен, конденсирленген заттың әртүрлі қасиеттеріне әкелетін байланыстың түрлерін ажырату пайдалы және қалыпты жағдай. Ковалентті байланыстың ең қарапайым түрінде бір немесе бірнеше электрон (әдетте электрон жұбы) екі атом ядросының арасындағы кеңістікке тартылады. Байланыс пайда болғанда энергия бөлінеді. Бұл потенциалдық энергияның төмендеуінен туындамайды, себебі екі электронның екі протонға тартылуы электрон-электрон және протон-протон итергіш күштерімен теңестіріледі. Керісінше, энергияның бөлінуі (демек, байланыстың тұрақтылығы) электрондардың кеңістікте таралуына байланысты кинетикалық энергияның төмендеуінен туындайды (яғни, әр электронның тиісті ядроға жақын орналасуына қарағанда, де Бройль толқын ұзындығы ұзағырақ болады). Бұл байланыстар екі нақты анықталатын атом арасында пайда болады және кеңістікте бағытталған, сондықтан оларды сызбаларда атомдар арасындағы жалғау сызықтары түрінде көрсетуге болады немесе модельдерде шарлар арасындағы таяқшалармен бейнелеуге болады. Полярлы ковалентті байланыста бір немесе бірнеше электрон екі ядро арасында тең емес бөліседі. Ковалентті байланыстар көбінесе молекулалар деп аталатын жақсы байланысқан атомдардың шағын топтарының пайда болуына әкеледі, ал олар қатты және сұйық заттарда ковалентті байланыстардан әлдеқайда әлсіз күштермен басқа молекулаларға байланады. Мұндай әлсіз молекулааралық байланыстар заттардың жұмсақтығын және төмен балқу температурасын анықтайды (сұйықтарда молекулалар бір-бірімен құрылымдық немесе бағытталған байланысты тоқтатуы керек). Алайда, ковалентті байланыстар ұзын тізбектелген атомдардан тұратын үлкен молекулаларды (мысалы, нейлон сияқты полимерлерде) байланыстырғанда немесе дискретті молекулалардан құралмаған қатты денелер арқылы желілер құрғанда (мысалы, алмаз, кварц немесе тау жыныстарындағы силикаттарда) пайда болатын құрылымдар күшті де, берік те болуы мүмкін, кем дегенде ковалентті байланыстардың желілерімен дұрыс бағытталған жағдайда. Сондай-ақ, мұндай ковалентті полимерлер мен желілердің балқу температурасы күрт жоғарылайды. Иондық байланыстың қарапайым түрінде байланысушы электрон бөліспейді, бірақ бір атомнан екіншісіне ауысады. Бұл типтегі байланыста бір атомның сыртқы атомдық орбиталында бос орын болады, ол бір немесе бірнеше электрондардың қосылуына мүмкіндік береді. Бұл жаңадан қосылған электрондар басқа атомға қарағанда төмен энергия деңгейін (ядролық зарядқа жақын) иеленеді. Осылайша, бір ядро электронды екінші ядроға қарағанда күштірек байлайды, нәтижесінде бір атом электронды екіншісіне беруі мүмкін. Бұл ауысу бір атомның оң зарядты, ал екіншісінің теріс зарядты болуына себеп болады. Байланыс оң және теріс зарядталған иондар арасындағы электростатикалық тартылыс нәтижесінде пайда болады. Иондық байланыстар ковалентті байланыстардағы поляризацияның ең жоғары дәрежесі ретінде қарастырылуы мүмкін. Көбінесе мұндай байланыстардың кеңістікте нақты бағыты болмайды, себебі олар әр ионның айналасындағы барлық иондарға бірдей электростатикалық тартылыс күшінен туындайды. Иондық байланыстар күшті (сондықтан иондық заттарды балқыту үшін жоғары температура қажет) және сонымен бірге қатыгезді, себебі иондар арасындағы күштер қысқа қашықтықта әрекет етеді және жарықтар мен сынықтарды оңай көтере алмайды. Бұл байланыстың түрі классикалық минералды тұздардың, мысалы ас тұзының кристалдық құрылымын анықтайды. Металдық байланыс – сирек айтылатын байланыс түрі. Бұл байланыста металдың әрбір атомы бір немесе бірнеше электронды металдың көптеген атомдары арасында орналасқан электрондардың "теңізіне" береді. Бұл теңізде әрбір электрон толқындық қасиеттеріне байланысты бірден көп атомдармен байланысуға мүмкіндік алады. Байланыс металл атомдары электрондарын жоғалту арқылы оң заряд алатындықтан, ал электрондар кез келген атомның бөлігі болмай, көптеген атомдарға тартылатындықтан пайда болады. Металдық байланыс – электрондардың үлкен жүйедегі ковалентті байланыстар арқылы таралуының ең жоғары дәрежесі ретінде қарастырылуы мүмкін, онда барлық атомдар қатысады. Бұл байланыстың түрі көбінесе өте күшті (металдардың созылу беріктігін анықтайды). Алайда, металдық байланыс басқа түрлерінен көбірек ұжымдық сипатқа ие, сондықтан металл кристалдарының деформациялануы оңай, себебі олар бір-біріне тартылған, бірақ нақты бағытталған емес атомдардан тұрады. Бұл металдардың соғылу қабілетін анықтайды. Металдық байланыстағы электрондардың бұлты металдардың ерекше жақсы электр және жылу өткізгіштігіне, сондай-ақ ақ жарықтың көп бөлігін шағылыстыратын жылтыр сыртқы түріне себеп болады.

A chemical bond is an attraction between atoms. This attraction may be seen as the result of different behaviors of the outermost or valence electrons of atoms. These behaviors merge into each other seamlessly in various circumstances, so that there is no clear line to be drawn between them. However it remains useful and customary to differentiate between different types of bond, which result in different properties of condensed matter. In the simplest view of a covalent bond, one or more electrons (often a pair of electrons) are drawn into the space between the two atomic nuclei. Energy is released by bond formation. This is not as a result of reduction in potential energy, because the attraction of the two electrons to the two protons is offset by the electron electron and proton proton repulsions. Instead, the release of energy (and hence stability of the bond) arises from the reduction in kinetic energy due to the electrons being in a more spatially distributed (i. e. longer de Broglie wavelength) orbital compared with each electron being confined closer to its respective nucleus. These bonds exist between two particular identifiable atoms and have a direction in space, allowing them to be shown as single connecting lines between atoms in drawings, or modeled as sticks between spheres in models. In a polar covalent bond, one or more electrons are unequally shared between two nuclei. Covalent bonds often result in the formation of small collections of better connected atoms called molecules, which in solids and liquids are bound to other molecules by forces that are often much weaker than the covalent bonds that hold the molecules internally together. Such weak intermolecular bonds give organic molecular substances, such as waxes and oils, their soft bulk character, and their low melting points (in liquids, molecules must cease most structured or oriented contact with each other). When covalent bonds link long chains of atoms in large molecules, however (as in polymers such as nylon), or when covalent bonds extend in networks through solids that are not composed of discrete molecules (such as diamond or quartz or the silicate minerals in many types of rock) then the structures that result may be both strong and tough, at least in the direction oriented correctly with networks of covalent bonds. Also, the melting points of such covalent polymers and networks increase greatly. In a simplified view of an ionic bond, the bonding electron is not shared at all, but transferred. In this type of bond, the outer atomic orbital of one atom has a vacancy which allows the addition of one or more electrons. These newly added electrons potentially occupy a lower energy state (effectively closer to more nuclear charge) than they experience in a different atom. Thus, one nucleus offers a more tightly bound position to an electron than does another nucleus, with the result that one atom may transfer an electron to the other. This transfer causes one atom to assume a net positive charge, and the other to assume a net negative charge. The bond then results from electrostatic attraction between the positive and negatively charged ions. Ionic bonds may be seen as extreme examples of polarization in covalent bonds. Often, such bonds have no particular orientation in space, since they result from equal electrostatic attraction of each ion to all ions around them. Ionic bonds are strong (and thus ionic substances require high temperatures to melt) but also brittle, since the forces between ions are short range and do not easily bridge cracks and fractures. This type of bond gives rise to the physical characteristics of crystals of classic mineral salts, such as table salt. A less often mentioned type of bonding is metallic bonding. In this type of bonding, each atom in a metal donates one or more electrons to a "sea" of electrons that reside between many metal atoms. In this sea, each electron is free (by virtue of its wave nature) to be associated with a great many atoms at once. The bond results because the metal atoms become somewhat positively charged due to loss of their electrons while the electrons remain attracted to many atoms, without being part of any given atom. Metallic bonding may be seen as an extreme example of delocalization of electrons over a large system of covalent bonds, in which every atom participates. This type of bonding is often very strong (resulting in the tensile strength of metals). However, metallic bonding is more collective in nature than other types, and so they allow metal crystals to more easily deform, because they are composed of atoms attracted to each other, but not in any particularly oriented ways. This results in the malleability of metals. The cloud of electrons in metallic bonding causes the characteristically good electrical and thermal conductivity of metals, and also their shiny lustre that reflects most frequencies of white light.

Химиялық формулалардағы байланыстар

Атомдар мен молекулалар үш өлшемді болғандықтан, орбитальдар мен байланыстарды көрсету үшін бір әдіс қолдану қиын. Молекулалық формулаларда атомдар арасындағы химиялық байланыстар (байланыс орбиталдары) талқылау мазмұнына қарай әртүрлі жолдармен көрсетіледі. Кейде кейбір егжей-тегжейлер ескерілмейді. Мысалы, органикалық химияда кейде молекуланың функционалдық тобымен ғана айналысады. Сондықтан, этанолдың молекулалық формуласы конформациялық түрде, үш өлшемді түрде, толық екі өлшемді түрде (үш өлшемді бағыттары көрсетілмейтін барлық байланыстарды көрсетеді), жиынтық екі өлшемді түрде (CH3–CH2–OH), функционалдық топты молекуланың қалған бөлігінен (C2H5OH) немесе атомдық құрамынан (C2H6O) бөліп, талқыланып жатқан нәрсеге сәйкес жазылуы мүмкін. Кейде тіпті байланыспаған валентті қабық электрондары (екі өлшемді шамамен бағыттарымен) да белгіленеді, мысалы, элементарлық көміртек үшін 'C'. Кейбір химиктер тиісті орбитальдарды да белгілей алады, мысалы, гипотетикалық этилен-4 анионы (\/C=C/\ −4) байланыс құру мүмкіндігін көрсетеді.

Қатты химиялық байланыстар

Тіптік байланыс ұзындығы (pm) және байланыс энергиясы (kJ/mol). Байланыс ұзындығын 100-ға бөлу арқылы Å-қа айналдыруға болады (1 Å = 100 pm). Байланыс ұзындығы (pm) Энергия (kJ/mol) H — Сутек H–H 74 436 H–O 96 467 H–F 92 568 H–Cl 127 432 C — Көміртек C–H 109 413 C–C 154 347 C=C 151 C≡C 147 C=C 148 C=C 134 614 C≡C 120 839 C–N 147 308 C–O 143 358 C=O 745 C≡O 1,072 C–F 134 488 C–Cl 177 330 N — Азот N–H 101 391 N–N 145 170 N≡N 110 945 O — Қысқылтек O–O 148 146 O=O 121 495 F, Cl, Br, I — Галогендер F–F 142 158 Cl–Cl 199 243 Br–H 141 366 Br–Br 228 193 I–H 161 298 I–I 267 151

Күшті химиялық байланыстар – молекулалар ішіндегі атомдарды бірге ұстап тұратын ішкі күштер. Күшті химиялық байланыс атом ядролары арасында электрондардың ауысуы немесе ортақ пайдалануы нәтижесінде пайда болады және ядродағы протон мен орбитальдағы электрондар арасындағы электростатикалық тартылысқа негізделген. Құрамындағы элементтердің электротерістігінің айырмашылығына байланысты күшті байланыстардың түрлері әртүрлі болады. Электротерістік – химиялық байланыс жасаған кезде химиялық элементтің атомы ортақ электрондарды тартуға бейімділігі, яғни электротерістік неғұрлым жоғары болса, электрондарды соғұрлым күшті тартады. Электротерістік – байланыс энергиясын сандық бағалаудың қарапайым тәсілі болып табылады, ол байланысты коваленттіден иондыққа дейінгі үздіксіз шкала бойынша сипаттайды. Электротерістіктің үлкен айырмашылығы байланыста поляризацияның (иондық) күшін арттырады.

Иондық байланыс

Иондық байланыс – электронегативтілік айырмашылығы жоғары атомдар арасындағы электростатикалық өзара әрекеттесудің бір түрі. Иондық және ковалентті байланыстарды нақты ажырататын мән жоқ, бірақ электронегативтілік айырмашылығы 1,7-ден асатын жағдайда иондық, ал 1,7-ден төмен жағдайда ковалентті болу ықтималдығы жоғары. Иондық байланыс жеке оң және теріс иондардың түзілуіне әкеледі. Иондық зарядтар әдетте -3e-ден +3e-ге дейін болады. Иондық байланыс көбінесе натрий хлориді (ас тұзы) сияқты металл тұздарында кездеседі. Иондық байланыстың ерекше белгісі – заттың иондық кристалдар түрінде болуы, онда ешбір ион нақты бағытталған байланыста басқа бір ионмен жұптаспайды. Керісінше, әрбір ионның түрі қарама-қарсы зарядталған иондармен қоршалған болады және оның жанындағы қарама-қарсы зарядталған иондардың әрқайсысымен арақашықтық бірдей болады. Сондықтан, ионды оның жанындағы нақты бір иондалған атоммен байланыстыру мүмкін емес. Бұл ковалентті кристалдардағы жағдайдан өзгеше, онда нақты атомдар арасындағы ковалентті байланыстар олардың арасындағы қысқа қашықтықтар арқылы анықталады, бұл рентгендік сәулелердің дифракциясы сияқты әдістермен өлшенеді. Иондық кристалдарда ковалентті және иондық түрлердің қоспасы болуы мүмкін, мысалы, натрий цианиді (NaCN) сияқты күрделі қышқылдардың тұздары. Рентгендік дифракция көрсеткендей, NaCN-де натрий катиондары (Na+) мен цианид аниондары (CN−) арасындағы байланыс иондық болып келеді, ешқандай натрий ионы нақты бір цианидпен байланыстырылмаған. Дегенмен, цианидтегі көміртек (C) және азот (N) атомдары арасындағы байланыс ковалентті типте болады, сондықтан әрбір көміртек тек бір азотқа берік байланысқан, ол физикалық жағынан натрий цианиді кристалдарындағы басқа көміртектерге немесе азоттарға қарағанда жақын орналасқан. Мұндай кристалдар сұйық күйге өткеңде, иондық байланыстар бірінші болып үзіледі, себебі олар бағытталмаған және зарядталған бөлшектердің еркін қозғалуына мүмкіндік береді. Сол сияқты, мұндай тұздар суға ерігенде, иондық байланыстар сумен өзара әрекеттесу нәтижесінде үзіледі, бірақ ковалентті байланыстар сақталады. Мысалы, ерітіндіде цианид иондары, әлі де бір CN− ионы ретінде біріккен күйде, Na+ иондары сияқты ерітіндіде тәуелсіз қозғалады. Суда зарядталған иондар бір-бірінен алыстайды, себебі олардың әрқайсысы бір-біріне қарағанда көптеген су молекулаларына күштірек тартылады. Мұндай ерітінділердегі иондар мен су молекулаларының тартылысы әлсіз диполь-дипольдік химиялық байланыстың бір түріне байланысты. Ерітілген иондық қосылыстарда иондар бір-біріне тартылыс күшімен байланысқан күйінде қалады, бірақ ешқандай реттелген немесе кристалдық тәртіпте емес.

Ionic bonding is a type of electrostatic interaction between atoms that have a large electronegativity difference. There is no precise value that distinguishes ionic from covalent bonding, but an electronegativity difference of over 1.7 is likely to be ionic while a difference of less than 1.7 is likely to be covalent. Ionic bonding leads to separate positive and negative ions. Ionic charges are commonly between −3e to +3e. Ionic bonding commonly occurs in metal salts such as sodium chloride (table salt). A typical feature of ionic bonds is that the species form into ionic crystals, in which no ion is specifically paired with any single other ion in a specific directional bond. Rather, each species of ion is surrounded by ions of the opposite charge, and the spacing between it and each of the oppositely charged ions near it is the same for all surrounding atoms of the same type. It is thus no longer possible to associate an ion with any specific other single ionized atom near it. This is a situation unlike that in covalent crystals, where covalent bonds between specific atoms are still discernible from the shorter distances between them, as measured via such techniques as X ray diffraction. Ionic crystals may contain a mixture of covalent and ionic species, as for example salts of complex acids such as sodium cyanide, NaCN. X ray diffraction shows that in NaCN, for example, the bonds between sodium cations (Na+) and the cyanide anions (CN−) are ionic, with no sodium ion associated with any particular cyanide. However, the bonds between the carbon (C) and nitrogen (N) atoms in cyanide are of the covalent type, so that each carbon is strongly bound to just one nitrogen, to which it is physically much closer than it is to other carbons or nitrogens in a sodium cyanide crystal. When such crystals are melted into liquids, the ionic bonds are broken first because they are non directional and allow the charged species to move freely. Similarly, when such salts dissolve into water, the ionic bonds are typically broken by the interaction with water but the covalent bonds continue to hold. For example, in solution, the cyanide ions, still bound together as single CN− ions, move independently through the solution, as do sodium ions, as Na+. In water, charged ions move apart because each of them are more strongly attracted to a number of water molecules than to each other. The attraction between ions and water molecules in such solutions is due to a type of weak dipole dipole type chemical bond. In melted ionic compounds, the ions continue to be attracted to each other, but not in any ordered or crystalline way.

Ковалентті байланыс

Ковалентті байланыс – екі немесе одан көп атомдардың валентті электрондарын шамамен тең бөлісуімен сипатталатын байланыс түрі. Ең қарапайым және кең таралған түрі – екі атом екі электронды бөлісетін жай байланыс. Басқа түрлеріне қос байланыс, үштік байланыс, бір және үш электронды байланыс, үш орталық екі электронды байланыс және үш орталық төрт электронды байланыс жатады. Поляр емес ковалентті байланыстарда байланысқан атомдардың арасындағы электронегативтілік айырмашылығы шағын болады, әдетте 0-ден 0,3-ке дейін. Көптеген органикалық қосылыстардағы байланыстар ковалентті деп сипатталады. Суретте метан (CH4) көрсетілген, онда әрбір сутегі атомы көміртегімен ковалентті байланыс жасайды. Мұндай байланыстардың LCAO сипаттамасы үшін сигма байланыстары мен пи байланыстарын қараңыз. Негізінен поляр емес ковалентті байланыстардан тұратын молекулалар суға немесе басқа полярлы еріткіштерде нашар ериді, бірақ гексан сияқты поляр емес еріткіштерде жақсы ериді. Полярлы ковалентті байланыс – иондық сипаттамасы бар ковалентті байланыс. Бұл екі ортақ электронның біреуіне екіншісіне қарағанда жақын болуын білдіреді, нәтижесінде зарядтың тепе-теңдігі бұзылады. Мұндай байланыстар орташа дәрежеде электронегативтілігі әртүрлі екі атом арасында пайда болады және диполь-диполь өзара әрекеттесулерге әкеледі. Бұл байланыстағы екі атомның электронегативтілік айырмашылығы 0,3-тен 1,7-ге дейін құрайды.

Бір және бірнеше облигациялар

Екі атом арасындағы бір байланыс бір электрон жұбының ортақ пайдаланылуына сәйкес келеді. Сутек (Н) атомында бір валентті электрон болады. Екі сутек атомы ортақ электрон жұбы арқылы байланысып, молекула құрауы мүмкін. Әрбір H атомы гелийдің (He) асыл газ электрондық конфигурациясына ие болады. Ортақ пайдаланылған электрон жұбы бір ковалентті байланыс түзеді. Екі атом арасындағы аймақтағы осы екі байланысқан электронның электрондық тығыздығы, өзара әрекеттеспейтін екі H атомының тығыздығынан жоғарылайды. Қос байланыста екі ортақ электрон жұбы болады, олардың біреуі сигма байланыс, екіншісі пи байланыс, ал электрондық тығыздығы ядроаралық осьтің екі қарама-қарсы жағында жинақталады. Үштік байланыс үш ортақ электрон жұбынан тұрады, олар бір сигма және екі пи байланысын құрайды. Мысалы, азот. Төрттік және одан жоғары байланыстар өте сирек кездеседі және тек белгілі бір өтпелі металл атомдары арасында ғана пайда болады.

Координаттық ковалентті байланыс (диполярлық байланыс)

Координаттық ковалентті байланыс – байланысқа қатысатын атомдардың біреуінен екі ортақ электронның шығуымен түзілетін ковалентті байланыс. Мысалы, бор трифториді (BF3) және аммиак (NH3) F3B←NH3 аддуктын немесе координациялық кешенін түзетін BN байланысында, азоттың (N) бос электрон жұбы бордың (B) бос атомдық орбиталымен ортақ пайдаланылады. Бос орбиталы бар BF3 электрон жұбын қабылдаушы немесе Льюис қышқылы, ал ортақ пайдалануға болатын бос электрон жұбы бар NH3 электрон жұбын донор немесе Льюис негізі деп сипатталады. Электрондар иондық байланыстан айырмашылығы, атомдар арасында шамамен тең бөліседі. Мұндай байланыс Льюис қышқылына бағытталған жебемен көрсетіледі. (Суретте қатты сызықтар – диаграмма жазықтығындағы байланыстар, тік сызықтар бақылаушыға қарай, ал нүктелі сызықтар бақылаушыдан алыстайды.) Көшу металдарының кешендері көбінесе координаттық ковалентті байланыстармен байланысқан. Мысалы, Ag+ ионы Льюис қышқылы ретінде Льюис негізінің NH3 екі молекуласымен әрекеттесіп, Ag(NH3)2+ кешенді ионын түзетін, онда екі Ag←N координаттық ковалентті байланысы бар.

Металлдан жасалған жабыстыру

Металл байланысында байланысу электрондары атомдардың торында кеңістікте бос таралады. Керісінше, иондық қосылыстарда байланыстыратын электрондардың орналасуы мен зарядтары өзгермейді. Байланысу электрондарының еркін қозғалуы немесе кеңістікте бос таралуы металлдың жылтырлығы (беткейдің жарық шағылыстыру қабілеті), электр және жылу өткізгіштігі, соққыға беріктігі және жоғары созу беріктігі сияқты классикалық қасиеттеріне алып келеді.

Молекулааралық байланыстар

Ковалентті байланысы жоқ екі немесе одан да көп молекулалар арасында пайда болатын әлсіз байланыстардың бірнеше түрі бар. Молекулааралық күштер молекулалардың бір-бірін тартуға немесе итеруге себеп болады. Көбінесе, осы күштер заттың физикалық қасиеттеріне (мысалы, балқу температурасына) әсер етеді. Ван-дер-Ваальс күштері – жабық электрондық қабықшалары бар молекулалардың өзара әрекеттесуі. Оларға полярлы молекулалардағы ішінара зарядтар арасындағы Кулондық өзара әрекеттесу және жабық электрондық қабықшалар арасындағы Паулидің итергіш күштері кіреді. Кисом күштері – екі полярлы молекуланың тұрақты дипольдері арасындағы күштер. Лондонның дисперсиялық күштері – әртүрлі молекулалардың шақырылған дипольдері арасындағы күштер. Сондай-ақ, бір молекуладағы тұрақты диполь мен екінші молекуладағы шақырылған дипольдің өзара әрекеттесуі де болуы мүмкін. А H•••B түріндегі сутек байланыстары А мен В екі жоғары электронегативті атом (әдетте N, O немесе F) болған кезде пайда болады, онда А, H-пен жоғары полярлы ковалентті байланыс құрады, нәтижесінде H-де ішінара оң заряд, ал В-де осы ішінара оң зарядқа тартылатын және сутек байланысын құрайтын бос электрон жұбы болады. Сутек байланыстары су мен аммиактың оларға ұқсас, бірақ ауыррақ аналогтарына қарағанда жоғары қайнау температурасын қамтамасыз етеді. Кейбір жағдайларда, әртүрлі молекулалардағы екі электронегативті атомның арасында орналасқан галоген атомы арқылы ұқсас галогендік байланыс пайда болуы мүмкін. Ал қысқа қашықтықта атомдар арасындағы итергіш күштер де маңызды рөл атқарады.

Химиялық байланыстың теориясы

"Таза" иондық байланыстың (нақты емес) шегінде электрондар байланыстағы екі атомның біріне толығымен орналасады. Мұндай байланыстарды классикалық физика арқылы түсінуге болады. Атомдар арасындағы күш изотропты континуумның электростатикалық потенциалына тәуелді. Күштің шамасы Кулон заңы бойынша екі иондық зарядтың көбейтіндісіне тура пропорционал. Ковалентті байланыстар валенттік байланыс (ВВ) теориясы немесе молекулалық орбиталь (МО) теориясы арқылы жақсы түсіндіріледі. Қатысушы атомдардың қасиеттерін окисдану саны, формальды заряд және электронегативтілік сияқты түсініктерді пайдалану арқылы түсінуге болады. Байланыстағы электрондық тығыздық жеке атомдарға бекітілмейді, керісінше атомдар арасында кеңейеді. Валенттік байланыс теориясында байланыс, атомдық орбитальдардың жабысуы арқылы екі атоммен орналасқан және бөлісетін электрон жұптарынан құралады. Орбитальдық гибридтеу және резонанс түсініктері электрондық жұп байланысының негізгі түсінігін толықтырады. Молекулалық орбитальдық теорияда байланыс молекуланың бүкіл кеңістігінде кеңейген және оның симметриялық қасиеттеріне бейімделген орбитальдарға бөлінген деп қарастырылады, әдетте атомдық орбитальдардың сызықтық комбинацияларын (СКОК) қарастыра отырып. Валенттік байланыс теориясы кеңістікте орналасуы арқылы химиялық тұрғыдан интуитивті, бұл молекуланың химиялық өзгерістерге ұшыраған бөліктеріне назар аударуға мүмкіндік береді. Керісінше, молекулалық орбитальдар кванттық механикалық тұрғыдан қарағанда "табиғи" болып табылады, орбитальдық энергиялар физикалық мағынаға ие және фотоэлектрондық спектроскопиядан алынған тәжірибелік иондалу энергияларымен тікелей байланысты. Осылайша, валенттік байланыс теориясы мен молекулалық орбитальдық теорияны көбінесе химиялық жүйелерге әртүрлі көзқарас ұсынатын, бірақ бір-бірін толықтыратын бәсекелес құрылымдар ретінде қарастырады. Электрондық құрылым теориясының әдістері ретінде MO және VB әдістері кез келген қажетті дәлдік деңгейіне жуықтама береді, кем дегенде теориялық тұрғыдан. Алайда, төменгі деңгейлерде жуықтаулар өзгеше, ал бір әдіс белгілі бір жүйеге немесе қасиетке қатысты есептеулерге екіншісінен гөрі жақсырақ сәйкес келуі мүмкін. Таза иондық байланыстардағы сфералық симметриялық Кулон күштерінен айырмашылығы, ковалентті байланыстар көбінесе бағытталған және анизотроптық болады. Олар көбінесе молекулалық жазықтыққа қатысты сигма байланыстары және пи байланыстары ретінде симметриялық қасиеттеріне сәйкес жіктеледі. Жалпы жағдайда атомдар иондық және ковалентті арасындағы аралық байланыстарды түзетін болады, бұл қатысатын атомдардың салыстырмалы электронегативтілігіне байланысты. Мұндай байланыстар полярлы ковалентті байланыстар деп аталады.

In the (unrealistic) limit of "pure" ionic bonding, electrons are perfectly localized on one of the two atoms in the bond. Such bonds can be understood by classical physics. The force between the atoms depends on isotropic continuum electrostatic potentials. The magnitude of the force is in simple proportion to the product of the two ionic charges according to Coulomb's law. Covalent bonds are better understood by valence bond (VB) theory or molecular orbital (MO) theory. The properties of the atoms involved can be understood using concepts such as oxidation number, formal charge, and electronegativity. The electron density within a bond is not assigned to individual atoms, but is instead delocalized between atoms. In valence bond theory, bonding is conceptualized as being built up from electron pairs that are localized and shared by two atoms via the overlap of atomic orbitals. The concepts of orbital hybridization and resonance augment this basic notion of the electron pair bond. In molecular orbital theory, bonding is viewed as being delocalized and apportioned in orbitals that extend throughout the molecule and are adapted to its symmetry properties, typically by considering linear combinations of atomic orbitals (LCAO). Valence bond theory is more chemically intuitive by being spatially localized, allowing attention to be focused on the parts of the molecule undergoing chemical change. In contrast, molecular orbitals are more "natural" from a quantum mechanical point of view, with orbital energies being physically significant and directly linked to experimental ionization energies from photoelectron spectroscopy. Consequently, valence bond theory and molecular orbital theory are often viewed as competing but complementary frameworks that offer different insights into chemical systems. As approaches for electronic structure theory, both MO and VB methods can give approximations to any desired level of accuracy, at least in principle. However, at lower levels, the approximations differ, and one approach may be better suited for computations involving a particular system or property than the other. Unlike the spherically symmetrical Coulombic forces in pure ionic bonds, covalent bonds are generally directed and anisotropic. These are often classified based on their symmetry with respect to a molecular plane as sigma bonds and pi bonds. In the general case, atoms form bonds that are intermediate between ionic and covalent, depending on the relative electronegativity of the atoms involved. Bonds of this type are known as polar covalent bonds.