Химическая связь

Химическая связь
Под химической связью понимают такое взаимодействие атомов, которое обуславливает устойчивость молекулы или кристалла как целого. Представление о химической связи берут свое начало в 19 веке , когда немецкие учёные Рихард Вильгельм Генрих Абегг и Гвидо Бодлендер в 1899 г. высказали идею о сродстве атомов к электрону – способности атомов присоединять электрон: «Вследствие того, что для существования неорганических соединений сродство атомов или отдельных групп к электрическому заряду оказывается гораздо более важным, нежели сродство их друг к другу, кажется вполне целесообразным принять за основу систематики неорганических веществ именно это сродство элементов и радикалов к электричеству...»
На основе этих представлений Абегг в 1904 г. разработал теорию электровалентности. Валентностью, по мнению Абегга, обладают ионы, и величина валентности равна заряду иона. Каждый элемент характеризуется двумя максимальными валентностями – положительной и отрицательной, сумма которых равна восьми. Одна из них, производящая более сильное действие, нормальная, другая – контрвалентность. Для семи групп периодической системы Абегг приводил следующие значения нормальных и контрвалентностей.
Следует отметить, что формулы высших оксидов и водородных соединений, приводимые Менделеевым в своей таблице, аналогичны построениям Абегга.
Затем, Бергман и Бертолле выдвинули идею о том, что все частицы обладают химическим сродством, т.е. стремятся к некому взаимодействию, которое может быть вызвано силами всемирного тяготения. Но данная гипотеза не нашла подтверждение, т.к. силы всемирного тяготения действуют абсолютно на любых расстояниях, а взаимодействие между химическими элементами ограничено расстоянием. Еще одно опровержение этой гипотезы состоит в том, что сила тяготения ненасыщаема, т.е. атомы могут соединяться бесконечное число раз, в то время, как химическое взаимодействие строго ограничено количеством соединяющихся частиц. И еще много фактов, которые доказали несостоятельность гравитационной теории Бергмана-Бертолле.
Следующий шаг в развитии представлений о химической связи - это электрохимическая теория шведского ученого Берцелиуса. Согласно этой теории атом каждого элемента имеет два полюса – положительный и отрицательный, причем один из полюсов должен преобладать над другим. Соединение атомов в молекулы, по мнению Берцелиуса, происходит за счет притяжения разноименных преобладающих полюсов. Сначала данная теория казалась правдоподобной, но с изучением молекул газов, например водорода, кислорода, данная теория не нашла подтвержений. Так как, такие молекулы как H2, Cl2, O2 – довольно прочные, но в то же время состоят из атомов, обладающих одинаковым преобладающим полюсом.
В 40-х годах прошлого века французские ученые Дюма и Жерар выдвинули теорию типов. Согласно этой теории химические свойства веществ связаны с аналогией в составе их молекул, и почти не зависят от природы атомов. В рамках этой теории различные органические соединения рассматривались как производные нескольких неорганических веществ. Основной ошибкой послужило то, что внутри своей теории ученые не рассматривали состав и строение молекул. Так в 1852 году Франкланд, обращая внимание на образующиеся молекулы, вводит в науку понятие «валентность», т.е. способность атомов одного элемента вступать во взаимодействие с определенным числом атомов другого элемента.
Более подробно понятие валентности рассматривает в своей теории строения органических соединений А.М.Бутлеров. Теория Бутлерова состоит из нескольких положений, которые кратко можно сформулировать так:
Атомы в молекулах соединены друг с другом в определенной последовательности согласно их валентностям.
Свойства веществ зависят от их химического строения.
Данная теория объяснила причины многообразия органических веществ, а также до конца разрешила господствующую теорию типов.
В течение ста лет после открытия теории Бутлерова, в рамках теории строения органических соединений произошли многие открытия, например в науку были введены сведения о взаимном влиянии атом в молекуле, понятие существования различных видов изомерии.
Все дальнейшие попытки объяснения природы валентных сил находились в тесной связи с представлениями о строении атома. Дж. Дж. Томсон в своей модели строения атома указывал на участие электронов в образовании связи между атомами. В 1908 г. Уильям Рамзай высказал идею о связи атомов посредством общего электрона. Нильс Бор в 1913 г. предложил динамическую модель молекулы, в которой химическая связь возникает за счёт электронов, находящихся на общей для двух атомов орбите, плоскость которой перпендикулярна линии, соединяющей ядра. Иоганнес Штарк в 1915 г. ввёл в теорию понятие о валентных электронах: согласно Штарку, валентность атома не связана с общим числом электронов в атоме, а определяется только числом поверхностных электронов. Представления Штарка о валентных электронах и модель атома Резерфорда – Бора легли в основу новых теорий химической связи.
Представления об электровалентности или полярной валентности получили развитие в работах немецкого физика Вальтера Косселя. В 1916 г. он разработал теорию гетерополярной (ионной) связи, основанную на модели атома Бора и представлении об особой стабильности двух- или восьмиэлектронных оболочек инертных газов. Реакционная способность атома, по Косселю, определяется его стремлением приобрести такую электронную конфигурацию. Учитывая тот факт, что большинство неорганических соединений полярно и способно диссоциировать на ионы, он предположил, что природа валентных сил заключается в электростатическом притяжении ионов, образующихся за счёт отдачи одним атомов одного или нескольких электронов другому.
В 1916 г. американский химик Джилберт Ньютон Льюис предложил теорию кубического атома, основанную на сходных предпосылках. Согласно Льюису, химическая инертность элементов нулевой группы периодической системы объясняется тем, что группы из двух или восьми электронов являются очень устойчивыми. По мнению Льюиса, атом гелия имеет два электрона; атом неона – два электрона, расположенных внутри куба, образованного восемью электронами. В аргоне ещё восемь электронов расположены в вершинах куба, внешнего по отношению к кубу неона. Атомы других элементам стремятся к приобретению или отдаче электронов, чтобы приобрести электронную конфигурацию инертного газа. Образование связи между одинаковыми атомами Льюис объяснил возможностью обобществления валентных электронов. Льюис предложил также способ изображения связей, в котором каждый валентный электрон обозначается точкой (формулы Льюиса).
Аналогичные взгляды высказал Ирвинг Ленгмюр, который, однако, отбросил идею о стационарном кубическом расположении внешних электронов в атоме. Ленгмюр предположил существование трёх типов валентности: положительной, отрицательной и ковалентности. Положительная и отрицательная валентности определяются числом электронов, которые атом способен соответственно отдать или принять. Ковалентность, по Ленгмюру, определяется числом электронных пар, которыми атом может владеть совместно с другими атомами. В начале 1920-х гг. английский химик Невилл Винсент Сиджвик распространил понятие ковалентности на неорганические и координационные соединения, постулировав существование похожего типа связи, в котором оба электрона связывающей электронной пары изначально принадлежали одному из соединяющихся атомов (семиполярная или донорно-акцепторная связь).
В целом можно отметить, что теории Косселя и Льюиса – Ленгмюра позволили весьма удачно объяснить, как образуются химические связи между атомами в неорганических и органических соединениях. Основанные на «полуклассической» модели атома Бора – Зоммерфельда, теории ионной и ковалентной связи удачно сочетали простоту и наглядность с новейшими современными представлениями о строении атома.
Опираясь на теории Косселя и Льюиса – Ленгмюра, в 1923 г. датский химик Йоханнес Николаус Брёнстед и англичанин Томас Мартин Лаури разработали протонную теории кислот и оснований, а Джилберт Льюис расширил представления о кислотах и основаниях, предложив электронную теорию, согласно которой кислота кислота является акцептором, а основание – донором электронных пар.
Однако многие вопросы по-прежнему оставались без ответов. Теория Льюиса – Ленгмюра не могла объяснить причины связующего действия электронной пары; помимо этого, имелось множество отклонений от правила октета. Окончательное установление природы связи между атомами оказалось возможным лишь на основании принципиально новых – квантовомеханических – представлений, в рамках которой выделилось и существует на сегодняшний день шесть видов связей:
Металлическая связь
Ковалентная связь
Ионная связь
Ван-дер-ваальсова связь
Водородная связь
Двухэлектронная трёхцентровая химическая связь