ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ, общее определение сил и различныхтипов взаимодействий, обусловливающих существование двух- и многоатомныхсоединений — молекул, ионов, радикалов, кристаллов. Главные отличитительные черты X. с.: 1)понижение полной энергии многоатомной системы по сравнению с энергиейизолированных атомов или атомных фрагментов, из которых она образована; 2) существенное перераспределениеэлектронной плотности в области X. с.по сравнению с простым наложением электронных плотностей несвязанных атомовили атомных фрагментов, сближенных на расстояние связи. Последняя особенностьнаиболее, точно отделяет X. с. от межмолекулярныхвзаимодействий, тогда как энергетическийкритерий является менее определенным.

ПриродаX. с. полностью определяется электрическим кулоновскимивзаимодействием ядер и электронов, однако правильное описание распределенияэлектронного заряда возможно лишь с учетомзаконов квантовой механики. Точные расчеты зависимостей полной энергии и еекомпонент от межъядерного расстояния для простейшей структуры с X. с.—молекулярного иона Н/> с одноэлектронной связью — показывают,что минимум полной энергии, который достигаетсяпри равновесном межъядерном расстоянии, равном 1,06 А, связанс резким понижением потенциальной энергии электрона вследствие концентрации исжатия облака электронной плотности в межъядерной области. При этом кинетическая энергияэлектрона возрастает и наполовину компенсирует понижение потенциальной. Результирующийэффект (понижение энергии) превышает энергию расталкивания положительнозаряженных ядер и обусловливает образование X. с. с энергией 255 кДж/моль. Такая интерпретация природы X. с.,дополненная учетом эффектов межэлектронного отталкивания и электроннойкорреляции, в целом распространяется на описаниесвязей в двух- и многоэлектронных молекулах.

Полагаядвижение электронов независимым от намного более медленных ядерных движений(адиабатическое приближение), можно вполне строго описать образование X. с. как результат действиякулоновских сил притяжения положительнозаряженных атомных ядер к электронному облаку, сконцентрированномув межъядерном пространстве. Заряд этого облака стремится приблизить ядра друг кдругу (связывающая область), тогда как электронный заряд вне межъядерногопространства (несвязывающая область) стремится ядра раздвинуть. В этом женаправлении действуют и силы ядерного отталкивания. Присближении атомов на равновесное расстояние часть электронной плотности изнесвязывающей области переходит в связывающую (см. рис.). Электронный заряд распределяется в обеих областях так, чтобысилы, стремящиеся сблизить и оттолкнуть ядра,были одинаковыми. Это достигается при некотором равновесном расстоянии, соответствующемдлине связи.

Вариантыклассификации X. с. определяются различными ее характеристиками или способами описания (в духеклассической теории валентности или в рамкахквантовохимических представлений; следует подчеркнуть, что между этимиподходами не всегда могло 6ыть установленооднозначное соответствие). В теории валентностикаждой связи между атомами соответствует одна электроннаяпара. В зависимости от способа ее образования из электронов связываемых атомов можновыделить ковалентную связь и координационную связь. Если электронная пара X. с. полностью принадлежит одному из атомов,то образуется ионная связь. По степени смещенияцентра тяжести электронного облака связывающих; электроновX. с. делят на неполярные(равноудаленность от обоих атомных центров) иполярные (промежуточные между неполярными иионными). Ковалентныеи координационныесвязи подразделяются по числу образующих их электронных пар на простые икратные — двойные, тройные и четвертные.

Прирассмотрении X. с.,основанном на квантовомеханических расчетахволновых функций многоатомных молекул, ионов, кристаллов,понятие двухцентровой связи,используемое в классической теории валентности, не получает прямого эквивалента,вследствие делокализацииэлектронных орбиталей понескольким (нередко всем) атомным центрам. Переход к локализованным орбиталям часто сохраняетвозможность анализировать X. с. в многоатомных молекулах в рамках традиционныхпредставлений о связях, поделенных и неподеленных электронных парах. Типичные примеры соединений с локализованнымидвухцентровыми связями — насыщенные углеводороды (связиС—С, С—Н). В томслучае, когда процедура локализации не позволяетоднозначно выделить в молекуле локализованныедвухцентровые орбитали,реализующиеся в ней X. с. относят к мпогоцентровым связям, характерным для ненасыщенных соединений ссопряженными связями. Предельный случай делокализации — металлическаясвязь, обусловленная перемещением валентных электронов металла во всем пространствекристаллической решетки, образуемой егоположительными ионами.

Основныехарактеристики X. с.— прочность, длина,полярность. Прочность X. с. определяется энергией связи. В двухатомной молекуле онаравна теплоте диссоциации молекулы на отдельныеатомы. Энергии X. с. вмногоатомной молекуле соответствует энергия атомизации — разность между полнойэнергией молекулы и суммой энергий изолированных атомов и энергии нулевых колебаниймолекулы. В расчете на одну связь энергии X. с. составляют от 10—20 кДж/модъ (связи вмолекулах и ионах Сd2, Н/>,связь С—С1 в радикале СОСl, слабые водородные связи) до > 1000 кДж/моль (тройные связи в молекулах N2, СО). Для многоатомныхмолекул с хорошо локализованными двухцентровыми связями полная энергия X. с.достаточно точно оценивается как сумма энергий отдельных связей.

ДлинаX. с. меньше суммы ван-дер-ваальсовых радиусоватомов, образующих связь. В зависимости откратности связей, а также от характера ближайшего окружения она может изменяться в довольно широкихпределах, например для углерод-углеродных связей— от 1,21 А (тройные связи в алкинах) до 1,7—1,8А (простые связи внапряженных углеводородах).

Полярностьсвязи характеризуется ее дипольным моментом, который для большинства ковалентных связей составляет0—3D, для координационных связей — обычно 2—7D. Дипольныемоменты соединений с ионной связью существенно выше, например для молекулы КВг— 10, 4D (1D =3,33564*10/> Кл*м).

www.ronl.ru

Реферат - Химическая связь - Химия

ЧЕРНИГОВСКИЙ АВТОРСКИЙ КОЛЛЕГИУМ

Реферат по учебной дисциплине химия на тему:

“Химическая связь ”

Выполнил: ученик 11-Д класса

Пономарёв Алексей

Чернигов 2002

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ, общее определение сил и различных типов взаимодействий, обусловливающих существование двух- и многоатомных соединений — молекул, ионов, радикалов, кристаллов. Главные отличитительные черты X. с.: 1) понижение полной энергии многоатомной системы по сравнению с энергией изолированных атомов или атомных фрагментов, из которых она образована; 2) существенное перераспределение электронной плотности в области X. с. по сравнению с простым наложением электронных плотностей несвязанных атомов или атомных фрагментов, сближенных на расстояние связи. Последняя особенность наиболее, точно отделяет X. с. от межмолекулярных взаимодействий, тогда как энергетический критерий является менее определенным.

Природа X. с. полностью определяется электрическим кулоновскими взаимодействием ядер и электронов, однако правильное описание распределения электронного заряда возможно лишь с учетом законов квантовой механики. Точные расчеты зависимостей полной энергии и ее компонент от межъядерного расстояния для простейшей структуры с X. с.— молекулярного иона Нс одноэлектронной связью — показывают, что минимум полной энергии, который достигается при равновесном межъядерном расстоянии, равном 1,06 А, связан с резким понижением потенциальной энергии электрона вследствие концентрации и сжатия облака электронной плотности в межъядерной области. При этом кинетическая энергия электрона возрастает и наполовину компенсирует понижение потенциальной. Результирующий эффект (понижение энергии) превышает энергию расталкивания положительно заряженных ядер и обусловливает образование X. с. с энергией 255 кДж/моль. Такая интерпретация природы X. с., дополненная учетом эффектов межэлектронного отталкивания и электронной корреляции, в целом распространяется на описание связей в двух- и многоэлектронных молекулах.

Полагая движение электронов независимым от намного более медленных ядерных движений (адиабатическое приближение), можно вполне строго описать образование X. с. как результат действия кулоновских сил притяжения положительно заряженных атомных ядер к электронному облаку, сконцентрированному в межъядерном пространстве. Заряд этого облака стремится приблизить ядра друг к другу (связывающая область), тогда как электронный заряд вне межъядерного пространства (несвязывающая область) стремится ядра раздвинуть. В этом же направлении действуют и силы ядерного отталкивания. При сближении атомов на равновесное расстояние часть электронной плотности из несвязывающей области переходит в связывающую (см. рис.). Электронный заряд распределяется в обеих областях так, чтобы силы, стремящиеся сблизить и оттолкнуть ядра, были одинаковыми. Это достигается при некотором равновесном расстоянии, соответствующем длине связи.

Варианты классификации X. с. определяются различнымиее характеристиками или способами описания (в духе классической теории валентности или в рамках квантовохимических представлений; следует подчеркнуть, что между этими подходамине всегда могло 6ыть установлено однозначное соответствие). В теории валентности каждой связи между атомами соответствует одна электронная пара. В зависимости от способаее образования из электронов связываемых атомов можно выделить ковалентную связь и координационную связь. Если электронная пара X. с. полностью принадлежит одному из атомов, то образуется ионная связь. По степени смещения центра тяжести электронного облака связывающих; электронов X. с. делят на неполярные (равноудаленностьот обоих атомных центров) и полярные (промежуточныемежду неполярными и ионными). Ковалентные и координационные связи подразделяются по числу образующих их электронных пар на простые и кратные — двойные, тройные и четвертные.

При рассмотрении X. с., основанном на квантовомеханических расчетах волновых функций многоатомных молекул, ионов, кристаллов, понятие двухцентровой связи, используемое в классической теории валентности, не получает прямого эквивалента, вследствие делокализации электронных орбиталей по нескольким (нередко всем) атомным центрам. Переход к локализованным орбиталям часто сохраняет возможность анализировать X. с. в многоатомных молекулах в рамках традиционных представлений о связях, поделенных и неподеленных электронных парах. Типичные примеры соединений с локализованными двухцентровыми связями — насыщенные углеводороды (связи С—С, С—Н). В том случае, когда процедура локализации не позволяет однозначно выделить в молекуле локализованные двухцентровые орбитали, реализующиеся в ней X. с. относят к мпогоцентровым связям, характерным для ненасыщенных соединений с сопряженными связями. Предельныйслучай делокализации — металлическая связь, обусловленная перемещением валентных электронов металла во всем пространстве кристаллической решетки, образуемой его положительными ионами.

Основные характеристики X. с.— прочность, длина, полярность. Прочность X. с. определяется энергией связи. В двухатомной молекуле она равна теплоте диссоциации молекулы на отдельные атомы. Энергии X. с. в многоатомной молекуле соответствует энергия атомизации — разность между полной энергией молекулы и суммой энергий изолированных атомов и энергии нулевых колебаний молекулы. В расчете на одну связь энергии X. с. составляют от 10—20 кДж/модъ (связи в молекулах и ионах Сd2, Н, связь С—С1 в радикале СОСl, слабые водородные связи) до > 1000 кДж/моль (тройные связи в молекулах N2, СО). Для многоатомных молекул с хорошо локализованнымидвухцентровыми связями полная энергия X. с. достаточно точно оценивается как сумма энергий отдельных связей.

Длина X. с. меньше суммы ван-дер-ваальсовых радиусов атомов, образующих связь. В зависимости от кратности связей, а также от характера ближайшего окружения она может изменяться в довольно широких пределах, напримердля углерод-углеродных связей — от 1,21 А (тройные связи в алкинах) до 1,7—1,8А (простые связи в напряженных углеводородах).

Полярность связи характеризуется ее дипольным моментом, который для большинства ковалентных связей составляет 0—3D, для координационных связей — обычно 2—7D. Дипольные моменты соединений с ионной связью существенно выше, например для молекулы КВг — 10, 4D (1D = 3,33564* 10Кл* м).

www.ronl.ru

Доклад - Химическая связь - Химия

Лекция № 4и 5

Химическаясвязь

I. Ионная

II. Ковалентная.

III. Координационная.

IV. Металлическая.

V. Водородная.

VI. Межмолекулярная.

Химическая связь – этовзаимодействие, которое связывает отдельные атомы в молекулы, ионы, радикалы,кристаллы.

Основным условиемобразования химической связи является понижением полной энергии многоатомнойсистемы по сравнению с энергией изолированных атомов, т.е. ЕАВ<ЕА+ЕВ в случаеобразования вещества АВ из А и В. Более точно химическую связь можно определитькак взаимодействие атомов, обусловленное перекрыванием их электронных облаков,и сопровождается уменьшением полной энергии системы.

Основными параметрамихимической связи является её длина, прочность и валентные углы, характеризующиестроение веществ, которые образованы из отдельных атомов.

Длина связи – этомежъядерное расстояние между химическими связанными атомами.

Угол между воображаемымипрямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов, называетсявалентным углом. Энергия связи – энергия, необходимая для разрыва такой связи.

I. Дляобъяснения ионной связи необходимо уяснить себе следующие понятия:

Потенциал ионизации –энергия, которую необходимо затратить для удаления 1-го электрона с внешнейорбитали, при этом атом переходит из нейтрального в положительно заряженный ион(катион).

Чем меньше потенциалионизации, тем легче атом теряет электроны, тем сильнее выражены у электронаметаллические свойства. Потенциал ионизации растет в пределах периода слева направо,уменьшается сверху вниз.

Атом может не толькотерять электроны, но и присоединять. Энергия, которая выделяется приприсоединении электронов к атому, называется сродством к электрону. Чем большеэта энергия, тем более неметалл этот элемент. Сродство к электрону увеличиваетсяслева направо, уменьшается сверху вниз. Условная величина, характеризующаяспособность атома притягивать к себе электроны называетсяэлектроотрицательностью. Она равна полусумме потенциала ионизации и энергиисродства к электрону: /> (/>ядра). Электроотрицательностьрастет слева направо и уменьшается сверху вниз (увеличение числа электронныхоболочек). Наиболее электроотрицательный элемент – />.

В зависимости от величиныэлектроотрицательности все элементы делятся на:

1. электроположительные(элементы 1-3 группы)

2. электротрицательные(все остальные элементы)

Ионная связь образуетсямежду элементами сильно отличающимися по электроотрицательности, а именно DЭ>1,9.

Полинг ввел шкалуэлектроотрицательности.

Ионная связь образуетсяза счет перехода одного или нескольких электронов от одного атома на внешнююоболочку другого атома.

Атом, отдавший электронстановится положительно заряженным, а получивший – отрицательно заряженный./>

Связь между разноименнымиионами осуществляется за счет сил электростатического притяжения.

Образование ионной связипроисходит по октаэдрическому правилу. Согласно этому правилу атом принимает,теряет или разделяет электроны таким образом, чтобы электронное облако для негосоответствовало ближайшему инертному газу.

1S22S22P63S1 (/>) 1S22S22P63S23P5 (/>)

1S22S22P6 (/>) 1S22S22P63S23P6 (/>)

Ионная связь наиболеехарактерна для неорганических соединений.

II. Ковалентнаясвязь

Тип химической связимежду атомами, возникающей при обобществлении электронов, которые принадлежатэтим атомам.

Для объясненияковалентной связи используют 2 метода квантово-механического расчета:

1. метод валентныхсвязей (МВС)

2. методмолекулярных орбиталей (ММО)

Согласно методу валентныхсвязей ковалентная связь образуется не путем передачи, а путем обобществлениянеспаренных электронов с антипараллельными спинами по 1-му от каждого атома. Образовавшаясяв этом случае электронная пара принадлежит обоим атомам. /> />−/>– обозначение ковалентной связи.

Чем в большей степениперекрываются атомные орбитали, тем прочнее связь.

Перекрывание атомныхорбиталей возможно лишь при их определенной взаимной ориентации в пространстве.

Ковалентная связь вотличие от ионной имеет направленность.

Атомные орбитали могутперекрываться двумя способами:

1-ый способ: перекрываниев направлении главных осей (осей, связывающих ядра).

Образовавшаяся при этомперекрывании ковалентная связь называется s-сигма связь.

2-ой способ: P-орбитали с параллельными осями.

Боковоеперекрывание образует p-связь,менее прочную связь чем s-сигма. В соответствии с правилом Паули между двумя атомами может быть либо 1s-сигма связь, либо 1s-сигма и 1p-связь, либо 1s-сигма и 2p-связи.

/>Связи:

/> одинарная 1s −

/> двойная 1s+1p =

/> тройная 1s+2p ≡

Приувеличении кратности, длина уменьшается:

одинарная– 1,54 />

двойная– 1,34 />

тройная– 1,2 />

Так как нахождение 2-хэлектронов в поле действия 2-х ядер энергетически выгоднее, чем пребываниекаждого электрона в поле своего ядра, то в образовании ковалентной связипринимает участие все одноэлектронные орбитали внешнего энергетического уровня.Например, атом азота имеет три неспаренных электрона на внешнем уровне и можетобразовывать за счет таких электронов 3 ковалентных связи:

N 2P

/>/>/>/>/> 2S ↑ ↑ ↑

/>/> ↓↑

Числонеспаренных электронов может увеличиваться при переходе атома в возбужденное состояниеза счет “расспаривания”: у /> в этом случае атом способенобразовывать 4 связи. “Расспаривание” электрона требует затраты энергии,которая компенсируется при образовании связей.

При участии в образованииs-связей орбиталей разных типов,например, в молекуле /> следовало бы ожидатьформирование связей, отличающихся друг от друга по длине и прочности. Однаковсе связи />−/>равноценны ирасполагаются симметрично друг другу. В рамках МВС эти факты объясняются наоснове концепции гибридизации атомных валентных орбиталей. Согласно ей ввалентных состояниях электроны распределяются не на чистых S и P орбиталях, а на смешанных (гибридных). Число гибридных равночислу атомных орбиталей. Гибридные орбитали одинаковы по форме и энергии. В отличииот атомных орбиталей гибридные более вытянуты в направлении образования химическойсвязи.

Типы гибридизаций:

SP3 – гибридизация – при взаимодействии 1S и 3P орбиталей,

SP2 – гибридизация – при взаимодействии 1S и 2P орбиталей,

SP – гибридизация – при взаимодействии1S и 1P орбиталей

Доля s-орбитали составляет:

SP- гибридизации – 50%,

SP2 — гибридизации – 34%,

SP3 — гибридизации – 25%.

МВС не всегда объясняетряд свойств веществ: спектральные, магнитные.

Метод молекулярныхорбиталей предполагает, что при образовании ковалентной связи атомные орбиталиобразуют молекулярные орбитали. С позиции ММО каждый электрон принадлежит всеймолекуле и движется в поле всех её ядер и электронов, т. е. находится наорбитали, охватывающей всю молекулу. Такая орбиталь называется молекулярной.Молекулярная орбиталь (МО) представляет собой линейную комбинацию атомных орбиталей:yAB=yA+yB.При сложении волновых функций атомных орбиталей образуется связывающаямолекулярная орбиталь. При вычитании образуется разрыхляющая молекулярнаяорбиталь. При переходе атомных орбиталей в связующую молекулярную орбитальпроисходит уменьшение энергии, а при разрыхляющих – энергия увеличивается.Связывающая молекулярная орбиталь характеризуется повышением электроннойплотности между двумя ядрами.

Образование связывающей иразрыхляющей МО из исходной АО:

Согласно ММО образованиехимического соединения возможно только тогда, когда число электронов насвязывающей МО больше числа электронов на разрыхляющих.

Полуразность числаэлектронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях называется порядком связи.

/> />

/> - порядок связи (валентность)

Ковалентная связьхарактеризуется длиной, энергией, полярностью, поляризуемостью и имеетопределённую направленность в пространстве.

С увеличением кратностисвязи, длина связи уменьшается:

/>−/>0,154 нм

/>=/>0,134 нм

/>≡/>0,12 нм

Энергия связи – энергия,которую надо затратить, чтобы разорвать химическую связь. Тоже количествоэнергии выделяется при образовании химической связи. С увеличением кратностисвязи, энергия увеличивается. Энергия p-связи меньше энергии s-связи.

Ковалентная связь можетбыть:

1. полярной (еслиатомы различаются по электроотрицательности, то электронная пара будетсмещаться к атому с большей электроотрицательностью) />

2. неполярной (междуатомами 1-го типа, с одинаковой электроотрицательностью) />−/>

Мерой полярности служит дипольныймомент:/>, где

/>−заряд электрона,

/>−расстояние между центрамизаряда.

С увеличениемэлектроотрицательности одного из атомов полярность молекулы увеличивается.

Процесс смещенияэлектронной пары к наиболее электроотрицательному атому называется поляризацией.

Поляризуемость –динамическая поляризация, способность молекулы изменять свою полярность поддействием внешнего электрического поля. Поляризуемость уменьшается суменьшением размера атома:

/>−/>>/>−/>>/>−/>>/>−/>

III. Координационнаясвязь – (донорно-акцепторная) может рассматриваться, как результат наложения ионныхи ковалентных связей

Координационная связь,как и ковалентная связь обладает определенной жесткостью, однако атомы,образующие эту связь несут на себе /> как в ионной связи. При образованиикоординационной связи атомы приобретают заряды. Образование координационнойсвязи происходит в результате обобщения пары электронов, принадлежащих только одномуатому – донору, в то время как второй является акцептором, имеющим свободнуюорбиталь.

Классический примеробразования иона аммония:

/>/>/>/>/> 2S ↑ ↑ ↑

/>/> ↓↑

2S22Px12Py12Pz1

Разновидностьюдонорно-акцепторной связи является семиполярная связь. Она образуется, как идонорно-акцепторная, но донор заряжён положительно «+», а акцептор отрицательно«−».

IV. Металлическаясвязь

При обычных условияхметаллы, за исключением ртути Hg,существуют в виде кристаллов. Взаимодействие, удерживающее атомы металлов ведином кристалле, называется металлической связью.

Природа металлическойсвязи подобна ковалентной связи: оба типа связи основаны на обобществлениивалентных электронов. Однако в атомах металлов количество таких электроновменьше количества вакантных орбиталей. Электроны слабо удерживаются ядром. Поэтомуони могут переходить из одной орбитали в другую. Стремясь принять болееустойчивое состояние, а это структура инертного газа, атомы металлов довольнолегко отдают валентные электронные электроны, превращаясь в положительно заряжённыеионы. Внутри этой решётки находятся валентные электроны, которые не принадлежатконкретно какому-то атому. Благодаря малым размерам электроны более или менеесвободно перемещаются по всему объёму кристаллической решётки, поэтомувозникает большое число многоцентрированных орбиталей. Электроны на этихорбиталях обобщены сразу несколькими атомами.

Благодаря свободномуперемещению электронов металлы обладают высокой электрической проводимостью итеплопроводностью.

По прочностиметаллическая связь меньше ковалентной связи в 3-4 раза. Металлическая связь неимеет определённой направленности в пространстве. Электроны сталкиваясь сионами образуют нейтральные частицы, которые сразу теряют электроны: />. Электронныегазы отражают световые лучи.

В результате движениявнутри решётки электроны способны переносить тепловую энергию от нагретыхучастков к ненагретым, этим объясняется теплопроводность.

Если приложить нагрузку кметаллу, происходит деформация без разрушения решётки, металлам характернаковкость, пластичность.

V. Водороднаясвязь – одна из разновидностей межмолекулярного взаимодействия

Когда оченьэлектроотрицательный атом (/>, />, />) связан с атомом />, последний в результатесмещения электронной пары ковалентной связи к наиболее электроотрицательномуатому становится настолько электроно-дефицитным, что начинает проявлять остаточноесродство к электрону и поэтому он способен образовывать донорную связь:

Различают водороднуюсвязь: межмолекулярную и внутримолекулярную.

Энергия водородной связина 1, 2 порядка меньше энергии ковалентной связи.

VI. Межмолекулярноевзаимодействие

Взаимодействие междумолекулами без образования химической связи – это электростатическое взаимодействие(силы Ван-дер-Ваальса). Они обуславливают притяжение молекул и агрегациювещества, превращение газов в жидкое состояние и далее в твёрдое.

Различают 3 типа электростатическоговоздействия:

1. ориентационное (диполь-дипольное)– осуществляется в результате взаимодействия ориентированных полюсов полярныхмолекул при сближении

2. индукционное –электростатическое взаимодействие полярных и неполярных молекул (Допустим,встречаются полярная и неполярная молекулы. Под действием полярной молекулынеполярная деформируется и в ней возникает (индуцируется) диполь.Индуцированный диполь притягивается к постоянному диполю полярной молекулы и всвою очередь усиливает электрический момент диполя полярной группы)

3. дисперсионное –возникает в результате взаимного притяжения так называемых мгновенных диполей внеполярных молекулах вследствие несовпадения центров тяжести электронногооблака и ядер: />.

Ван-дер-Ваальсововзаимодействие очень слабо по сравнению с ковалентной связью (если энергиядиссоциации /> наатомы = 243 кДж/моль, то энергия сублимации (возгонки) кристаллов /> = 25 кДж/моль).

Вопросыдля самоконтроля

1. Основныепараметры связи.

2. Типы связи.

3. Примерысоединений с различным типом связи.

4. Межмолекулярноевзаимодействие.