Метод молекулярних орбіталей
Основи методу розроблені Р. Маллікеном та Ф. Хундом і базуються на розгляданні структури молекули за такими же принципами, які прийняті для описання багатоелектронних атомів. Так, вважається, що при утворенні молекул виникають молекулярні орбіталі, кількість яких дорівнює кількості атомних орбіталей. Молекулярні орбіталі описуються хвильовими функціями, які на відміну від атомних є багатоцентровими системами. Кожна молекулярна хвильова функція, як і атомна, характеризується квантовими числами, що визначають її енергію, форму і розташування у просторі. Молекулярна орбіталь утворюється в результаті простого складання або віднімання атомних орбіталей.
Метод МО досить складний і в цьому курсі в подробицях не розглядається. На відміну від метода ВЗ він є більш загальним і дозволяє пояснити можливість утворення систем Н2+ (один електрон), Н2 (два електрони), Не2+(триелектрони) і неможливість існування молекули Не2 (чотири електрони), а також двохатомних молекул інших інертних газів. Метод МО пояснює явище парамагнетизму деяких молекул, що є наслідком наявністі неспареного електрона на молекулярній орбіталі. Наприклад, молекули кисню у конденсованому стані парамагнітні.
Іонний зв’язок
Іонний зв’язок – це зв’язок між іонами, утвореними внаслідок перебудови електронної конфігурації їх атомів. Він виникає у випадку, коли електронегативності елементів різко відрізняються між собою, тобто коли взаємодіють атоми з різко відмінними хімічними властивостями. Іонний зв’язок треба розглядати як граничний випадок полярного ковалентного зв’язку, коли одна або декілька спільних пар електронів, які утворюють зв’язок, настільки зміщені до одного з атомів, що практично належать тільки цьому атому. Таким чином, їх електронні конфігурації відповідають електронним конфігураціїям найближчих інертних газів.
Слід пам¢ятати, що дійсного іонного зв¢язку не існує, тобто на атомах утворюються ефективні заряди, величини яких наближаються до максимальних значень. Звичайно вважають, що в таких сполуках існує ковалентний зв¢язок зі значним ступенем іонності.
Наприклад, при взаємодії атомів Натрію (1s22s22p63s1) та Хлору (1s22s22p63s22p5), Натрій втрачає свій електрон і перетворюється на позитивно заряджений іон – катіон Na (1s22s22p63s0), а Хлор приєднує цей електрон і перетворюється на іон з негативним зарядом – аніон Cl (1s22s22p63s23p6), тобто відбувається процес:
Na + Cl ® Na+ + Cl–.
Ці іони мають конфігурації інертних газів – іон Натрію приймає конфігурацію Неону, а іон Хлору – конфігурацію Аргону, тобто набувають стійкої електронної конфігурації.
Згідно з теорією утворення іонного зв’язку, різнойменні іони в сполуці утримуються разом звичайними кулонівськими силами. При наближенні іонів один до одного діють сили притяжіння, але при досягненні деякої відстані починають приволювати сили відштовхування, які зумовлені взаємним відштовхуванням атомних ядер. Отже різнойменні іони притягуються і зближуються на таку відстань, на якій сили притягання компенсуються силами відштовхування.
Характерними ознаками іонного звязку є його ненасиченність і ненапрямленність. Іони можна розглядати як заряджені кульки, силові поля яких рівномірно розподіляються по всіх напрямках у просторі. Тому, наприклад, у сполуці NaCl іони Натрію можуть взаємодіяти з іонами Хлору у будь-якому напрямку, притягуюючи певне їх число. Так само діють і іони Хлору. Внаслідок ненапрямленності і ненасиченності звя¢зку енергетично вигідно, коли кожний іон оточується максимальною кількостю іонів протилежного знаку, тобто сполучення між іонами не завершується утворенням простих молекул, а зумовлює утворення великих агрегатів молекул – іонних кристалів, що складаються з великої кількості частинок, розташованих в певному порядку. Іонні зв¢язки мають велику міцність, тому іонні кристали характеризуються високими температурами плавління і кипіння.
Металевий зв¢язок
Металевий зв¢язок – це багатоцентровий хімічний звязок з дефіцитом електронів в твердому або рідкому стані. Його утворюють валентні електрони атомів металів.
Як і ковалентний звязок він утворюється за допомогою спільних електронів. У ковалентному звязку загальна електронна пара належить тільки двом сусіднім атомам, у металевому звязку загальні електрони належать всьому кристалу, тобто вони делокалізовані по всьому об¢єму кристала. Ця делокалізація є наслідком багатоцентровості.
Металевий звязок ненасичений і ненапрямленний. У чистому вигляді характерний тільки для лужних і лужно-земльних металів. Для перехідних металів у кристалах існують і металевий і ковалентний зв¢язки, тобто частина валентних електронів належать всім атомам, а частина утворює звичайні ковалентні звязки.
Делокалізовані електрони утворюють, так званий “електронний газ”, який при накладенні зовнішного електричного поля спричиняє появу електричного струму, тобто набуває певного руху.
Делокалізовані електрони спричинюють гарну тепло- і електропровідність металів. При збільшенні температури ці показники зменшуються внаслідок збільшення невпорядкованості системи – розладу руху іонів в вузлах металевої решітки і руху електронів. При низьких температурах (в області абсолютного нуля) спостерігається надпровідність, тому що рух іонів зменшується і вони не заважають напрямленому руху електронів.