Химическая связь: типы, свойства и образование.

Введение

Ассоциация атомов для образования химических соединений

Химическая связь – это объединение атомов или ионов с образованием молекул, кристаллов и других структур. Связь может возникать в результате электростатического притяжения между разноименно заряженными ионами, как в ионных связях, или посредством обобщения электронов, как в ковалентных связях, либо в результате комбинации этих эффектов. Химические связи характеризуются различной прочностью: существуют "сильные связи" или "первичные связи", такие как ковалентные, ионные и металлические связи, и "слабые связи" или "вторичные связи", такие как диполь-дипольные взаимодействия, силы дисперсии Лондона и водородные связи. Поскольку противоположные электрические заряды притягиваются, отрицательно заряженные электроны, окружающие ядро, и положительно заряженные протоны внутри ядра притягиваются друг к другу. Электроны, обобщенные между двумя ядрами, испытывают притяжение к обоим ядрам. "Конструктивная квантовомеханическая интерференция волновых функций" стабилизирует связанные ядра (см. Теории химической связи). Связанные ядра поддерживают оптимальное расстояние (длина связи), балансируя силы притяжения и отталкивания, что количественно объясняется квантовой теорией. Атомы в молекулах, кристаллах, металлах и других формах материи удерживаются вместе химическими связями, которые определяют структуру и свойства вещества. Все связи могут быть описаны квантовой теорией, однако на практике упрощенные правила и другие теории позволяют химикам предсказывать прочность, направленность и полярность связей. Правило октета и теория VSEPR являются примерами. К более сложным теориям относятся теория валентных связей, включающая орбитальную гибридизацию и резонанс, и молекулярно-орбитальная теория, включающая линейную комбинацию атомных орбиталей и теорию поля лигандов. Электростатика используется для описания полярности связей и их влияния на химические вещества.

Обзор основных типов химических связей

Химическая связь - это притяжение между атомами. Это притяжение может рассматриваться как результат различного поведения внешних или валентных электронов атомов. Эти виды поведения плавно сливаются друг с другом при различных обстоятельствах, так что нет четкой границы между ними. Однако остается полезным и обычным различать различные типы связей, которые приводят к различным свойствам конденсированного вещества. В простейшем представлении ковалентной связи один или несколько электронов (часто пара электронов) попадают в пространство между двумя атомными ядрами. Энергия высвобождается путем образования связей. Это не в результате уменьшения потенциальной энергии, потому что притяжение двух электронов к двум протонам компенсируется отталкиванием электронов и протонов. Вместо этого высвобождение энергии (и, следовательно, стабильность связи) возникает из-за уменьшения кинетической энергии из-за того, что электроны находятся в более пространственно распределенной (т.е. более длинной длины волны де Бройля) орбите по сравнению с каждым электроном, ограниченным ближе к своему соответствующему ядру. Эти связи существуют между двумя конкретными идентифицируемыми атомами и имеют направление в пространстве, что позволяет показать их как отдельные соединительные линии между атомами на чертежах или смоделировать как палки между сферами в моделях. В полярной ковалентной связи один или несколько электронов неравномерно распределяются между двумя ядрами. Ковалентные связи часто приводят к образованию небольших коллекций лучше связанных атомов, называемых молекулами, которые в твердых и жидких веществах связаны с другими молекулами силами, которые часто намного слабее ковалентных связей, которые удерживают молекулы внутри. Такие слабые межмолекулярные связи придают органическим молекулярным веществам, таким как воски и масла, их мягкий характер и их низкую температуру плавления (в жидкостях молекулы должны прекращать наиболее структурированный или ориентированный контакт друг с другом). Однако, когда ковалентные связи связывают длинные цепи атомов в больших молекулах (как в полимерах, таких как нейлон), или когда ковалентные связи распространяются в сетях через твердые тела, которые не состоят из дискретных молекул (таких как алмаз или кварц или силикатные минералы во многих типах горных пород), то получаемые структуры могут быть как сильными, так и жесткими, по крайней мере, в правильно ориентированном направлении с сетями ковалентных связей. Кроме того, температура плавления таких ковалентных полимеров и сетей значительно увеличивается. В упрощенном представлении ионной связи, электрон связи не разделяется вообще, а передается. В этом типе связи внешний атомный орбитал одного атома имеет вакансию, которая позволяет добавить один или несколько электронов. Эти недавно добавленные электроны потенциально занимают более низкое энергетическое состояние (эффективно ближе к большему ядерному заряду), чем они испытывают в другом атоме. Таким образом, одно ядро предлагает более тесное связывание с электроном, чем другое ядро, в результате чего один атом может передать электрон другому. Этот перенос заставляет один атом принимать положительный заряд, а другой - отрицательный. Связь тогда возникает в результате электростатического притяжения между положительно и отрицательно заряженными ионами. Ионные связи можно рассматривать как крайние примеры поляризации в ковалентных связях. Часто такие связи не имеют особой ориентации в пространстве, поскольку они являются результатом равного электростатического притяжения каждого иона ко всем окружающим ионам. Ионные связи сильны (и поэтому ионным веществам требуются высокие температуры для плавления), но также хрупки, поскольку силы между ионами имеют короткий диапазон и не легко преодолевают трещины и переломы. Этот тип связи приводит к появлению физических характеристик кристаллов классических минеральных солей, таких как поваренная соль. Менее часто упоминается тип сцепления - металлическое сцепление. При этом виде связывания каждый атом в металле отдает один или несколько электронов в "море" электронов, которые находятся между многими атомами металла. В этом море каждый электрон свободен (в силу своей волновой природы) быть связанным с большим количеством атомов одновременно. Связь возникает потому, что атомы металла становятс�...

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.

Облигации в химических формулах

Поскольку атомы и молекулы трехмерны, сложно использовать единый метод для обозначения орбиталей и связей. В молекулярных формулах химические связи (связывающие орбитали) между атомами обозначаются различными способами в зависимости от контекста обсуждения. Иногда некоторые детали опускаются. Например, в органической химии часто рассматривают только функциональную группу молекулы. Таким образом, молекулярную формулу этанола можно представить в конформационной форме, трехмерной форме, полной двухмерной форме (указывающей каждую связь без указания трехмерного направления), сжатой двухмерной форме (CH3–CH2–OH), путем выделения функциональной группы из остальной части молекулы (C2H5OH) или по ее атомному составу (C2H6O) – в зависимости от того, что обсуждается. Иногда даже не образующие связи валентные электроны оболочки (с приблизительным двумерным направлением) обозначаются, например, для элементарного углерода «C». Некоторые химики также могут указывать соответствующие орбитали, например, гипотетический анион этина-4 (\/C=C/\ −4), показывающий возможность образования связи.

Сильные химические связи

Типичные длины связей в пм и энергии связей в кДж/моль. Длины связей можно перевести в Å путем деления на 100 (1 Å = 100 пм). Длина связи (пм) Энергия (кДж/моль) H — Водород H–H 74 436 H–O 96 467 H–F 92 568 H–Cl 127 432 C — Углерод 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 1072 C–F 134 488 C–Cl 177 330 N — Азот N–H 101 391 N–N 145 170 N≡N 110 945 O — Кислород O–O 148 146 O=O 121 495 F, Cl, Br, I — Галогены F–F 142 158 Cl–Cl 199 243 Br–H 141 366 Br–Br 228 193 I–H 161 298 I–I 267 151

Прочные химические связи – это внутримолекулярные силы, удерживающие атомы вместе в молекулах. Прочная химическая связь образуется в результате переноса или совместного использования электронов между атомными центрами и основана на электростатическом притяжении между протонами в ядрах и электронами в орбиталях. Типы прочных связей различаются из-за разницы в электроотрицательности составляющих элементов. Электроотрицательность – это способность атома данного химического элемента притягивать общие электроны при образовании химической связи, при этом чем выше электроотрицательность, тем сильнее он притягивает электроны. Электроотрицательность служит простым способом количественной оценки энергии связи, которая характеризует связь по непрерывному масштабу от ковалентной до ионной связи. Большая разница в электроотрицательности приводит к более полярному (ионному) характеру связи.

Ионная связь

Ионная связь — это тип электростатического взаимодействия между атомами с большой разницей электроотрицательности. Чёткого значения, разграничивающего ионную и ковалентную связь, не существует, но разница электроотрицательности более 1,7, как правило, указывает на ионную связь, а менее 1,7 — на ковалентную. Ионная связь приводит к образованию отдельных положительных и отрицательных ионов. Ионные заряды обычно находятся в диапазоне от −3e до +3e. Ионная связь часто встречается в солях металлов, таких как хлорид натрия (поваренная соль). Типичной особенностью ионных связей является то, что образующиеся частицы формируют ионные кристаллы, в которых ни один ион не связан конкретным направленным соединением с каким-либо другим ионом. Скорее, каждый ион окружён ионами противоположного заряда, и расстояние между ним и каждым из ближайших ионов противоположного заряда одинаково для всех окружающих атомов того же типа. Таким образом, становится невозможно связать ион с каким-либо конкретным ионизированным атомом поблизости. Это отличается от ковалентных кристаллов, где ковалентные связи между конкретными атомами всё ещё можно различить по более коротким расстояниям между ними, определяемым такими методами, как рентгенодифракция. Ионные кристаллы могут содержать смесь ковалентных и ионных частиц, например, соли сложных кислот, такие как цианид натрия, NaCN. Рентгенодифракция показывает, что в NaCN, например, связи между катионами натрия (Na+) и анионами цианида (CN−) ионные, и ни один ион натрия не связан с каким-либо конкретным цианидом. Однако связи между атомами углерода (C) и азота (N) в цианиде ковалентные, поэтому каждый атом углерода прочно связан только с одним атомом азота, к которому он физически гораздо ближе, чем к другим атомам углерода или азота в кристалле цианида натрия. При плавлении таких кристаллов ионные связи разрушаются первыми, поскольку они не имеют направленности и позволяют заряженным частицам свободно перемещаться. Аналогично, при растворении таких солей в воде ионные связи обычно разрушаются при взаимодействии с водой, но ковалентные связи сохраняются. Например, в растворе ионы цианида, по-прежнему связанные вместе как отдельные ионы CN−, перемещаются независимо по раствору, как и ионы натрия, как Na+. В воде заряженные ионы расходятся, поскольку каждый из них сильнее притягивается к ряду молекул воды, чем друг к другу. Притяжение между ионами и молекулами воды в таких растворах обусловлено типом слабой диполь-дипольной химической связи. В расплавленных ионных соединениях ионы продолжают притягиваться друг к другу, но не упорядоченно или в кристаллической форме.

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.

Ковалентная связь

Ковалентная связь – это распространенный тип связи, в котором два или более атомов разделяют валентные электроны более или менее поровну. Самый простой и распространенный тип – одинарная связь, в которой два атома разделяют два электрона. Другие типы включают двойную связь, тройную связь, одно- и трехэлектронные связи, трехцентровую двухэлектронную связь и трехцентровую четырехэлектронную связь. В неполярных ковалентных связях разница электроотрицательности между связанными атомами невелика, обычно от 0 до 0,3. Связи в большинстве органических соединений описываются как ковалентные. На рисунке показан метан (CH4), в котором каждый атом водорода образует ковалентную связь с атомом углерода. Подробности об описании таких связей с использованием метода LCAO см. в разделах о сигма-связях и пи-связях. Молекулы, которые образуются преимущественно из неполярных ковалентных связей, часто несмешиваются с водой или другими полярными растворителями, но хорошо растворимы в неполярных растворителях, таких как гексан. Полярная ковалентная связь – это ковалентная связь со значительным ионным характером. Это означает, что два разделяемых электрона находятся ближе к одному из атомов, чем к другому, что создает дисбаланс заряда. Такие связи возникают между двумя атомами с умеренно различающейся электроотрицательностью и приводят к диполь-дипольным взаимодействиям. Разница электроотрицательности между двумя атомами в этих связях составляет от 0,3 до 1,7.

Однократные и многократные облигации

Одной связи между двумя атомами соответствует обобществление одной пары электронов. Атом водорода (H) имеет один валентный электрон. Два атома водорода могут тогда образовать молекулу, удерживаемую вместе обобществленной парой электронов. Каждый атом H теперь имеет электронную конфигурацию благородного газа гелия (He). Обобществленная пара электронов образует одну ковалентную связь. Плотность электронов этих двух связывающих электронов в области между двумя атомами возрастает по сравнению с плотностью двух не взаимодействующих атомов H. Двойная связь содержит две обобществленные пары электронов, одну в сигма-связи и одну в пи-связи, с плотностью электронов, сконцентрированной на двух противоположных сторонах межъядерной оси. Тройная связь состоит из трех обобществленных электронных пар, формирующих одну сигма-связь и две пи-связи. Азот является примером. Четверные и более высокие связи крайне редки и встречаются только между некоторыми атомами переходных металлов.

Координационная ковалентная связь (диполярная связь)

Координатно-ковалентная связь – это ковалентная связь, в которой оба общих электрона предоставлены одним и тем же атомом, участвующим в образовании связи. Например, трифторид бора (BF3) и аммиак (NH3) образуют аддукт или координационный комплекс F3B←NH3, содержащий связь B–N, в которой неподеленная электронная пара атома N делится с незаполненной атомной орбиталью атома B. BF3, имеющий незаполненную орбиталь, описывается как акцептор электронной пары или кислота Льюиса, а NH3, обладающий неподеленной парой электронов, способной к разделу, описывается как донор электронной пары или основание Льюиса. В отличие от ионной связи, электроны распределяются примерно равномерно между атомами. Такая связь изображается стрелкой, направленной к кислоте Льюиса. (На рисунке сплошные линии обозначают связи в плоскости рисунка, клиновидные – направленные к наблюдателю, а пунктирные – от наблюдателя.) Комплексы переходных металлов обычно связаны координатно-ковалентными связями. Например, ион Ag+ реагирует как кислота Льюиса с двумя молекулами основания Льюиса NH3, образуя комплексный ион Ag(NH3)2+, содержащий две координатно-ковалентные связи Ag←N.

Металлическая склеивание

При металлической связи связывающие электроны делокализованы по кристаллической решетке атомов. В отличие от этого, в ионных соединениях положение связывающих электронов и их заряды фиксированы. Свободное движение или делокализация связывающих электронов обуславливает классические металлические свойства, такие как блеск (отражение света поверхностью), электро- и теплопроводность, пластичность и высокая прочность на разрыв.

Межмолекулярная связь

Существует несколько типов слабых связей, которые могут образовываться между двумя или более молекулами, не связанных ковалентной связью. Межмолекулярные силы вызывают притяжение или отталкивание между молекулами. Зачастую эти силы влияют на физические свойства (например, температуру плавления) вещества. Силы Ван-дер-Ваальса – это взаимодействия между молекулами с заполненными электронными оболочками. Они включают как кулоновские взаимодействия между частичными зарядами в полярных молекулах, так и отталкивание Паули между заполненными электронными оболочками. Силы Кезома – это силы между постоянными диполями двух полярных молекул. Дисперсионные силы Лондона – это силы между индуцированными диполями различных молекул. Также возможно взаимодействие между постоянным диполем в одной молекуле и индуцированным диполем в другой. Водородные связи вида A–H···B возникают, когда A и B – два сильно электроотрицательных атома (обычно N, O или F), при этом A образует сильно полярную ковалентную связь с H, в результате чего H приобретает частичный положительный заряд, а B имеет неподеленную пару электронов, которая притягивается к этому частичному положительному заряду и формирует водородную связь. Водородные связи обуславливают высокие температуры кипения воды и аммиака по сравнению с их более тяжелыми аналогами. В некоторых случаях аналогичная галогенная связь может образовываться атомом галогена, расположенным между двумя электроотрицательными атомами на разных молекулах. На малых расстояниях также важными становятся силы отталкивания между атомами.

Теории химической связи

В (нереалистичном) пределе "чистых" ионных связей электроны полностью локализованы на одном из двух атомов в связи. Такие связи можно объяснить с помощью классической физики. Сила между атомами зависит от изотропных электростатических потенциалов, описывающих непрерывную среду. Величина силы прямо пропорциональна произведению двух ионных зарядов в соответствии с законом Кулона. Ковалентные связи лучше описываются теорией валентной связи (ВВ) или теорией молекулярных орбиталей (МО). Свойства участвующих атомов можно понять, используя такие понятия, как степень окисления, формальный заряд и электроотрицательность. Электронная плотность в связи не приписывается отдельным атомам, а делокализована между ними. В теории валентной связи образование связи рассматривается как построение из электронных пар, которые локализованы и разделены между двумя атомами посредством перекрывания атомных орбиталей. Понятия орбитальной гибридизации и резонанса расширяют это базовое представление об электронной паре как о связи. В теории молекулярных орбиталей связь рассматривается как делокализованная и распределенная по орбиталям, которые простираются по всей молекуле и адаптированы к ее свойствам симметрии, как правило, посредством рассмотрения линейных комбинаций атомных орбиталей (LCAO). Теория валентной связи более интуитивно понятна с химической точки зрения благодаря своей пространственной локализации, позволяющей сосредоточиться на частях молекулы, претерпевающих химические изменения. В отличие от этого, молекулярные орбитали более "естественны" с точки зрения квантовой механики, поскольку орбитальные энергии имеют физический смысл и напрямую связаны с экспериментальными энергиями ионизации, полученными с помощью фотоэлектронной спектроскопии. Следовательно, теория валентной связи и теория молекулярных орбиталей часто рассматриваются как конкурирующие, но взаимодополняющие подходы, предлагающие различные взгляды на химические системы. Как подходы к теории электронной структуры, как методы МО, так и методы ВВ могут давать приближения с любой желаемой степенью точности, по крайней мере, в принципе. Однако на более низких уровнях приближения различаются, и один подход может быть более подходящим для расчетов, связанных с конкретной системой или свойством, чем другой. В отличие от сферически симметричных кулоновских сил в чистых ионных связях, ковалентные связи обычно направлены и анизотропны. Они часто классифицируются на основе их симметрии относительно молекулярной плоскости как сигма-связи и пи-связи. В общем случае атомы образуют связи, которые являются промежуточными между ионными и ковалентными, в зависимости от относительной электроотрицательности участвующих атомов. Связи такого типа известны как полярные ковалентные связи.

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.