分子内の化学結合。 化学結合と分子構造 MBCの基本原理

化学結合- 分子または分子化合物内の原子間の結合。 それは電気的な性質のものです (電子と原子核の相互作用を意味します)。 分子内の化学結合は電子によって行われます（原子の不対電子のみが化学結合の形成に関与できます）。 元素の原子間の化学結合の形成には、電子の追加、供与、または共有中に外殻の再構築が伴います。 原子の相互作用中の結合の形成は、同じ主量子数を持つ軌道 (つまり、同様のエネルギーを持つ軌道) の存在下で発生します。
  化学結合の形成は、逆のスピンを持つ 2 つのラジカルの再結合中にも可能です (つまり、ラジカルのペアが一重項ネット状態で存在する場合)。 この場合、反応の活性化エネルギーは実質的にゼロであり、新しく形成された分子は基底電子状態になります。 スピンが平行な（三重項状態にある）ラジカル対の衝突の場合、ほとんどの場合、三重項対での再結合反応は起こりません。 スピンが最大の状態は不対​​電子の最大数に対応し、スピンが最小の状態は不対​​電子の最小数に対応します。 化学結合が形成されると、原子のスピンが互いに打ち消し合います。
  触媒を使用して化学結合を形成するには、反応物質と触媒の分子軌道のエネルギーと対称性が一致している必要があります。 形成される結合のエネルギーは、結合に関与する自由原子の総エネルギーよりも小さいため、得られる化合物は安定です。
  実際、あらゆる化学結合はドナーとアクセプターの相互作用の結果です。 化学結合は以下によって形成されます。
 - 原子間の電子の移動 (イオン結合の形成中)、たとえばフッ化リチウムの形成中:
    李 (1s 2 2s 1) + F (1s 2 2s 2 2p 5) = リフ (1s 2 2s 2 2p 6)
 - 電子の共有 (共有結合の形成中)、たとえば:
    ○ + ○ = O2
化学結合は 1 つの電子によって形成されます (たとえば、分子イオン H 2 + では、電子は同時に 2 つの原子核と相互作用し、等しく帯電した原子核の反発を中和します)。
  化学結合は、自由原子間だけでなく、原子価が飽和した分子間でも発生することがあります。 結合を形成するとき、原子はその価数 (外殻) を 2 個または 8 個の電子で満たす傾向があります (安定した外殻を獲得します)。 結合が形成されると、エネルギーが放出され、核間空間の電子雲の密度が増加し、相互作用する原子系の位置エネルギーが減少します（原子は ハイブリッド状態）。 化合物では、同じまたは異なる元素の原子が化学結合によって互いに接続されています。
  電子が主に存在する核間空間の領域はと​​呼ばれます 接続領域、核の外側に位置します - 緩める(化学結合は、電子が原子核間の空間の結合領域にあるときに発生します。) 複数の電子を含む原子は通常、複数の化学結合を形成します。 このような原子から形成された分子には、結合の形成に関与しない電子が含まれている可能性もあります。 化学結合の基本的な性質 - 強さ, 長さ, 極性。 化学結合は物質の分子内に存在するだけでなく、分子間でも形成されることがあります（たとえば、液体フッ化水素（HF）、水（H 2 O）、または混合物（H 2 O + NH 3）中で）。
  接続が切断される可能性は、 分極率。 いくつかの種類の化学結合が知られています: 水素、イオン、共有結合 (無極性および極性)、および金属。 一部の物質では、結合の種類は物質の凝集状態によって異なります。たとえば、固体状態の塩化銀 (AgCl) はイオン結合を持ちます。
気相では共有結合しており、気相では PCl 5 化合物は分子で構成されています。
結晶形 - イオン (PCl 4 +) および (PCl 6 -) から。 特定の元素の化学結合の最大数は制限されています。
* 外殻内の電子の数（1つの結合に1つの電子が使用されます）
* 結合形成後の多電子原子の既存の外殻に含まれる電子の数
  安定した化学結合を形成するには、励起による原子エネルギーの増加が、形成される化学結合のエネルギーよりも小さいことが必要です。 原子間の結合は2個だけでなく、1個または3個の電子を共有することでも形成されますが、その結合は通常より弱くなります。 共有結合性。 空の（電子を含まない）軌道は結合の形成に関与することができます。 一電子結合が形成されると、電子一個だけのエネルギーが減少します。 3 つの電子の共有の結果として結合が形成される場合、そのうちの 2 つの電子のエネルギーが減少し、3 番目の電子のエネルギーが増加して、最初の 2 つの電子のうち 1 つのエネルギーの減少を補います。 新興 2中心3電子この結合は通常の共有結合の 2 倍弱いことがわかります。
  たとえば、分子状水素イオン (H 2+) の形成中に 1 つの電子の共有が発生し、水素ヘリウム分子 (H-He) の形成中に 3 つの電子の共有が発生します。 3 電子結合には、1 つの原子の 2 つの孤立電子と、もう 1 つの原子の不対電子が含まれます。 このタイプの結合はまれであり、対応する分子は反応性が高くなります。 その後の結合が形成されるたびに、追加のエネルギーが放出されます。
  化学反応が発生すると、反応物質の化学結合が切断され、反応生成物に結合が形成されます。 電子雲の重なりが大きいほど、化学結合は強くなります。 化学反応の速度は、活性粒子の濃度と、切断された結合と形成された結合のエネルギーの差に依存します。本によると、Gankin V.Yu.、Gankin Yu.V. 一般化学。 XXI 世紀 - サンクトペテルブルク: Khimizdat、2011.-328 c.) * すべての結合は静電的な性質を持っていますが、異なるエネルギー値を持っているため、それらは 3 つの主なタイプに分類できます: - 共有結合、ホモ極性、およびヘテロ極性 - ベース両方の結合原子の電子親和力エネルギーの利用について。 - ドナー-アクセプター - 結合した原子の 1 つだけの電子親和力エネルギーの使用に基づいています。 - ファンデルワールス - 結合した原子の電子親和力のエネルギーが使用されない * 結合の形成と切断のプロセスは、連続的にまたは同時に発生します。 * 特定の原子によって形成できる共有結合の数は、外層の電子の数と、原子が外層に持つことができる電子の最大数によって異なります。 * 結合原子の中心間の距離は、結合電子の相互反発力に依存します (反発エネルギーが最小の場合、この距離は最大になります)。 * 要素が異常です- 貴（不活性）ガスおよび原子価殻に 2 つの電子を持ち（2 原子分子を​​形成し）、負の電子親和力エネルギーを持つ元素。 これらには、周期表の第 2 族の元素が含まれます。 * 低い結合エネルギーは、負の電子親和力エネルギーを持つ元素の特徴です。 * 共有結合のエネルギーは、ドナー - アクセプター結合のエネルギーの約 2 倍であり、ファン デル ワールス結合よりも約 1 桁大きくなります。 * 結合が切れるエネルギーは、分子のエネルギーとそれを形成する原子のエネルギーの差よりも大きくなります。 * 分子が原子に解離するために与えられるエネルギーは、電子のエネルギーを変化させるためにほぼ完全に費やされます。 * 分子が原子から形成されると、電子の運動エネルギーと位置エネルギーが増加します。 * 異なる種類の結合で結合できる原子から分子が形成されると、結果として生じる結合はエネルギーと長さの両方で整列します。つまり、弱い結合は強化され、強い結合は弱められます (同時に、長い結合は短くなり、短い結合は長くなります)、これは電子核異性化によるものです。 * 分子に単結合と二重結合の両方が同時に含まれている場合、両方の長さが等しくなる傾向があります (短い結合と強い結合は長くなり、長い結合は短くなります)。 * 分子が原子に崩壊すると、エネルギーが電子に吸収され、原子間の距離が増加し、原子核の実効電荷が減少します。 * 物質 (特に液体や溶液中) の原子は、異なる種類の結合によって同時に接続されることがあります。 化学反応の中間体では、中心原子がさまざまな種類の結合によって他の原子に結合されます。 * 化合物の温度安定性は、その最も弱い分子内結合のエネルギーによって決まります。 ノート:
 1 。 化学結合は電荷系によって決まるため、電気的性質を持ちます。
 2 。 原子間相互作用は化学的である場合があります ( 価数) および物理的 ( 非価)
 3 。 化学結合は単独で存在するのではなく、常に相互に影響を及ぼします。
 4 。 共有結合を持つ物質には原子および分子の結晶格子があり、イオン性化合物にはイオン格子があり、金属およびその合金には金属格子があります。
 5 。 物質（通常は炭化水素）の分子の鎖構造の場合、分子の一部が個々の結合の周りを回転することがあります。
 6 . 原子価結合法 / スキーム（または 局在電子対法） - cm。 " 原子価結合理論" (ウィキペディアより)
 7 。 分子の極性が増加すると、原子結合形成エンタルピーが増加します
 8 。 化学結合の切断、形成の過程で、急速かつ可逆的な互変異性 (分子) 再配列が発生します。
 9 。 電子対による結合は有機化合物の特徴です
 10 。 化学結合の静電モデルはイオン性化合物の特徴であり、共有結合モデルは分子性化合物の特徴です。
 11 。 多くの場合、互いに直接接続していない原子の誘導 (相互) 影響は、誘導中の電子対の変位の方向を示す矢印によって表示されます (Kulman A.G. 物理およびコロイド化学。 - M.: 1963) ): HO │ ║ Cl← C←C←O←H │ H 同様に、錯体の図式 (たとえば、 ) では、ドナーとアクセプターの結合は、ドナーからアクセプターへ向かう矢印で示されます (タイプ)
 12 。 多くの化合物 (たとえば、酸 H 3 PO 4 や H 2 SO 4) では、単結合 (P→O) と (S→O) は単結合と二重結合の中間的な性質を持っています。
 13 。 溶液中での活性複合体の出現には、多くの場合、溶媒分子間の弱い化学結合の切断が伴います。
 14 . 接続を制限する- 炭化水素。その分子には単純な（単）結合のみが含まれます。 したがって、分子は、 不飽和化合物単結合と多重結合の両方を持っています
 15 . 結果（だがしかし 理由！ クズメンコ N.E. を参照 一般および無機化学。 - M.: 1977, 474 pp.) 化学結合の発生は、相互作用する原子に対して反対のスピンを持つ共通の電子対が形成される、不対 (単一) 電子との原子軌道の重なりです。 原子軌道の重なりにより、反結合性分子軌道と結合性分子軌道が形成されます (各エネルギー状態は 2 つに分割されます)。 有向 p 軌道は s 軌道よりも重なり合う
 16 。 化学結合の形成は発熱プロセスです。 結合の多重度（次数）、そのエネルギー、結合長（核間距離）、分子の磁気特性などは、分子軌道上の電子の分布の性質に依存します。
 17 。 理論的には、ヘリウム分子は二原子である可能性がありますが、実際には常に単原子です (原子間の結合の形成には 4 つの電子 (結合性軌道と反結合性軌道にそれぞれ 2 つずつ) が関与しますが、原子の反発力が力よりも優先されます)したがって、一時的に形成された二原子分子は非常に不安定で、2 つの独立した原子に崩壊します)。
 18 。 静電理論によれば、化学結合の本質は、逆に帯電したイオン間の静電引力です。 ルイス-シジウィック理論によれば、通常の化学結合とドナー-アクセプターの化学結合はどちらも常に電子対によって行われます。
 19 。 2 中心化学結合の基礎となる電子二重項は、物質の分子内で厳密に固定された位置を占めます (つまり、局在しています)。
 20 。 化学結合の形成には、結合線に対して同じ対称性を持つ重なり合う軌道の存在と、軌道の重なり合う部分の波動関数の符号が同じでなければなりません。重なりがゼロ (正の場合)オーバーラップは負のオーバーラップによって完全に補償されます)、結合は形成されません
 21 。 2 原子のガス分子 (Cl 2、F 2、H 2、N 2、O 2) の形成は、これらの元素の原子が価電子を持っているため、共有結合によって発生します。
 22 。 重なり合う軌道が原子の結合線に対して同じ対称性を持っている場合、化学結合の形成が可能です。
.......................................................................................................
化学結合は次のように完全に特徴付けられます。
    - 長さ
    - エネルギー
    - 彩度
    - 多重度
    - 分極率
    - 極性
    - 方向
    - ハイブリダイゼーション
一般に、化学結合のセット全体は、次のようなさまざまな基準に従って分類できます。

■ タイプに応じて:
* イオン性（共有結合の無方向性および不飽和とは異なります）
* 共有結合（非極性および極性）
* 金属
* 特定（たとえば、水素、半極性など）
■ 原子または分子間で作用が起こる距離に応じて、次のようになります。
* 長距離 (分子間または弱い: ファンデルワールス結合および水素化学結合)
* 短時間作用型（または強力）
■ 結合原子間の電子密度の分布に応じて:
* 無極性
* 極地
* イオン性（極性が高い）
■ いくつかの原子間の電子密度の共有の程度に応じて:
* 非局在化された
* ローカライズされた
■ 電子密度が局在する原子核の数に応じて、次のようになります。
* 2中心
* マルチセンター
■ 空間内の電子密度の配向度に応じて、次のようになります。
* 指示された
* 無指向性
■ 相互に作用する粒子の数に応じて次のようになります。
* 可飽和
* 不飽和
ノート:
 1 。 「s-」、「p-」、および「d-」の価電子は、化学結合の形成に関与します。 d 軌道 (最大 5) が化学結合の形成に関与する場合、「オクテット則」の代わりに「18 電子則」が適用されます。 この規則に従う化合物の例は、鉄 - Fe(CO) 5、ニッケル - Ni(CO) 4、コバルト - Co 2 (CO) 8 などのカルボニル分子です (カルボニル分子では、化学結合は以下に従って形成されます)。 CO分子の不対電子対と励起金属原子の自由軌道が関与するドナー・アクセプター機構）
 2 。 化学結合を示す図は http://elementy.ru/images/eltbook/chemical_bonds_rus1_720.jpg から提供されています。
 3 。 共有結合は、原子軌道の重なり方によってさらに次のように分類できます。
    シグマ結合
    パイ結合
    デルタ接続
 4 。 共有結合的相互作用は交換相互作用と呼ばれることもあります
 5 。 ホウ化物や配位化合物では、数種類の化学結合の「重なり」（つまり、1 つの分子内に数種類の結合が存在すること）が発生します。 たとえば、複合体 (SO 4 ) には次のものが含まれます。
    - ドナー-アクセプター結合 - 銅イオン (Cu 2+) と 4 つのアンモニア分子 (NH 3) の間
    - イオン結合 - 錯体カチオン (2+) と硫酸イオン (SO 4 2-) の間
    - 極性共有結合 - アンモニア (NH 3) の窒素原子と水素原子の間、および硫酸イオン (SO 4 2-) の硫黄原子と酸素原子の間
 6 。 化学 (原子価) 結合または相互作用の主な種類:
    - ファンデルワールス相互作用 (分子間の距離に大きく依存する物理結合)
    - 水素結合 (特殊な種類の弱い共有結合)
    - イオン（または電子結合）結合
    - 共有結合（ホメオポーラとヘテロポーラ、または非極性と極性）結合
    - 金属接続
    - 座標接続
分子間相互作用力も結合の形成に関与します。
 7 。 結合の種類に応じて、物質の構造は次のようになります。
    - 分子（物質は分子で構成されています。これには、原子構造を持つ物質（金属および非金属）も含まれます：C、Cu、Fe、K、Li、Na、Si、W）
    - 非分子（イオン性化合物 - 金属と非金属の化合物：水素化物（LiH、NaH など）、酸化物（CaO、FeO、MgO など）、アルカリ（KOH、NaOH など）、塩（ CuSO 4、NaCl など)、沸点と融点が高い)。
 8 。 化学反応が起こる可能性があります (Nikolsky A.B.、Suvorov A.V. Chemistry: 大学向け教科書 - サンクトペテルブルク: Khimizdat、2001. - 512 p.):
  - 新しいつながりの形成とともに。 例えば：
    I 2 (ガス) + 3Cl 2 (ガス) = 2ICl 3 (ガス)
(1 つの結合 (I-I) と 3 つの結合 (Cl-Cl) の代わりに、6 つの結合 (I-Cl) が形成されます)
  - 既存の接続を再配布します (接続の数と性質は維持されます)。 例えば：
    SO 2 (ガス) + SCl 4 (ガス) = 2SOCl 2 (ガス)
 9 。 酸化還元反応において電子の移動が不完全な場合、結合の極性のみが変化します。以下に例を示します。
    CH 4 (ガス) + 2Cl 2 (ガス) = C (固体) + 4HCl (ガス)
(低極性結合 (C-H) の代わりに、高極性結合 (H-Cl) が表示されます)
 10 。 強い化学結合と弱い化学結合の違いは、主に形成エネルギーの量にあります。弱い結合の形成エネルギーは、共有結合の形成エネルギーよりも一桁低いです。 すべての化学結合は同じ性質、つまり荷電粒子の電気的相互作用を持ち、粒子の強い相互作用と弱い相互作用の間に明確な境界はありません。 化合物のすべての特性と特徴 (組成、特性、構造) は、主な化学結合の種類によって決まります。
 11 。 化学結合は電子雲の重なりによって形成されるため、それが重要であるほど結合は強くなります (たとえば、p 軌道は s 軌道よりも重なり合います。電子密度の再分布の程度に応じて、結合はより強くなります)共有結合性（非極性および極性）とイオン性（強い極性）に分けられます。
 12 。 周期表の異なるグループの元素の化学結合は、異なる性質を持っています。 すべての元素はゼロではない電気陰性度を持っているため、すべての化学結合はある程度共有結合しています。 遷移元素の化合物における化学結合は、次のような ns 軌道および (n-1)d 軌道の電子によって行われます。
    - 不飽和 (_d 0 で)
    - 半分飽和 (_d 5 で)
    - 飽和 (_d 10 で)
..........................................................................................................

アクセプター- 化学結合を形成するための空の（自由な）軌道（孤立電子対を受け入れる）を提供する素粒子（原子、イオン、または原子団） 相互作用は疎水性です- 水中での非極性粒子（分子またはその残留物、分散相粒子など）間の強い引力。水分子間の水素結合の高いエネルギーが、非極性粒子との相互作用エネルギーを超えているためです。 たとえば、水分子によって形成される強い水素結合の空間ネットワークを破壊することなく、非極性分子を水に導入することは不可能です。
  疎水性相互作用は、空気および非極性の液相および固相との界面における水溶液からの界面活性剤の吸着の原動力となります。 疎水性相互作用の例 - 凝固、非極性相間の水性膜の破壊
や。。など。 インタラクションは分散的です- 瞬間双極子と誘導双極子の間で発生し、正に帯電した原子核 (たとえば、He 分子内の 2 つの電子) に対して 1 つまたは 2 つの電子が片側に移動することにより、多電子粒子で発生します。 電荷の変位により、周囲の粒子に作用する瞬間的な双極子の出現が生じ、それらに双極子モーメントが誘導されます。

ドナーとアクセプターの相互作用（共通電子対の形成メカニズム）は次のとおりです。
  * ドナー-アクセプター - 一方の原子 (ドナー原子) は一度に 2 つの電子 (孤立電子対) を提供し、もう一方 (アクセプター原子) はこの電子対に自由軌道を提供し、結合の形成につながります。 たとえば、アンモニウムイオンが生成される場合:
NH 3 + H + = NH 4 + (窒素には 4 つの共通電子対 - 4 つの共有結合がありますが、そのうちの 1 つはドナー - アクセプター機構によって形成されます)。 窒素、酸素、フッ素の原子は電気陰性度が高いため、供与体-受容体機構に従って、それらの原子が関与する追加の結合が化合物中に現れる可能性があります。 (HF) n、(H 2 O) n タイプの化合物が形成される可能性があります。
  * 交換 - 各原子は、1 つの不対電子を共通の電子対に供与します (つまり、ドナー分子とアクセプター分子の間に化学結合を形成せずに電荷移動が発生します)。たとえば、水素分子では、
(H * + * H = H:H)、化合物 (H 3 C + CH 3 → H 3 C) : CH 3) または塩素分子内 Cl 2
ノート:
 1 。 一般に、「ドナーとアクセプターの結合」または「調整結合」という用語は正しくありません。これらは特別な種類の結合ではなく、その形成の特徴を説明するモデルです。
 2 。 共有結合形成のドナー-アクセプター機構は、化学結合の形成に関与する共通電子対の起源においてのみ交換機構と異なります。 帰納的相互作用- 定数と誘導（誘導）双極子の間で実行されます。

分子間相互作用- 分子間の相互作用。既存の化学結合の破壊や新しい化学結合の形成にはつながりません。 物質の構造特性やその他の特性の多くは、このような相互作用に依存します。 方向の相互作用- 永久双極子である分子間で実行される 内旋- 分子フラグメントを接続する単純な化学結合を中心とした互いに対する分子フラグメントの回転 (単純な結合とは異なり、二重結合を中心とした回転は不可能です。これはパイ軌道の破壊を引き起こすためです) ヘテロ価/イオン価/電子価- ある原子から別の原子への電子の[ほぼ]完全な遷移中に形成されるイオンの静電相互作用によって生じるイオン化学結合を形成する原子の能力の尺度。 これは、原子が放棄した、または別の原子から受け取った電子の数に等しい（対応するイオンの電荷と一致する） 不均一分解- 化学結合の切断。結合を形成している電子対が原子の 1 つと残ります (この場合、通常、イオンが形成されます)。 ヘテロリシスはエネルギー的に (300 ～ 650 kJ/mol) 不利です。 ホモリシスハイブリダイゼーション- 原子軌道のエネルギーが均一化され、同時にその形状が変化する現象。 ハイブリダイゼーション中、原子軌道は、原子核を結ぶ軸に沿って、この軸に垂直に、または平行な平面内で (d 軌道の形状が完全に一致して) 重なり合うことがあります。 共有結合が形成されると、原子軌道のハイブリダイゼーションが発生し、軌道の形状とエネルギーが変化し、より効率的に重なり合います。 超共役- 充填結合軌道との重なりによる部分的に充填または自由軌道の安定化を伴う、単純な複数の化学結合の共役のタイプの 1 つ ホモリシス- 化学結合の切断。結合を実行する電子対が、結果として生じるフラグメント (フリーラジカル) 間で分割されます。 それぞれが 1 つの結合電子を保持しています。 ホモリシスはエネルギー的に (300 ～ 650 kJ/mol) より有利です。 不均一分解リンクグループ- 一緒に考慮される 2 つ以上の結合のセット (たとえば、分子内の結合のグループ)。 それは次のように特徴づけられます。
- 結合間の角度
- 双極子モーメント
- すべての結合の合計エネルギー 電荷キャリアの非局在化- 特定の原子または原子群からの電荷キャリアの放出。 この場合、電荷キャリアは、電位差の影響下で（たとえば、共有結合または金属化学結合により）物質全体を自由に移動できます。 ダイポール- 2 つの等しいが符号が反対の電荷からなる電気的に中性のシステム。 これは通常、電子対が原子核の 1 つへ移動することによって発生し、その結果、クーロン メートル (C m) またはデバイ (D) で測定される双極子モーメントが現れます。
1D = 0.333 . 10-29Cl . メートル ダイポール長- 正電荷と負電荷の中心の変位の大きさ。 個々の結合の双極子長は常に結合長よりも短くなります。 リンク長さ(1 pm = 10 -12 m) - 系のエネルギーが最小になる、隣接する化学的に結合した原子の核間の距離。 結合長は、元素の原子番号が増加するにつれて増加します。 増やす場合 多重度結合すると、その長さが短くなり、結合エネルギーが増加します。多重度が同じであれば、長さが短くなるほど、結合エネルギーは大きくなります。 一般に、電子雲が重なっているため、化学結合の長さは原子半径の合計よりも短くなります。 さまざまな種類の炭素原子の結合長の例は次のとおりです。
(C-C) - 0.154 nm
(C=C) - 0.134 nm
(С≡С) - 0.120 nm
最も短い結合は、HD 分子内の水素原子と重水素原子の間です (0.074 nm)。 結合の長さはハイブリダイゼーションにも依存します (http://hybridation.ru/influence.htm)。たとえば、(C-H) 結合の場合、それは (nm) に等しくなります。
- p-ハイブリダイゼーションの場合 (CH ラジカルの場合) - 0.1120
- sp 3 ハイブリダイゼーションあり (メタン CH 4 の場合) - 0.1090
- sp 2 ハイブリダイゼーションあり (エチレン C 2 H 4 の場合) - 0.1069
- sp-ハイブリダイゼーションあり (アセチレン C 2 H 2 の場合) - 0.1060
同じ原子の場合、ドナーとアクセプターの結合の長さは共有結合よりも長くなります。 シグマ結合の形成に関与する原子の価数状態に応じて、その長さは変化します。 ドナー- 形成のために電子対を提供する粒子 (原子、イオン、または分子) 共有結合性または 調整コミュニケーション 価数単位- 1 つの化学結合。 化合物内の原子価単位の総数は、元素の原子価と原子数の積に等しくなります。 たとえば、化合物 (P V 2 O II 5) の場合、原子価単位の総数は 10 です (リンの場合: 2*5=10、酸素の場合: 5*2=10)。 分子の剛性- 原子の最初のイオン化ポテンシャルの値と電子親和力の最初の値の間の半値。 価電子は分子の剛性に大きな役割を果たします 結合剛性- 結合長の変化を引き起こす外部影響に対する耐性 原子電荷が有効:
  - 化合物内の特定の原子に属する電子の数と自由原子の電子の数の差
  - 相互作用する原子核の 1 つへの電子対の移動により原子が受け取る電荷
  - 化学結合の形成後に核のすぐ近くで生じるその総電荷
  電気陰性度の高い元素の原子は電子をより強く引き付けるため、原子はその原子に近づき、追加の負の電荷を受け取ります。 効果的、結合した原子は等しい正の電荷を獲得します。 電子が両方の原子に同じように属している場合、有効電荷はゼロに等しくなります (たとえば、イオン性化合物では、有効電荷はイオンの電荷と一致し、他のすべての粒子では中間の値になります)。
  2 を超える実効原子電荷を持つ化合物はありません (通常、実効電荷は酸化状態よりも大幅に低くなります)。 同じ原子の化合物では、その有効電荷は酸化状態の増加とともに減少します (例: Cr +2 Cl 2 - Cr +3 Cl 3 - K 2 Cr +6 O 4)。 形式価数が増加すると、共有結合の割合が増加します (これは、結合の数が増加するにつれて結合の極性が減少するためです)。 形成される化学結合の極性の性質は、原子の実効電荷の符号に依存します。 結合イオン性- 分子の原子のエネルギー特性を使用して決定できます。 結合のイオン性が最も高くなるのは、s 元素のフッ化物および塩化物です。 理想的な (100%) イオン結合は実際には存在しません。イオン性化合物であっても、ある原子から別の原子への電子の完全な移動はありません (電子は部分的に共通に使用されます)。 電子殻の変形により、結合のイオン性の程度が低下し、極性の共有結合に変化します。 たとえば、塩化水素 (HCl) 分子の双極子モーメントを測定すると、水素原子は電子の電荷の 0.2 分の 1 に等しい正電荷を持っていることがわかりました (塩素原子も同様の負電荷を持っています)。 したがって、H-Cl 結合の 20% はイオン性です。 比較のために、塩化ナトリウム (NaCl) は 90% のイオン結合を持ち、CO 分子内の結合のイオン性の度合いは 2.1% です。 結合のイオン性が増加すると、電子環境はより球面対称になり、分子の解離がより顕著になります。 結合のイオン性は分子の構造に大きく依存します。 実際のイオン電荷の値は結合のイオン性の程度に依存します 共有結合性:
  - 特定の原子によって形成される共有結合の多重度の合計に等しい
  - 電子対の社会化によって生じる接続の合計に等しい
  - 原子が 2 つの電子 (各原子から 1 つずつ) から生じる共有化学結合を形成する能力の尺度
  通常、1 からグループ番号に等しい最大値までの値を取ります。 たとえば、周期 II の元素は共有原子価が 4 です (共有原子価は 1 です)。 s- そして3つ p- 軌道)。 共有原子価と電子原子価は、化学結合における 2 つの極端な関係であり、フッ化物 CsF の分子では、電子が約 93% の確率で Cs から F に移動し、残り (7%) が電子原子価に渡されます。結合電子が両方の元素の原子に属する時間 (つまり、7% 共有結合) (http://www.knigi.dissers.ru/books/1/4332-7.php)
伸縮振動- 結合方向に沿った結合原子の振動。 それらは次のとおりです。
  - 対称 ( ○ → ○ ← ○)
  - 反対称 ( ○ → ○ → ○)変形振動- 結合間の角度が変化する原子の振動 ( ○-♂-○)コレクション- 「交換メカニズム」の同義語 星座・配座:
  - 原子またはそのグループの状態。結合していない原子間の距離が異なる特定の構成の分子。単結合を中心とした回転の結果としてのみ相互に変化します。
  - 特定の時間における空間内の分子の核の任意の位置 調整- ホールディング リガンド配位化学結合の形成により中心原子の近くに位置します。 例えば、化合物（NCS）における配位は、窒素原子Nを介して行うことも、硫黄原子Sを介して行うこともできます（硫黄原子を介して配位すると、結合（C-N）の多重度が増加し、結合（C-S）が近づく）シングル] 通信多重度:
  - 化学結合の形成に関与する共有電子対の数
  - 結合性軌道の電子数と反結合性軌道の電子数の差の半分に等しい
  多重度が高くなるほど、原子間の結合が強くなり (結合長が短くなり)、結合エネルギーが大きくなります。 異なる多重度の共有結合の例: 単一 (F-F)、二重 (O=O)、三重 (N≡N)、および四重共有結合は、NH 3 分子の孤立電子対が自由軌道と相互作用するときに発生します。 H + イオン (2 電子原子雲窒素原子が 2 電子分子窒素原子に変わります。H + イオンの電荷はすべての原子間で非局在化されます)。 たとえば、酸素分子の結合多重度は 2 です (結合性軌道には 8 個の電子が含まれ、反結合性軌道には外層からの 4 個の電子が含まれます。結合多重度の別の例:
  - 単 (シグマ) 結合: H 3 C-CH 3 (エタン中)
  - 二重 (パイおよびシグマ) 結合: H 2 C=CH 2 (エチレンの場合)
  - 三重結合 (2 つのパイと 1 つのシグマ): H-C≡C-H (アセチレン中)
ノート:
  1 。 結合多重度がゼロということは、そのような分子が通常の条件下では存在しないことを意味します。 例として、擬似分子 Be 2 (反結合性軌道と結合性軌道上に 4 つの電子がペアで配置されている) または Ne 2 (すべての反結合性軌道が電子で占められている) を挙げることができます。
  2 。 価電子結合法では、結合の多重度（極性）は共有電子対の数によって決まり、分子軌道法では結合電子の数によって決まります。
  3 。 共役系における結合の多重度は整数値ではありません。 結合多重度が増加すると、原子の反発エネルギーが増加します
  4 。 Cl原子には未使用の電子対があり、空になっているため、 3D軌道は、結合を形成するときにアクセプターとドナーの両方として機能することができ、Cl 2 分子内の実際の結合多重度は 1.2 です (与性メカニズムを参照)。
  5 。 原子価は、特定の原子によって形成される結合の多重度の合計によって表すことができます。 原子の価数は、不対電子の数だけでなく、空軌道や孤立電子対の存在にも依存します。
電荷キャリアの局在化- 共有結合の化学結合の形成中など、電荷キャリアと特定の原子または原子団との「結合」 原子価結合・スキーム法（または 局在電子対) - 共有結合の形成に関する 3 つのメカニズム (与性結合、ドナー-アクセプター結合、および交換結合) を調べます。 たとえば、交換機構によれば、次のような逆平行スピンを持つ 2 つの不対電子によって化学結合が形成されます。 H + Cl↓ → H↓Cl)、つまり 共有結合は次のように考えられます 2中心そして 二電子（一対の電子は社会化され、原子間の空間に局在していると考えられます（電子密度は原子核間の空間に集中し、原子核を保持しています））。
  共有結合の形成には、相互作用する原子の価電子軌道の重なりが伴います (重なり密度が大きいほど、核間の距離は小さくなります)。 共有結合は、たとえば H 分子の特徴です : ん、ん : Sなど）。 原子またはイオンが形成できる基本的な化学結合の数は、その価数に等しい。 この方法は視覚的ですが、分子の磁気特性を説明することはできませんが、その助けを借りて、原子の価数能力と結果として得られる分子の形状を予測することができます。 分子軌道法- 分子軌道の考え方を使用し、分子内の電子密度の分布を示します。 分子は原子核と電子からなる単一系として考えられます。 分子軌道は原子軌道の加減によって形成されると考えられています（形成される分子軌道の数は、結合に関与する原子軌道の数に等しい）。 結果として得られる分子軌道は、元の原子軌道 (たとえば、相互作用しない 2 つの水素原子 (1s 1 と 1s 2)) に比べてエネルギーが低くなります。
  使用する場合、化学結合は次のように考えられます。 マルチセンターそして 多電子、分子軌道は核間軸に対して 90°回転します。 分子内の電子は独自の量子数セットによって特徴付けられ、分子軌道上の電子の分布は次のとおりです。 パウリの原理, 最小エネルギーの原理そして フントの法則。 分子軌道法における結合の次数（多重度）は、結合電子と反結合電子の数の半差によって決まります（たとえば、結合多重度がゼロの場合、水素分子とヘリウム分子は形成されません）。 移行- 分子の再配列（または同じ分子内の新しい位置への結合の移動）中の原子または基の移動。 多重結合が移動すると、炭化水素鎖のある原子から別の原子に移動します。たとえば、次のようになります。
  C-C-C-C = C... → C-C-C = ち、ち...
多重結合の移動は脱プロトン化プロセスの特徴です メカニズムは与与的です- ドナーとアクセプターの相互作用の一種。 その最も明白な兆候は、2 つの塩素原子の相互作用中に Cl 2 分子内に結合が形成されることです。 ドナー・アクセプター/調整機構- ドナーからアクセプターへの孤立電子対の移動による共有結合の形成の場合に現れます。例:
(: H) - + o H + → H : H
陰イオンはどこにありますか ( : H) - - 電子対のドナーとして機能し、H + カチオンはそのアクセプターです (自由軌道を提供します)。
  このメカニズムは、中心原子と複雑な化合物の配位子との間の結合の形成に典型的なものです（たとえば、K 3 塩では、Fe 原子は 6 つの自由原子価軌道を提供し、そこに電子対が炭素原子から移動します） CNグループ）。
  ドナー-アクセプター機構によって形成される結合（硝酸分子内）の例（矢印で示す） H-O-N=O ↓ O 交換/ピアメカニズム- 例えば、水素分子の形成中に、2 つの中性原子の電子を共有する場合に現れます (各原子は、1 つの不対電子を共通の電子対に譲ります)。
H + H → H : H 分子双極子モーメント- 分子内の電荷の配置を特徴づけます。 このモーメントが大きくなるほど、分子内の電荷 (極性基と官能基、個々の原子とイオン) の位置の対称性が低くなります。 分子の双極子モーメントは、原子の電子殻の変位により (つまり、正電荷と負電荷の中心の不一致により) 外部電場にさらされたときにも発生します。つまり、電気双極子が現れます。 誘起される双極子モーメントの大きさは、電荷に作用する力に比例します。 分子内の個々の結合が極性であっても、対称分子の双極子モーメントはゼロであり、多原子分子では個々の結合の双極子モーメントのベクトル和に等しくなります。 分子の双極子モーメントの大きさは、孤立電子を含む軌道の磁場にも影響されます。 分子の双極子モーメントは分子間相互作用のエネルギーに大きく影響します。 複合体 (3 つ以上の原子を含む) 分子の双極子モーメントは、結合の極性とその形状の両方に依存します。 双極子結合モーメント- 結合極性の尺度を特徴づけます。 これは、結合の形成中に原子間に生じる電荷量 (q) と双極子の長さ (原子間の距離) の積に等しい: ( m = q*l）。 結合双極子モーメントは、永続的なものまたは誘導されたもの (誘導) のいずれかです。 これはベクトル量であり、多原子分子の場合、その値は極性結合の存在、その数と方向に依存します。 双極子モーメントを取得するには、結合の極性に加えて、空間内の対応する位置が必要です。 結合の双極子モーメントは、お互いを強化したり弱めたりする可能性があります。 極性結合には、ゼロとは大きく異なる双極子モーメントがあります。 結合の双極子モーメント 異なります分子の双極子モーメントから（分子内にはいくつかの結合が存在でき、その双極子モーメントはベクトルの法則に従って合計されます）。 たとえば、対称性の高いメタン分子 (CH 4) では、結合双極子モーメントのベクトル和はゼロであり、極性 HCl 分子は原子の s 電子雲と p 電子雲の重なりによって形成されます。
  通信方向- 多原子粒子 (ラジカル、分子、イオン) および非分子化合物 (結晶など) 内の原子の空間配置によって引き起こされます。 それは通常、原子軌道の混成と概念に関連しています。 結合角。 共有結合の方向は、共通の電子対を形成する電子軌道の最大の重なりの方向に形成されます（つまり、結合の電子密度のシフトの方向を示します。通常、電気陰性度の低いものから電気陰性度の高いものへ）原子）。 結合の形状は軌道の形状によって異なります。 という現象を引き起こしてしまうのです 異性化そして物質の[結晶]化学構造を決定します。 相互作用する原子核を結ぶ線に沿って s クラウドの重なりが発生する場合、その結果生じる共有結合はシグマ結合と呼ばれます。 例えば、フッ化水素（HF）分子が形成されるとき、水素原子（H）のs雲とフッ素原子（F）のp雲が重なり合います。 通信の飽和- 共有結合型の結合を持つ厳密に定義された数の電子対のみを形成する原子の特性 (原子によって形成される結合の数は、その外部原子軌道の数によって制限されます: 1 電子、自由電子、2 電子) ）。 結合の飽和は電子対の形成によるものです。 共有結合の特性としての飽和は、原子に特定の数の不対電子がある場合、そのすべてが共有結合の形成に関与する必要があることも意味します。 結合の飽和により、分子の組成が一定に保たれ、「原子価」の概念が定義されます。 飽和により、分子は厳密に定義された組成を持ちます (例: H 2 O、NH 3 など)。 通信の飽和- 共有結合における原子の反発現象 三つ子原子の状態（平行スピンを持つ）。 たとえば、水素分子は 2 つの原子のみで構成されます。3 番目の水素原子は分子と結合を形成できないためです。そうしないと、スピンは分子内の電子のスピンの 1 つと平行になります。 化学結合の飽和はパウリの除外の対象となります。 原子の外殻に不対電子が存在しない場合、結合は飽和しているため、他の原子を追加して化学結合を形成することは不可能です。 求核試薬 (求核性粒子) は、新しい共有結合を形成するために使用できる孤立電子対を持つ粒子です。 求核剤は必ずしも陰イオンである必要はありません。 たとえば、アンモニア分子は窒素原子に孤立電子対を持ち、求核剤であると同時に電気的に中性です。 1 つの接続- 結合電子の共有ペア 軌道局所化- 結合を形成する電子の状態を記述する波動関数 (非局在化軌道は、2 つ以上の結合、または 1 つの結合と p 軌道を持つ原子に属することができます)
ノート:
 1 。 結合性分子軌道では、電子のエネルギーは対応する原子軌道内の原子よりも低くなり、その結果、エネルギーの増加と原子間の結合の強化の両方が達成されます。
 2 。 反結合性分子軌道では、電子のエネルギーは対応する原子軌道内の原子のエネルギーよりも高いため、原子から分子軌道への移行にはエネルギー消費が伴い、結合が形成されないか、結合が緩みます。
 3 。 s 軌道の電子はシグマ結合のみに参加でき、p 軌道の電子はパイおよびシグマ結合のみに参加でき、d 電子はデルタ、パイ、シグマ結合のみに参加できます。 リンク軸- 相互作用する原子の原子核を結ぶ直線 電子孤立対 (拘束力のない) - 1 つの原子に属し、混成軌道を満たしているが、結合の形成には関与していない 1 対の電子 (混成軌道の数が結合原子の数よりも多い場合)。 このような電子対は、結合電子対が占める領域と比較して、より大きな空間領域を占有します。 電子ペアが分割されました- 化学結合に関与する 2 つの電子 (各原子から 1 つ) 電子移動度- 原子核からの距離に依存します（電子は原子核から離れるほど移動しやすくなります） 水和ポリマー- 水素結合の強度が増加するにつれて、共有電子対が酸素原子に近づき、孤立電子対が酸素原子から遠ざかることにより、水中の原子価結合の極性が増加した結果として発生します。 酸素原子の 4 つの電子対すべての状態が揃うと、sp 3 - ハイブリダイゼーション彼らの 軌道。 その結果、水素結合と価数結合の性質が同一となり、両者の間に強い水和結合が形成されます。
  水中で形成された化合物では、酸素イオンの強力な四面体ネットワークが形成され、それぞれが結合します。 水分補給した隣接する4つのものとの接続。 その結果、水は硬い固体に変化します。このような水の「硬化」のプロセスは、 水和重合。 水和ポリマーは次のものに似ています
 - 原子体（その素粒子は強力で堅固な化学結合によって結合された原子であるため）
 - イオン体 (その原子はイオン化され、静電気力によって結合されているため)
 - 金属体（陽子は素荷電粒子であるため） 重合水和物- 原子、イオン、金属の重合の間のもの。 最も単純で最も耐久性の低い水和ポリマーは普通の氷です。それは原子価と原子価の完全な混成を持っていません。 水素つながり、なぜなら フィラー分子が存在しないため、効果は完全には排除されません 分散性の交流 分極- 外部の影響の結果として分子内の電荷が移動する現象。 化学結合が分極すると、共有結合の分子軌道を結ぶ電子密度がより電気陰性度の高い原子に向かってシフトします。 二重結合の分極の結果、分子は双極子構造を獲得します。 イオン性化合物の特性は、構成イオンの相互分極に依存します。 反応中の結合分極の程度は、反応が起こる試薬または溶媒によって異なります（分極の程度は双極子モーメントによって特徴付けられます）。 分子分極(静的) - 分子内の隣接する原子の相互影響。 これは分子内の電子密度を決定し、化合物の反応性に大きな影響を与えます。 分子は、互いに結合していない原子の相互影響によっても特徴づけられます。これにより電子密度が変化し、誘導効果 (誘導影響に関連する) またはメソメリック効果が生じます。 結合分極率- 分子が外部電場または他の影響にさらされた結果、結合が極性になる (または極性の大きさが変化する) 能力。 これは、結合の電子 (または他の反応粒子) の変位によって引き起こされます。 分極率は、電子殻の構造、粒子（原子、イオン、分子）の電荷とサイズに依存し、電子の移動度（原子核から遠いほど移動しやすくなります）とその数によって決まります。 。 イオンの分極率は、その分極効果と同時に現れます (分極プロセスは双方向です)。
偏光度は次のとおりです。
- 最小 - 不活性ガスの電子配置を持つイオンの場合
- 中間 - 不完全なイオンの場合 d-shell (つまり、外殻に 9 ～ 17 個の電子がある)
- 最大 - 外殻に 18 (または 18+2) 個の電子を持つイオンの場合
ノート:
 1 。 分極する能力に基づいて、粒子は「ソフト」（または分極しやすい、より多くの電子を持つ大きな粒子）と「ハード」（または分極しにくい）に分類され、分極率は粒子のサイズと数によって異なります。電子 (http://diss.seluk.ru /m-himiya/1023668-1-in-zagurskaya...)
 2 。 極性試薬に対する分子の反応性は、 極性そして 分極率共有結合 粒子の分極率- 外部電場の影響下での、粒子の原子核に対する原子、イオン、分子内の電子密度の変位。 これにより、誘起電気双極子モーメントが形成されますが、外部電場が除去されるとこのモーメントは消滅します。
通信極性- 異なる電気陰性度を持つ原子間の電子密度の不均一な分布によって引き起こされます（結合した原子に対する共有電子対の位置に応じて）。 社会化された電子対が化合物の原子核から等距離にある場合、結合は次のようになります。 無極性(たとえば、塩素分子 Cl 2 内)、それ以外の場合 - 極地(たとえば、NaCl 分子内)。 結合極性は原子の電気陰性度の違いによって特徴付けられ、評価されます。 イオン性つながりまたは大きさ 双極子モーメント(デバイで): 双極子モーメントが大きいほど、結合の極性は大きくなります。 イオン結合を持つ化合物の双極子モーメントは、配位結合や共有結合の双極子モーメントよりも高くなります。
 
  (http://himege.ru/chemical-bond-covalent-polar/slide9/ より抜粋)
たとえば、HF - HCl - HBr - HI という一連の酸では、結合の極性が減少し、結合長が増加します (ハロゲン化物イオンのサイズが増加するため、酸の強度が増加します)。 通信の順序- 結合性分子軌道と反結合性分子軌道の電子数の差を相互作用する原子の数で割った商に等しい [in 二原子粒子結合次数は結合軌道と反結合軌道の電子数の差の半分に等しく、共有結合の次数は価数と配位数の比に等しい]。 結合次数の大きさは結合強度に正比例します。結合次数が高くなるほど、結合エネルギーは大きくなり、その長さは短くなります。 結合次数は通常 1 から 3 の範囲であり、 多重度結合 - 分子軌道 (たとえば、1/2、1、3/2、2、5/2、3) を含む分数 (非整数) の場合もあります。 分数の順序が表示される 共役いくつかの原子核間の電子の非局在化の場合のシステム (つまり、これは、複雑な化合物などの多中心結合に典型的です)。
  ゼロ次では、結合は発生しません (分子または多原子系が出現するには、結合性分子軌道内の電子の集団が反結合性分子軌道の集団よりも大きいことが必要です)。 整数値 (1、2、および 3) の場合、関係の次数と多重度は同じですが、小数次数の場合は等しくありません。 結合次数が高くなるほど、結合に関与する電子の数が多くなり、結合を切断するのがより困難になります（三重結合 HC≡CH のエネルギー（962 kJ/mol）は二重結合のエネルギーよりも大きくなります）結合 H 2 C=CH 2 (712 kJ/mol) は単結合 H 3 C-CH 3 (369 kJ/mol) を超えます。たとえば、窒素分子は強い三重結合 (945.3 kJ/mol) を持っています。 。 通信順序（例）：
  * ヌル: (理論上) ベリリウム分子 (Be 2) の場合 - 結合電子と反結合電子の数は等しいはずです。 二原子ヘリウム分子 (He 2) も存在できません。2 つの原子の存在する 4 つの電子がペアで存在する必要があるからです。 緩めるそして 接続するに対応する軌道 多重度ゼロコミュニケーション
  * 分数(非整数):
    1 / 2 - 常磁性特性を持つ安定したヘリウムイオン He - 2)
    4 / 3 - 塩化アルミニウム AlCl 3 の分子内で、3 つの結合はそれぞれ 1 つの金属電子と 1 つのハロゲン電子によって形成されます。
    3 / 2 (1.5) - イオン (O 2 +) または硝酸の分子 (HNO 3)
    5 / 2 (2.5) - NO 酸化物分子内
  * 整数:
    2 - 酸素分子内 O 2 [(6 - 2) : 2 = 2]
    3 - アセチレン H-C≡C-H (3 つの電子対を共有する三重結合) と窒素 N≡N の分子内
注記.
  1 。 塩化アルミニウム AlCl 3 の分子には外部準位に孤立電子対がありません): 結合の形成に関与する 3 つの軌道すべてが混成されて平坦な三角形の sp 2 分子となり、塩素原子の軌道は 1 つの結合のみを形成します。混成されないままである (空の p 軌道アルミニウムが塩素の p 電子の孤立電子対と配位する)
  2 。 原子核の各ペアを接続する電子の平均数が 2 に等しくない化合物では、結果として生じる化学結合の多重度が異なる場合があります。
    - 1未満（電子欠損化合物中）
    - 複数（との関係で） 倍数接続)
    - 分数であること (たとえば、化合物 Al 2 Cl 3 の場合)
定電力- 分子内の原子を平衡位置から移動させるのに必要な力。 分子の原子間の化学結合の「剛性」を特徴づけます。 オクテット規則- 原子が安定した電子配置を形成したいという欲求。 それはイオン結合と共有結合で最も明確に現れます。 電子スペースバー- 配位結合を形成するときに孤立電子対を結合する能力を持つ原子 結合強度[kJ/mol] - 極性に直接依存します。 接続における結合強度の尺度は、結合形成のエンタルピーです (言い換えれば、結合強度の尺度は結合を破壊するために消費されるエネルギー量です)。 結合の強さは、その長さとエネルギーの両方、および相互作用する原子の原子軌道の重なりの程度によって決まります。 イオン結合の強さは、イオンの潜在的な相互作用エネルギーに依存します。
ノート:
 1 。 最も強い化学結合は CO 分子内にあります (1075 kJ/mol)。 化学結合が切断されると、通常、原子とフリーラジカルまたはイオンが形成されます。 たとえば、炭化水素では、加熱すると最も強度の低い「C-C」結合が最初に切断され、次により強力な「C-H」結合が切断されます。
 2 。 放射性同位体 (「標識原子」) は、化学反応の結果として切断される結合を決定するために広く使用されています。
 3 。 重水素 (D-O) および三重水素 (T-O) と酸素との化学結合は、水素 (H-O) の結合よりも強いことに注意してください。 原子の共有結合半径- 対称分子内の共有結合の長さの半分 (2 つの同一の原子間、たとえば H-H) 縁を切る.
活性化された複合体が関与する反応が発生した場合、共有結合を切断するための 2 つのオプションが考えられます。
  - 極性が高く分極しやすい結合のヘテロリティック/イオン開裂。結合電子対がイオンの形成によりフラグメントの 1 つのみに移動します。 CH3I → CH 3 +(カチオン) + :I -(アニオン)
  - 無極性または低極性結合のホモリシス/ラジカル開裂。結合電子対が分離され、各フラグメントに 1 つの非結合電子が含まれ、ラジカルが形成されます。例: CH4 → CH3*+*H
  化学結合が切断されると、不飽和原子価がフリーラジカルの形で発生します。
ノート:
 1 。 多くの反応では、化学結合を切断するのに必要なエネルギーは、分解生成物の 1 つとの新しい結合の同時形成の結果として生じるエネルギーの放出によって部分的に補われます。
 2 。 ヒドロペルオキシド（「O-OH」基を含む化合物）は、均一分解（フリーラジカルの形成を伴う）と不均一分解（分子生成物の形成を伴う）という 2 つの平行した方向で破壊できます。
 3 。 化学結合の切断には外部エネルギーの消費が必要ですが、新しい化学結合の形成にはエネルギー (通常は熱の形) の放出が伴います。 化学反応によって生じる熱効果は、結合の形成中に放出されるエネルギーと結合の切断に費やされるエネルギーの差に等しくなります。 会合反応- 新しい結合が形成される反応。 これには、溶液中のイオンとラジカルの相転移 (水和/溶媒和)、(イオンとラジカルの) 再結合反応などが含まれます。 化学的緩和- 化学結合の分解、修復、再配置によって引き起こされる緩和。 触媒の影響で流れやすい（Δ） デルタリンク- 4枚の花びらがすべて重なったときに生じる共有結合 d- 平行面に配置された軌道 (通信回線に垂直な面に対して対称に配置)。 このような結合は、特定のタイプの軌道間でのみ形成され (d-d、d-f、f-f の種類が形成される可能性があります)、そのような結合のエネルギーは最小限です (デルタ結合エネルギーは総結合エネルギーの約 14%)。 最も弱いのはデルタ結合で、最も強いのはシグマ結合です。 d 軌道の重なりのスキーム (http://physic.kemsu.ru/pub/library/learn_pos/Udin_ModelChemSoed/HTML/soder/4_3_1.htm より):
  (π) パイボンド- 非混成p原子軌道の横方向（原子核を結ぶ軸に垂直）の重なりによって形成される共有結合（そうでない場合、結合は原子核を結ぶ線の外側の原子軌道の重なりによって形成されます）。 パイ結合は通常、すでにシグマ結合で接続されている原子間に発生し、二重結合と三重結合を形成します。 このような結合は、二重結合または三重結合のシグマ結合のみを補完します (パイ結合のエネルギーはデルタ結合のエネルギーより小さいため、二重結合および三重結合は切断されやすくなります)。
重なり合う電子雲のさまざまなケース (N.L. グリンカによる):

a)そして b)- ポジティブオーバーラップ
V)- ネガティブ
G)- オーバーラップがゼロに等しい
事例 b） そして V） - 教育 パイ結合パイ結合形成スキーム
(https://spravochnick.ru/himiya/atomnye_i_molekulyarnye_orbitali/... より):
(σ) シグマボンド- 原子 (s-、p-、およびハイブリッド) 軌道のアキシャル (結合した原子の核を接続する軸に沿った) 重なりによって形成される共有結合。 一対の原子間に存在できるシグマ結合は 1 つだけです (これには単結合が含まれます)。 このような結合の最大電子密度は核間空間にあります。 シグマ結合はパイ結合よりも強いですが、パイ結合の分極率ははるかに高くなります。 シグマ結合の可能な最大数によって、錯化剤の配位数が決まります。 窒素分子 (N 2) のシグマ結合軌道の位置 - (図。Khomchenko G.P. Inorganic Chemistry の本から。 - M.: Chemistry、1978. - 448 p.)。 追加。 - 図を参照してください。 記事「双極子結合モーメント」へ:
  2センターコミュニケーション- このような 2 電子共有結合は、異なる原子に属する反対のスピンを持つ電子の対の結果として発生します。 通常、1 つまたは 2 つの電子によって形成されます (2 元素分子: HCl、H 2 O、NH 3 など)。 結合に 2 つの原子の共通軌道内に異なるスピンを持つ 2 つの電子が含まれている場合、その結合は共有結合です。 二中心結合は結合エネルギーが高い 通信 2センター2電子- 1 つの電子が占有する中心原子の価電子軌道と、不対電子が占有する配位子の価電子軌道との相互作用中に生じる共有結合。 この場合、電子が満たされた結合性分子軌道と自由な反結合性分子軌道が形成される。 このような結合は、単一の多重性、安定性、および比較的高い結合エネルギーによって特徴付けられます。 2中心2電子結合を持つ化合物の例: ClF、PF 3 、SF 2 など。
ノート.
 1 。 反結合性軌道の電子密度は原子核の外側にあります（原子核の間ではゼロです）。
 2 。 錯体化合物では、結合電子対が占める空間領域は、リガンドの電気陰性度が増加し、中心の錯形成原子の電気陰性度が減少するにつれて減少します。
 3 。 原子の基底状態の不対電子の数が、原子が形成する 2 電子 2 中心結合の数よりも少ない場合が考えられます。 通信 2-電子- 2 原子分子および 3 原子分子に存在します。 2電子結合が形成されると、2つの原子軌道が直線的に結合して結合性および反結合性の分子軌道を形成します。 2 電子結合は、次の相互作用によって形成されます。
  - 1 個の不対電子を持つ原子
  - 原子 (イオン)。そのうちの 1 つは元の原子軌道に一対の電子を持ち、もう 1 つは空の軌道を持っています。
  ボランは酸素と容易に反応し、2 電子 2 中心結合を持つ生成物を形成します。
  2B 4H 10 + 11O 2 → 4B 2O 3 + 10H 2 O
そしてボラン B 2 H 6 には 2 種類の電子結合が同時に存在します。
 - 開ける(B─B─B)
 - 閉まっている
(B─┬─B)。
    で
2電子結合の切断は、（結合を形成している電子対を切断することによって）異なる原子の原子軌道への電子の遷移を伴うこともあれば、電子対を切断せずに、両方の電子が原子へ遷移することによっても発生する場合があります。原子の 1 つの軌道 (たとえば、水素分子が 2 つの原子に崩壊するとき)。
すべて 2 電子結合を持つ化合物を形成する反応の例:
  B 2 H 6 + 2K = K 2 B 2 H 6 (=二ホウ酸カリウム) 3センターコミュニケーション- 3 つの原子に属する共通の電子対によって形成される最も単純な多中心結合。 それは 2、4、または 6 電子であり、1 つの軌道は常に結合しており、1 つは非結合であり、3 番目の軌道は弱結合または弱非結合のいずれかです。 3センター接続が可能 閉まっているそして 開ける(3中心結合を持つ分子は、結合が弱いため、より容易にフリーラジカルに分解されます)。 たとえば、硝酸 HNO 3 では、共有電子対は 1 つの窒素原子と 2 つの酸素原子に同時に属します (つまり、形成される結合は スリーセンター）。 さらに - 「1.5 接続」を参照してください。

3中心分子軌道は、分割されると非結合性、反結合性、結合性原子軌道を形成します。 接続 3 センタークローズ- 3 つの原子軌道すべてがペアで重なった場合に形成されます (形成 サイクル）。 このような結合は、分子軌道内に電子が 2 個以下の場合にのみ安定します。 閉じた 3 中心 2 電子結合の例は、ボラン B 2 H 6: (B-B-B) にあります。 3センターオープン接続- は、3 つの原子のうち 2 つの軌道が実質的に重ならない場合に形成されます (たとえば、FHF - イオンの最も外側の 2 つのフッ素原子の軌道)。 このような結合には最大 4 つの電子を含めることができ、そのうちの 2 つは非結合性軌道にあります。 外側の原子が近づくと、開いた 3 中心結合が閉じた結合に変わることがあります。 開いた 3 中心 2 電子結合の例 - ボラン B 2 H 6: (B-B-B) および (H-B-H) アトミックコネクション(ホメオポーラ、非イオン性、対電子) - 価電子の共有により形成される 2 つの原子間の結合 (たとえば、H 2 分子、N 2 分子内)。 これは、単体の分子と原子同士の化合物の両方によく見られます。 このつながりは、ダイヤモンドやシリコンの結晶にはっきりと現れています (結晶全体が 1 つの大きな分子のようなものです)。 原子価結合- 「化学結合」と同じ。 化学結合の特性は、その形成メカニズムによってではなく、相互作用する原子の性質によって決まります。 原子間に原子価結合が形成されると、それらの電子のスピンの相互補償が発生します。結果として生じる電子対は、新しく作成された分子の外側の電子レベルに入ります。 原子は、ドナー-アクセプター機構に従って結合を形成するときに追加の原子価能力を示します。 通信は次のように行われます。
  - 外側準位の価電子 s- そして p- サブレベル s- そして p- 要素
  - 価電子 d- 外部レベル以前のサブレベル、および s- 外層の副層 d-要素 ファンデルワールス接続- すべての原子の外殻が満たされているにもかかわらず、分子の弱い分子間結合 [たとえば、窒素 (N 2)、塩素 (Cl 2)、アンモニア (NH 3) の分子、および不活性ガスの原子 - He、 Ne など] ですが、分子は互いに結合します。 これらの結合は、ある分子の電子と原子核、および別の分子の原子核と電子の間の相互作用のクーロン力に基づいています。 このような結合は、分子の分極中および 2 つの誘起双極子の相互作用中に発生します。 液体および溶液中の原子は、水素結合、配位結合、およびファンデルワールス結合によって同時に結合することができます。 ファンデルワールス結合のエネルギーは水素結合より小さく、共有結合より約10倍弱い（2～20 kJ・mol -1） 水素結合- ある分子の正に分極した水素と、別の分子または同じ分子の電気陰性原子との間の化学結合。 これは特定のタイプの共有結合です（原子間相互作用の原子価タイプと非原子価タイプの間の中間結合、そうでない場合は単結合とファンデルワールス相互作用の間の中間位置を占めます）。 水素結合は多くの化合物に存在し、通常は（最も電気陰性度の高い元素として）F、N、O 原子間で発生しますが、Cl、S、および水素原子が別の電気陰性度原子に共有結合している他の非金属間ではあまり一般的ではありません。 両方の分子は結合して複合体を形成し、その中にいわゆる水素橋が存在します。 水素結合はエネルギーが分子間相互作用に近く、プロトン供与体基 (-OH、-NH 2、-NH など) とプロトン受容体原子または基 (O 2、N 2、ハロゲン) を含む系の特徴です。
  水素結合は直鎖状の 3 中心結合です (3 つの原子がその形成に関与します)。 水素結合の形成には原子が関与します。 1秒-水素軌道と 2P- 1 つの直線に沿って配向された他の原子の原子軌道。 この接続は特殊なケースです マルチセンター（過剰な電子を含む）結合。 これは、たとえば、水素原子が他の 2 つ以上の酸素原子と同時に結合した場合に発生します (水分子は 4 つの水素結合を形成できます。これは、2 つの水素原子と酸素原子の 2 つの非結合電子対によるものです)。 水素結合の長さは (270 ～ 230 pm) の範囲にあります。 水素結合のエネルギーはファンデルワールス結合のエネルギーよりも高くなります。 分子の結合により、アンモニア、水、またはフッ化水素の融点と沸点が高くなります (HF...HF 結合は H 2 O...H 2 O 結合よりも強いです)。 水素結合とその他の結合の例 (http://him.1september.ru/article.php?ID=200502306 より):

水素結合は鎖状 (ポリマー内) または環状の場合があります。
* 分子内(原子の場合 あそして でこのような結合によって接続された は、同じ物質の分子に属します。 このような結合は、H 2 O、HF、NH 3 だけでなく、アセチルアセトン (赤色) などのほとんどの有機化合物にも典型的です (http://studopedia.ru/4_176970_vodorodnaya-svyaz.html より)。

* 分子間(原子の場合 あそして でこのような結合によって接続された、さまざまな物質の分子に属します。たとえば、（溶液中の）アルコールと水の分子の間です。 分子間結合のある物質の物性（粘度、誘電率、融点、沸点など）は、水素結合のない物質とは大きく異なります。 このような結合は、酸素を含む無機酸、フッ化水素、アルコールに典型的です。 たとえば、スクロースとフルクトースは、水分子と炭水化物の OH 基の間に水素結合が形成されるため、水によく溶けます。 興味深いことに、結晶化中、そのような物質の水素結合は保存されます。 分子間結合の助けを借りて、核酸の鎖が結合して二重らせんを形成します。 以下の例では、カルボン酸内の 2 つの (赤色) 水素結合 (http://studopedia.ru/4_176970_vodorodnaya-svyaz.html より):

水素結合には次のような性質があります。 集中そして 飽和。 このような結合では、水素原子と結合を形成する他の原子の間の距離は、これらの原子の半径の合計よりも小さくなります (橋の原子間の距離は、分子内の原子間の距離よりも大きくなります)。 水素結合を持つ化合物は、沸点が互いに大きく異なることがあります [たとえば、硫化水素 (H 2 S) は温度 (マイナス 62 ℃) で沸騰し、水 (H 2 O) は温度 100 ℃で沸騰します。 o C]。 気体の酸 (H 2 S、H 2 Se、H 2 Te) とは異なり、水の分子は水素結合によって結合されているため、水の凝集状態は液体です。
ノート:
 1 。 ポリマー分子 H 2 F 2 にも水素結合が存在します。 ふ～ふ...ふ～ふ。 一般に、HF 分子は水素結合の形成により互いに結合することができます (つまり、個々の分子について話しているのではなく、ポリマー粒子について話しています)。
    H2F2 → H3F3 → H4F4 → H5F5 → H6F6
 2 。 水分子間の相互作用は非常に強いので、蒸気中でも あ x 水には、(H 2 O) 2 、(H 2 O) 3 などの組成の二量体と三量体があります。 氷の中では、水分子は 4 つの水素結合を形成します。 溶液中で連鎖が形成される可能性がある アソシエイト（特に「-OH」、「-COOH」、「-NH 2 」などの基を含む有機化合物では、水素結合が形成されるため）
 3 。 強い水素結合は HF と H 2 O の特徴であり、酸 HF (HBr、HCl、HI とは異なる) は強酸ではなく、イオン (F-H...F) と塩 KHF 2 および NaHF 2 を形成します。
 4 。 錯化剤と水分子の間の分極相互作用の結果、水素結合が共有結合になることがあります (水分子からのプロトンの除去と錯化アニオンへのプロトンの付加を含む)。
 5 。 水素結合のエネルギー (kJ/mol) は、電気陰性度が増加し、原子サイズが減少すると増加します (エネルギー値が低いため、水素結合は非常に簡単に形成および切断されます)。
 6 。 塩素は高い電気陰性度を持っていますが、塩素原子のサイズが大きいため、水素結合 -H...Cl- は比較的弱いです。
 7 。 水素結合に基づいて、過酸化H2O2分子は会合体を形成することができます。
 8 。 NH 3 アンモニア分子の水素結合は、非結合電子対の存在と「NH」結合の極性によるものです。
 9 。 水素結合が形成されると、通常、多くの二次プロセス (特にプロトン移動プロセス) が開始されます。
 10 。 水中で沸騰させても、約(80%)の水素結合は切れずに残ります。
ハイブリッド接続- 原子軌道の混成に対応する化学結合 水和結合- それが発生する接続 調整水分子の周りにある物質の分子が結晶構造の外側で水分子と双極結合を形成します。 その性質においては、原子、イオン、金属結合の中間であり、外部条件に応じて、多かれ少なかれそれらの性質を発揮することができます。 例えば、外部負荷の影響下では、水和結合は金属物質の性質を示すことができますが、圧力の増加とともに水和結合の「金属化」がスムーズに起こり、元の（原子）状態に戻ります。個別に（ジャンプで）。 Si、Al、Fe、Crなどの原子をベースとしたガスハイドレート形成の場合 発生する 水和重合。 たとえば、水和結合中に、CuSO 4 * 5H 2 O のような基が現れます (感じられませんが、「内部」水が存在します。CuSO 4 結晶自体は無色ですが、硫酸銅は青青色をしています)。 つながりは超集中的です(http://bigenc.ru/chemistry/text/2361003 より) - 中心原子が最も高い酸化状態にある非遷移元素の化合物 (IF 7、PF 5、SF 6) およびフッ化物の特徴不活性ガス（XeF 2 、XeF 4 、XeF 6）。 超原子価結合が形成されると、電子密度が中心の錯体形成原子 (ドナーとして) からリガンド (アクセプターとして) に流れます。 化学結合を形成するために、中心原子はその価数 p 軌道だけでなく、孤立電子対が占める価数 s 軌道も提供します。 超原子価結合は、結合だけでなく非結合性分子軌道も結合の形成に関与するため、通常の共有結合よりも 3 ～ 5 倍弱くなります。 超原子価結合の例は、化合物 ClF 3 の 3 中心 4 電子結合であり、2 つの非共有電子対 (4 電子) が塩素原子上に残ります。 詳細については、「Orbital-...」を参照してください。
注記.
  超原子価化合物- 原子価殻に 8 個を超える電子を持つ p 元素原子を含む分子/イオンの化合物。 通常、超原子価化合物では、2 つの結合電子対が 3 つの原子中心間に分布し、3 中心 4 電子結合を形成します (このような結合は、中心原子の満たされた原子価軌道が 2 つの原子価軌道と相互作用するときに発生します。 2 つの配位子原子の 1 つの電子） 長距離/弱い/分子間結合- 物質が気体から固体の凝集状態（相）に移行する間に現れます。 これは、b 上の個々の原子または分子の間で発生します。 ○これは短距離結合の場合よりも長い距離であり、分子内の電子の集団運動の結果です。 その強度、およびそれに伴う長さは、短距離結合の強度とは大きく異なります (たとえば、Cl 原子間の長距離結合は (334 pm)、同じ原子間の短距離結合は (午後199時））。 長距離の分子間結合は次のように分類されます。
  * 特定の（間に現れる） 補完的な分子、つまり 相互に対応する特別なセクションを持つ分子 (「キーロック」など)、次のことが考えられます。
    - 水素（分子内および分子間）
    - 調整
  * 普遍的 - あらゆる分子間の相互作用として現れます。これには次のようなものがあります。
    - 分散性
    - 誘導
    - 分散性
注記.
  このタイプの結合には、複合体におけるファンデルワールス相互作用およびドナー-アクセプター相互作用も含まれます。
与格接続- 中心原子の軌道（電子で満たされている）と配位子の自由軌道（電子は配位子の満たされた原子軌道から空の原子軌道に移動する）が関与するドナー-アクセプター機構によって形成される一種の化学結合錯体の中心原子の s 軌道と p 軌道配位子への電子の部分的な逆流)。 配位結合の中心部では、配位結合は「二重」になっています。これは、配位結合の形成中に、電子の移動 (イオン結合の形成) と電子の共有 (共有結合の形成) の両方のプロセスが発生するためです。
  たとえば、Al 2 Cl 6 二量体では、塩素原子が孤立電子対を供与し、アルミニウム原子の空の d 軌道を占有し、ヘキサカルボニル [Cr(CO) 6 ] では、一対の電子が配位子から移動します。 s結合を介して金属イオンに、p結合を介してリガンドに部分的に電子が逆流します。
注記.
  供与結合 (ドナー - アクセプター) および半極性結合の形成中に、電子移動 (イオン結合の形成) と電子の共有 (共有結合の形成) の両方が発生します。 配位結合では、錯化剤の d 電子が配位子の自由軌道と相互作用します。 二重接続- 2 つの原子間の共有化学結合。たとえば、酸素分子 (O 2) の 2 対の電子 (2 価数) によって形成されます。 通常、1 つのシグマ結合と 1 つのパイ結合で構成されますが、これは特殊なケースです。 複数コミュニケーション。 二重結合は単結合よりも強いです (ただし、強度は 2 倍未満です)。 二重結合の 2 つの電子対が b を占めます ああ単純な結合の 1 つの電子対よりも広い領域。 二重結合は単結合に変化し、追加の原子の追加が可能になります。 飽和。 このタイプの結合は、その形成に関与する 2 つの原子の sp 2 ハイブリダイゼーションが存在する場合にのみ発生します (二重結合の原子は同じ平面に位置します)。 同じ原子が他の異なる結合に結合することもあります (たとえば、NO 2 分子 (O-N=O) では、窒素原子は単結合と二重結合の両方によって酸素原子に結合しています)。 二重結合は次のように分類されます。
 - 孤立した- 複数の単純なシグマ結合によって鎖内で分離されている、たとえば、
    =CH 2 =CH-CH 2 -CH=CH 2 =
このような結合を持つ化合物の化学的性質は、二重結合が 1 つある化合物の性質と変わりません。 孤立した結合を持つ化合物は比較的不活性であり、より安定した系に異性化する傾向があります。 活用された二重結合
 - 累積された- たとえば、鎖の 1 つの炭素原子に位置します。
    =CH2 = C = チャンネル2 =
蓄積された結合を持つ化合物は、結合を持つ化合物と比較して活性が高くなります。 孤立した接続
 - 共役- チェーン内で 1 つのシグマ結合によって分離されている、たとえば、
    =CH 2 =CH-CH=CH 2 =
比較のために - 異性 規定二重結合:
    -CH 2 =CH-CH=CH 2 - および -CH 2 =C=CH-CH 3 -
炭化水素の構造は主に環の膨張と収縮だけでなく、二重結合の移動によっても決定されます。 二重結合は分子の長軸に対する剛性を与え、分子の回転を防ぎます。
ノート:
 1 。 単純な (二重結合による) 結合は、この (シグマ) 結合によって接続された原子間に位置するシグマ電子によって形成され、2 番目の (二重結合による) 結合を形成する電子は、両方の原子を結ぶ線の外側に位置し、パイと呼ばれます。電子 (結合、形成された - パイ結合)
 2 。 興味深いことに、基底状態の O2 分子では 2 つの電子による反結合により三重結合から二重結合が形成されます。 非局所的なコミュニケーション（または マルチセンター) - 極性共有化学結合。その分子軌道には 2 つ以上の原子が含まれます [電子対は、原子のいくつか (2 つ以上) の核、イオン全体、または分子の間に分散しています (つまり、金属結合のように)。 多中心非局在結合は多原子分子の特徴です。 非局所化により、システム内の接続の順序が非整数になることがよくあります。 ほとんどの非局在化結合はパイ結合であり、 共役システム (たとえば、 CH 2 Ξ CH-CH=CH 2)、つまり 電子の非局在化（分散）は、複数のパイ結合と単一のパイ結合が交互に現れる特徴です。 このような多中心接続はどのように実現できるか:
  * 3センター 接続 - どの 三つ原子中心はつながっている 二電子。 このような結合は、たとえば、不対電子が占有する原子の価電子軌道が、1 つの電子が占有する 2 つの配位子原子の 2 つの価電子軌道と相互作用するときに形成されます。
3 中心結合は、ホウ素と水素の化合物でも発生する可能性があります [たとえば、ジボラン分子 (B 2 H 6) では、sp 3 混成軌道の重なりの結果として、水素原子が 3 中心結合によって結合されます。 [水素原子の 1s 原子軌道を持つ 2 つのホウ素原子]、または 3 つのホウ素原子の間。 3中心結合は、通常の2中心結合よりもエネルギーが低くなります。
このような結合の分子軌道には次のものが含まれます。
  - 1 つの結合軌道 (2 つの電子が占有する)
  - 1 つの空の非結合性軌道
  - 1 つの空の反結合性軌道
三中心二電子結合は 電子欠損- ホウ素原子と水素原子の核による 1 つの電子の共有により形成されます (「通常」の場合は、2 つの原子につき 2 つの電子が存在します)。たとえば、ジボラン B 2 H 6 では架橋構造 (特徴的なもの) を持ちます。電子欠損分子): ジボランにはそのような結合が 2 つあり、これにより特定の二量体強度が得られます。

(4 つの水素原子と 2 つのホウ素原子が 1 つの平面上にあり、「橋」水素原子がこの平面の上下にあります)。
たとえばアニオン (HF 2 -) では、3 中心結合は開いたり閉じたりすることができ、また 2 または 4 電子 (この場合は非結合性軌道が占有されています) と同様に結合することもできます。 この図は、3 中心相互作用の結果としての 3 つの分子軌道における分子内の電子の数を示しています。軌道のうち 1 つだけが結合軌道と見なされます)。 言及された電子 (2 個または 4 個) は、問題の原子の孤立電子対と実質的に区別できません。
3中心結合を持つ薬剤の例: ジボラン (B 2 H 6)、亜硝酸アニオン (NO 2 -) など。
3-中心 4-電子結合は、たとえば、ヨウ素アニオンがヨウ素分子に結合している化合物 KI 3 やオゾンの電子系に存在します。
  * 4センター 結合 - たとえば、酸分子 (HONO 2)、イオン (NO 3)、および二量体 (Al 2 Cl 6) 内の窒素と酸素の間に存在します。
  * 5センター 結合 - たとえば分子内に存在します (B 6 H 9)
ノート:
  * に 電子欠損このシステムには、電気化学的酸化中に形成されるラジカルカチオンも含まれます。
  * 電子過剰元素は共有結合を持つ化合物を形成します。 これらには、ラジカルアニオンと、トリカルボニル化合物およびテトラカルボニル化合物に基づくシステムが含まれます。
動的接続- (http://itchem.ru/d/184459/d/obschaya_himiya_vtoroe-izdanie-19_07.pdf より) - 結合。あるエネルギー最小値から別のエネルギー最小値への電子の移動によって特徴付けられます。 このような結合は、電子核異性化中に中心原子が他の同一原子に結合して形成される分子に典型的です (たとえば、化合物 (I-I...I -))。 このような系では、最大の位置エネルギーを持つ異性体が優勢になります（つまり、異性体では電子が原子核に最も近くなります）。 異性化中の強い結合の強度の弱体化は、化学反応における動的結合の重要な役割を決定します 双極子間関係- 極性物質の分子間の結合 (液体アセトン中など) 双極接続- 2 つの中性粒子の配位によって形成される結合 (「配位結合」という用語の代わりに使用されることが好ましい) 分散通信- 炭化水素中の弱い非極性結合。 それらはあらゆる構造の分子間に形成され、電子が原子核の周りを循環するときに原子や分子に瞬間的に双極子が現れることによって引き起こされます。 分散結合は原子の充填を密にし、水素結合の形成に最適な分子の配向を妨げます。 ドナーとアクセプターの結合- 反応する粒子のうちの 1 つだけの電子対によって形成される化学結合。 この場合、原子の 1 つ (ドナー-リガンド) は 2 つの電子を提供し、2 番目の原子 (アクセプター-錯化剤) はその軌道のみを提供します。たとえば、次のようになります。
(ドナー) H3N : + (アクセプター) H + →H3N : H
ドナーとアクセプターの結合は通常、酸と塩基の相互作用によって形成されます。 このような結合は、2 つの電子が占有する 1 つの原子の軌道が、完全に空の別の原子の軌道と重なるときに発生します。 最も単純な場合、これは 1 つの電子対によって形成される極性共有結合に相当します (共有結合よりも 2 倍弱いため、その形成により放出されるエネルギーは半分になります)。 実際、ドナーとアクセプターの結合は特別な種類の結合ではなく、その形成メカニズムのみが共有結合と異なります。
  たとえば、Cl 3 化合物では、アンモニア分子はドナー-アクセプター結合を介してコバルトイオンに結合します（つまり、アンモニア分子は化学結合に孤立（自由）電子対を提供し、コバルトイオンは空の軌道を提供します）。 ドナー-アクセプター結合を持つ安定な化合物の他の例 (矢印で示す): Cl 3 Al ← NH 3 、H 3 B ← NH 3 など (アクセプター: それぞれ Al および B)。
注記.
  多くの情報源では、ドナーとアクセプターの結合は、与性結合、配位結合、および (半/半) 極性結合とも呼ばれます。 通信の分離- 非共役結合を参照 イオン結合 / アニオン-カチオン結合 / 超極性結合 / 電気結合 / 静電結合
(V. コッセル、1916):
  - カチオンとアニオン間の静電引力により形成される短距離化学結合
  - ある原子から別の原子への価電子の移動による電子対の形成によって引き起こされる結合
  - 極端な異極性の結合
  これは極性共有結合の限定的なケースであり、ある原子の 1 つまたは複数の電子が別の原子の外側の電子殻に移動することによって形成されます (つまり、電子がほぼ完全に移動する分子内の結合)。原子の 1 つ）、その結果、正および負に帯電した物質が形成されます。 イオン。 それは極性が最大であり、飽和しておらず、特定の方向を持ちません。 イオン結合は、非対称な電子密度分布と非ゼロの双極子モーメント値を持ちます。 このような結合は、通常、最も異なる電気陰性度 (金属と非金属の間で形成される) を持つ元素の原子によって形成されます (例: CaCl 2、KF、NaI)。 塩基にもイオン結合（金属と水酸基の結合）が存在します。 水溶液および融液中のイオン分子は完全にイオンに解離します。

(http://elementy.ru/images/eltbook/chemical_bonds_rus1_720.jpg より) 化学反応 (A. Kossel) の結果として、電子はある元素の原子から別の元素の原子に移動し、その結果として負の原子が生成されます。例として、 (Na - е → Na + ) + (Cl + е → Cl - ) = (Na + + Cl - → NaCl) との間で静電相互作用します。 イオン結合は分極性によって特徴づけられ、共有結合とは異なります。 、方向性がありません。 その無指向性は、各イオンがその周囲に電場を生成し、その力線がイオンからあらゆる方向に向かうという事実によって引き起こされます。 その結果、任意の正イオンが多くの負イオンを引き寄せ、結晶を形成します（つまり、イオン結合は全方向に作用します）。
  イオン結合の性質としては、 不飽和: 各イオンは、同様のイオンと相互作用しますが、極性が異なるため、電荷を補償しません。 不飽和の特性により、特定のイオンを異なる数の反対の符号のイオンと結合させることができます (相互作用するイオンの相対的なサイズによって異なります)。 イオンの分極が大きくなるほど、結合のイオン性の程度は低くなります。 その共有結合性はより顕著です。 100%のイオン結合などというものは存在しません。 イオン性として分類される化合物であっても、一部の電子は依然として一般的に使用されています (つまり、電子はある原子から別の原子に渡されません)。
  例えば、塩化ＮａＣｌであっても結合のイオン性は８０％程度であるが、フッ化ＣｓＦでは結合のイオン性（または極性）の度合い（割合）が９０％を超える。 イオン結合を有する化合物は、酸化物、硝酸塩、硫酸塩などの塩、およびその他の化合物 (MgF 2 など) に存在します。 分子内のイオン結合の存在は、物質の物理的特性を決定します。 LiF 分子内でのイオン結合の形成の例 (リチウムからフッ素への 1 つの電子の移動による):
{李(1 秒 2 2 秒 1)) + ( F(1秒22秒22p 5 )} = リ+(1s 2)F - (1s 2 2s 2 2p 6 )
(Li + および F - イオンは、それぞれ He および Ne と同様の電子配置を持っています)
ノート:
 1 。 イオン結合の存在の実在は、物質の電離や電気分解の現象によって確認されます。 イオン結合を持つ化合物 (イオン性化合物) の例は、アルカリ金属ハロゲン化物分子または結晶性酸化物 N 2 O 5 (硝酸ニトロニウム) - 構造 (NO 2) + (NO 3) - を持つイオン性化合物です。
 2 。 結合の極性の増加 (非極性から極性、そしてイオンへ) は、​​多くの物質で最も明確に現れます。
    Cl 2 → SCl 2 → PCl 5 → AlCl 3 → NaCl
 3 。 2 個および 3 個のイオン性化合物は存在しないため、イオン性化合物の結晶全体は、膨大な数の正および負に荷電したイオンから構成される分子と考えることができます。
 4 。 イオン結合は、金属の酸化物、水素化物、水酸化物、および金属と塩の酸性残基の間の特徴です。
 5 。 水溶液および溶融物中でイオン結合を持つ物質は、金属陽イオンと酸性残基の陰イオンに解離します。
 6 。 結晶に関しては、イオン結合は部分的なイオン結合の限定的なケースです。
イオン性異極性結合- 2 つの原子または 2 つの原子グループの間に発生する化学結合で、強い静電相互作用があり、それらの引力が生じます。 イオン双極子の関係- 永久双極子モーメントまたは誘導双極子モーメントを持つ、イオンと分子間の弱いイオン結合。 イオン - 双極子相互作用は、配向性 (イオン - 永久双極子) または誘導性 (イオン - 誘起双極子) 相互作用に基づいています。 このような結合は、たとえばイオンの水和シェルを形成します。 イオン結合- 錯体の原子の結合はその外側に位置するが、電子結合によって錯体の原子群全体によって保持されている
注記.
  一般に、価電子結合のイオン性は、その極性が増加するにつれて増加します。 興味深いことに、O-H 結合は極性が高いほどイオン性が高く、H-F と H-Cl の 2 つの結合のうち、最初の結合はより極性が高く、2 番目の結合はよりイオン性が高くなります (Nekrasov B.V. Fundamentals of General Chemistry. T. 1.- M.: キミヤ、1965. - 519 pp.) 共有結合(原子、ホメオポーラ、非電子価) - 2 つの非金属原子と一対の電子を共有することによって形成される短距離の 2 中心結合 (通常、化学元素記号の間のコロンまたは線で表されます)例: H:Cl または H-Cl)。 共有結合は、原子の不対電子によってのみ形成されます（結合は、反対のスピンを持つ 2 つの原子の共通の価電子対によって形成されます）。 これは、結合が形成される前に、原子に属する 2、4、または 6 個の電子が共有されることによって形成されます (通常、このような結合は、分子が奇数の電子を持つ物質の相互作用中に形成されます)。 原子が共有結合を形成する能力は、1 電子だけでなく、2 電子雲 (自由軌道の存在) によっても決まります。 このような結合は、与性、ドナー-アクセプター、または交換メカニズムを使用して、相互作用する両方の核中心の価電子によって形成されます (http://edu.sernam.ru/book_act_chem1.php?id=108 より)。


* 談合（による） 交換・同等品メカニズム: 相互作用する原子の不対電子の共有 (相互作用する原子のそれぞれが 1 つの電子を供給するとき)、たとえば、2 つの塩素原子または水素分子から塩素分子 Cl 2 が形成される際:
H*+*H → H : H
* 例えば、水素原子「H」と酸素原子から水分子 H 2 O を形成する際の配位 (ドナー - アクセプター機構による: ドナー原子は孤立電子対を提供し、アクセプター原子は自由軌道を提供する) 「O」 (http://elementy.ru/images/eltbook/chemical_bonds_rus1_720.jpg による):

または NH 3 + H = NH 4

* 両方の原子が供与体と電子受容体の両方として機能する与性機構によるものです (たとえば、この機構によって塩素分子が形成されるとき、その原子の 1 つは供与体として、もう 1 つは受容体として機能します)。

1つの共有結合は「2中心」「2電子」と考えられます。 2 つの共有電子は単結合を形成し、4 つは二重結合を共有し、6 つは三重結合を共有します。 形成される共有結合の数は、不対電子の数よりも多い場合があります。 共有結合が形成される場合、結合した原子の外殻上の電子の数は 8 個を超えることはできません (四重結合が形成される可能性があります)。 共有結合のエネルギーはドナー - アクセプター結合のエネルギーよりも大きく、水素結合のエネルギーよりも大幅に大きくなります。 二原子水素分子 H2 には非常に強い共有結合が存在します。 最も有名な弱い共有結合は、N 2 O 3 分子内の窒素原子間 (40.6 kJ/mol) とヘリウム原子間 (0.008 J/mol) に存在します。
  共有結合の電子対が 2 つの原子核の場にあり、2 つの原子のみに結合する場合、 ローカライズされた、共有結合が複数の原子に属している場合、それは「多中心」です。 共有結合は、方向性、飽和度、分極率、および極性によって特徴付けられ、これらが化合物の物理的および化学的特性を決定します。 電子雲の重なりの度合いが大きいほど、共有結合は強くなります。 共有結合は次のようになります。 無極性そして 極地。 共有結合の分極の極端な例は次のとおりです。 イオン結合.
電子雲の重なりの性質に応じて、共有結合は次のようになります。
  - パイ結合（原子核が位置する平面の両側で横方向の重なりによって形成されます。対称の要素は平面です）
  - シグマ結合 (原子核を通過する直線に沿った電子雲の直接の重なりによって形成されます。対称要素は軸です)
共有結合を持つ化合物の調製例:
Cl + Cl = Cl 2
NH 3 + H + = +
共有結合の性質によって、その形成方法が決まります。 電子雲の重なり度がゼロ以下の場合、共有結合は形成されず、重なり度が大きいほど形成される結合は強くなります。 原子が共有結合を形成する能力は、自由軌道の存在によって決まります。
ノート:
  1 。 共有結合と特異的および普遍的な結合は両方とも局在化および非局在化することができます
  2 。 共有結合によって結合された原子の外殻は、新しい原子との結合および多重結合の形成の両方によって電子で満たされます。
  3 。 「純粋な」共有結合は存在しません（結合の主な性質についてのみ話しています）。 たとえば、主に共有結合による化学結合は、H 2 O、CO などの分子の特徴です)。
  4 。 共有結合を持つ物質は段階的に解離します。 共有結合の化学的破壊にかかるエネルギー消費は、熱作用による破壊にかかるコストよりも大幅に低くなります。
  5 。 たとえば、酸塩基反応では、塩基分子の孤立電子対が酸分子と結合して共有結合を形成します。
  6 。 たとえば、窒素、酸素、フッ素原子（外殻にそれぞれ 5、6、7 個の電子を持つ）は、3、2、または 1 個の共有化学結合を形成できます。ただし、それらの形成後は外殻に 8 個の電子しか含まれていません。
窒素には6つの電子があり、酸素には4つの電子があり、フッ素には2つの電子があります。
  7 。 不活性 (貴) ガスの電子親和力エネルギーはゼロ (負) 未満であるため、これらのガスの原子は共有結合を持つ化合物を形成できません。
  8 。 共有結合は、1電子軌道および2電子軌道と自由軌道の両方によって形成されます。
  9 。 共有結合は単一または複数のいずれかになります。 現代の概念によれば、酸素分子 (O 2) 内の原子は 1 つの共有結合と 2 つの 3 電子結合によって結合されています。
 10 。 炭素の 4 つの価数軌道は混成して 4 つの sp 3 軌道を形成し、単純な共有結合の形成に関与することができます。
ヘテロ原子/ヘテロ核の共有結合- 異なる原子 (異なる実効電荷を持つ原子) を組み合わせて形成される結合、例: BrI または ClF 共有結合 ホモ原子 / ホモノ核- 同一の原子を結合することによって形成される結合、例: Cl 2 または O 2 非局在化共有結合- 分子軌道が 2 つ以上の原子にまたがる結合。 これは、オープンまたはクローズのインターフェイス システムとの接続で最も一般的です (例: H 2 C=CH-CH=CH 2 - https://referat.co/refread/ec/559358/559358_html_m40b071bf.gif より)

局所的な共有結合:
  - 2 つの原子の核間で電子が共有されるときに形成される 2 中心結合
  - 個々の分子軌道が相互作用する多中心結合 (たとえば、CH 4 メタン分子内)。 このような分子では軌道の重なりが小さいため、これらの相互作用は弱いです。 共有金属結合(イオン分率の寄与による) - IV ～ VIII 族の遷移金属、たとえばセレン化物 (HfSe 2、Zr 3 Se 4、Zr 4 Se などの化合物) に典型的 非極性共有結合（または ホメオポーラ) - 同じタイプの原子からなる分子内に存在します (同じ電気陰性度を持ちます)。電子密度は原子間で対称的に分布します。たとえば、ダイヤモンドや分子内です。H 2 (H-H)、O 2 (O=O)、N 2 (N≡N ) など) 極性共有結合- を持つ原子間で形成されます。 違う電気陰性度の値（電子密度が原子の 1 つに向かってシフトする）、たとえば、HCl、HClO、H 2 O、NO の分子）。 極性の共有結合によって接続された原子は部分電荷を持ちます (それらの値は元素の酸化状態よりも小さいですが、同じ符号を持ちます)。 この結合は、非金属によって形成され、ヒドロキソ基「OH」で形成される酸化物に典型的です。 これは独立した種類の結合ではなく、共有結合の分極の結果です。 極性共有結合と半極性共有結合 - 異なる結合 共役・共役結合- 有機化合物分子の炭素骨格内にある、1 つの単純な単結合で区切られた複数の (二重または三重) 化学結合。例: CH 2 =CH-CH 2 -CH=CH 2。 共役二重結合はメラミン C 3 N 3 (NH 2) 3 にも存在します。
  共役結合には、多重結合を持つ炭素原子に空の軌道または孤立電子対を持つ原子が存在する系も含まれます。 炭素原子とヘテロ原子の両方が共役することができます。 結合されたシステムは、 開ける
(開鎖 (例: 1,3 ブタジエン: CH 2 =CH-CH=CH 2)) または 閉まっている(たとえば、ベンゼンの環構造)。 閉じた系は、その共役エネルギーが開いた系よりも高いため、熱力学的に安定しています。 共役多重結合を持つ化合物は、共役多重結合に基づく化合物と比較して反応性が高くなります。 孤立した二重結合 調整接続- 他の結合電子対とともに共有される孤立電子対により、ドナーとアクセプターの間に生じる一種の共有結合。 結合に孤立電子対と自由軌道が関与すると、原子内の化学結合の数がその最大可能価数を超えるという事実が生じます（たとえば、酸の水溶液では酸素原子の二重項電子が共有されます）。 。 原子の電子対 (O、N、ハロゲンなど) は、これらの原子が自由状態ではなく原子価状態にある場合にのみ、配位結合の出現の基礎として機能します。
  座標のつながりは比較的弱いです。 これは、たとえば、分子内の炭素電子対 (CO) によって起こります。配位結合の形成は、ドナーの非共有電子対の電子がエネルギー的に有利な共通準位 (両方のドナーにとってより低いレベル) に遷移することに対応します。およびアクセプタ）。 このような結合の形成は原子の化学的飽和を引き起こすため、相互作用する原子系の内部エネルギーが減少します。
ノート:
 1 。 通常、「ドナー・アクセプター結合」と「配位結合」という用語が区別されます。
 2 。 座標接続のタイプは次のとおりです。 与格同じ原子が電子供与体と電子受容体の両方になり得る結合
調整コミュニケーション:
  - 供与体-受容体機構に従って形成される、錯化剤と配位子との間の錯体における結合（配位子は供与体として作用し、錯化剤は受容体である）
  - 配位子の電子対と錯化剤の自由軌道の相互作用の結果として形成される錯化合物中の結合
  - 2番目の原子の外側の電子殻が満たされていないときに、1つの原子の孤立電子対によって形成される共有結合の一種
  これは、1 つ以上の原子が b を形成する複雑な化合物に最も典型的です。 ああこれらの原子の形式上の最高価数よりも多くの結合が許容されます。 錯体における結合の空間配置は、使用される配位数と軌道に依存します。 有機化合物では、中心原子の多数の軌道（配位子の数と同じ数）が配位子の軌道と重なることによって形成されます。 このような接続には次のようなものがあります。
  * 二中心またはドナー-アクセプター（電子対がドナー配位子原子から錯体形成（アクセプター）原子の自由軌道に移動する場合）
  * 多中心配位（この場合、結果として生じる分子軌道は非局在化されます）、パイ結合の共役系を持つリガンドによって形成されます（この場合、錯体形成原子とリガンドの結合は、1つではなく、複数の原子と同時に行われます）センター)
  配位ドナー-アクセプター結合は非遷移原子を形成することができますが、より多くの場合、遷移元素（空原子）が形成されます。 d- そして f-軌道は電子レベルが低いため、配位子の価電子軌道からの電子対の受け入れが容易になります。 配位結合が形成されると、他の共有結合と区別できなくなります。 たとえば、水の式では両方の OH 結合 (H : について : H) は実際には共有結合または配位結合のいずれかであると考えられます。
配位結合は、2 つの分子が結合するときにも形成されます (結果として得られる分子は完全に対称ではなく、その結果、双極子モーメントが増加します)。
BF3 + NH3 = BF3 : NH 3 (= F 3 B ← NH 3 )
ここで、BF 3 は電子求引剤/求電子剤です。
   NH 3 - 電子供与性/求核剤
そして、B-N 結合は、以前は窒素に属していた電子対の共有によって形成されます。 B-N 結合は共有結合と電子結合の組み合わせであるため、半極性結合とも呼ばれます。
  アンモニアのプロトン化中にアンモニウム イオン (NH 4 +) に形成される (N-H) 結合は、配位結合と考えることもできます (アンモニア分子内の窒素原子と水素イオンの間で発生します)。
  +
(NH 4 +) イオンでは、4 つの NH 結合はすべて同等ですが、そのうち 3 つは共有結合の形成メカニズムと同様に形成され、1 つはドナー - アクセプター結合 (つまり、共有結合と配位結合) として形成されます。本質的には同じですが、教育の形成方法が異なるだけです）。
調整リンクは次のとおりです。
- 単一 (2 つの電子が一般的です。たとえば、分子内の結合 (CO)、酸素原子 (O) は電子対の供与体、炭素原子 (C) は受容体です)
- ダブル (4 つの電子を共有)
- トリプル (6 つの電子を共有)
- 四重結合 (たとえば、1 s- コミュニケーション、2 p-つながりと1つ d- 錯体中の 2 つのレニウム原子間の結合 2)
  二中心結合の例は、ボラザン (アミノボラン) の (B-N) 結合 (B - H 3 -N + H 3) または 4- 錯体イオンの (Fe-C) 結合です。 このような結合の性質は通常の極性共有結合と変わりません（形成方法のみが異なります）。 多中心結合の例としては、ボランの 3 中心架橋 B-H-B 結合、または結晶およびハロゲン化物の会合体における M-Cl-M 結合が挙げられます。
  金属とリガンドの配位結合は、単結合、二重結合、三重結合、さらには四重結合になることがあります (たとえば、2+ 錯体では、 四極性共有配位結合、起源はドナー-アクセプター）。
ノート:
 1 。 一般的なケースでは、調整接続、つまり組み合わせです。 イオン性のそして 共有結合性、それは考えられます 半極性コミュニケーション
 2 。 調整リンクは次の例で示されています。 -N → ○(矢印はアクセプター、つまりマイナスに帯電した原子の方向を指します)。 二次価数に相当します
短距離/強力な結合- ほとんどの既知の分子または結晶内の原子間のイオン結合、共有結合、および金属結合 (原子間の距離は 70 ～ 400 pm の範囲)。 このような結合の破壊エネルギーは 40 ～ 1000 kJ/mol の範囲にあります。 短距離結合の各電子は、独立した波動関数 (1 電子近似) で記述できます。 複数の接続- 二重結合、三重結合、四重結合。 これらは、複数の電子対によって形成される 2 中心の化学結合です。 電子対の数に応じて、2、3、または 4 の多重結合を持つことができます。多重結合は、1 つの s 結合、p 結合、および場合によっては d 結合で構成されます (たとえば、窒素原子 N2 の場合)。原子間には 3 つの結合があります (1 つの s 結合と 2 つの p 結合)。 四重結合は遷移金属と複雑な化合物にのみ特徴的です。たとえば、化合物 2- のアニオンに存在します。レニウム原子の場合、そのすべての価電子軌道が結合の形成に関与します。1 つは 6s-、3 つは 6p-そして5つの5d原子軌道（このアニオンでは、水分子とレニウム原子の結合はドナー-アクセプターです）。 最も強い四重結合は、化合物中のジアニオンのクロム原子間に存在します。これは 1200 kJ/mol に相当します。 場合によっては、多重関係をまったく明確に決定できないこともあります。 複数の結合が飽和すると、考えられる異性体の数が大幅に減少します。
  化合物内の複数の結合によりシステムが形成されることがあります。
  - と 孤立した結合 (たとえば、H 2 C=CH-(CH) 2 -CH=CH 2 分子では、複数の結合が少なくとも 2 つの単純結合によって分離されています)
  - と 累積された結合 (たとえば、分子内 H 2 C= C=CH 2、2 つの二重結合が同じ原子に隣接している)
  - と 活用された結合 (たとえば、分子 H 2 C=CH-CH=CH 2 および H 2 C=CH-C≡N では、二重結合および/または三重結合は 1 つの単結合で区切られています)
ノート:
 1 。 モリブデンカルボニルの熱分解中に形成される Mo 2 分子に存在する結合は、6 重であると考えられることもあります。
 2 。 炭素、窒素、酸素は主に多重結合を持つ化合物を形成することができます
 3 。 同じ原子の場合、多重結合は常に単結合より短い
 4 。 分子自体の結合 (窒素など) :N≡N:)、およびそのグループ内 (たとえば、azo_compounds: -N:+N:-）。 同じ組成の化合物であっても、分子内の多重結合の位置が異なる場合があります。
 5 。 炭化水素:
    - 飽和 - 多重結合を含まない炭化水素
    - 不飽和 - 多重結合を含む炭化水素
ローカルなコミュニケーション- 2 つの原子核の場で一対の電子によって実行される 2 中心共有結合 (実際には、それらの電子は結合した原子の 2 つの核の間で分割されます): 二原子分子では、化学結合は完全に局在化されています。 局所的な多中心共有結合は、分子軌道の相互作用から生じます。 それは無極性と極性の場合があります。 局所的な接続が特徴的です 共役していないシステム (たとえば、 CH 2 =CH-CH 2 -CH=CH 2）。 局所的な二中心結合を持つ分子の例は、フッ化リン(III) 分子 ( PF3).原子間結合- 相互作用の性質が異なるのではなく、原子粒子の運動の性質が異なり、原子/イオンと価電子の相互作用の結果として発生する可能性があります。 原子間結合には、水素、ファンデルワールス結合、イオン結合、共有結合 (ほとんどの化合物)、または金属結合があります。 多くの固体化合物は、混合タイプの化学結合によって特徴付けられます。 [分子間]/ファンデルワールス結合- 静電的な分子とドナー-アクセプターの性質を持つ分子間の結合 (軌道結合が発生します)。 これらには、双極子および誘導相互作用 (双極子の向きの変化) が含まれます。 完全に完成した軌道（電子対が占有する）を持つ 2 つの分子は、共有結合型の弱い分子間結合を形成できます。 分子間結合の例としては、水素結合、H 2 O...H-O-H もあります。 固体内の分子間結合が切断されるプロセスは吸熱です。 場合によっては、混合タイプの結合（共有金属結合または共有分子結合）が現れることがあります。 金属接続:
  - 原子間の共有結合とイオンと自由電子間のイオン結合によって形成される混合化学結合
  - 金属内の価電子（「電子ガス」）と結晶格子の正に荷電したイオンとの相互作用によって引き起こされる電子欠損多中心化学結合（つまり、金属内の価電子の部分的な非局在化によって特徴付けられます） 伝導帯)
  共有結合とイオン結合の両方に特徴的な特性を持っています。 金属結合は多中心性、無方向性、不飽和性であり (したがって、金属は最も密な充填を有する結晶格子に相当します)、無極性で高度に非局在化されています。 それは長時間作用型または短時間作用型のいずれかです。 金属原子は容易に価電子を放棄し、正に荷電したイオンになります。
  結晶格子内では、価電子はどの原子にも特定的に属していないため、そのサイズが小さいため、電子はその体積全体にわたって自由に移動できます（「電子ガス」が表示されます。電子が共有される多数の軌道）一度に複数の原子)。 金属結合により結晶格子がより緻密になります。 原子核の静電引力により、純粋な金属結合は存在しません。

このような結合は次の物質に存在します。
- 金属（銅、アルミニウムなど）
- 金属間化合物（Au 4 Al、B​​aAl 4、MgZn、NaSn 3 などのナトリウム錫化合物など）
- 金属と非金属の一部の化合物（例：鉄と炭素の合金、鋼と鋳鉄）
  これらの物質のほとんどは複雑な化学量論を持ち (例: Fe 7 Mo 6、Li 8 MgSi 6、ZnGeAs 2 など)、各原子の最近接原子の数は通常、その典型的な原子価 (最大 16) を超えています。
ノート:
 1 。 化合物中の元素の量的比率が変化すると（たとえば、TiO ... Ti 3 O 5 ... TiO 2 系の酸化物）、それらの特性と化学結合の性質の両方が変化します（金属結合からほぼ共有結合まで）。 )
 2 。 興味深いことに、試験サンプルの体積はほぼ 4 分の 1 に減少します (同時に電気抵抗も減少します) が、強力 (最大 7000 atm) の圧縮下でもセリウムの結晶格子が再配列されません。 この考えられる理由は、4 からの電子の電子遷移です。 f- サブシェル（金属は Ce 3+ イオンで構成されています）× 5 d- サブシェル (電子雲は 4 価のイオンで構成されます)
多拠点通信- いくつかの原子に属する共有結合。 それ以外の場合、これらは電子 [過剰/不足] 分子および結晶内の非局在化化学結合です (電子対が 3 つ以上の原子中心を囲む軌道を占めています)。 たとえば、ホウ素と水の化合物では、水素原子が多中心の形成に関与します。 電子欠損接続。 電子不足化合物の中心の数は 3 つ以上になる場合があるため、4 つ以上の多中心結合が可能です 分子結合- 結晶格子内の金属原子 (Cu、Fe など)、不活性ガスの原子、および飽和分子 (弱い静電気力 - ファンデルワールス力の影響下) によって形成される結合。 この場合の結合エネルギーは非常に低いです (たとえば、アルゴンの場合、結合エネルギーはわずか 7.5 J/mol) ブリッジ接続 ("バナナ") - 一価の原子によって形成される 2 つの結合。たとえば、ボラン B 2 H 6 では、各一価の「架橋」水素原子が 2 つのホウ素原子に結合し、2 つの曲がった B-H-B 結合 (2 電子 3 中心結合) を形成します。ここで、水素原子とホウ素原子からの各 1 つの電子は、水素化マグネシウム MgH 2 にも存在します。そのような結合は対称的である場合があります (たとえば、ボラン B 2 H 6 の Al-C-Al または B-H)。同じ B-H 結合長））または非対称（たとえば、テトラボラン B 4 H 10 の Al-C-H-Al または B-H（B-H 結合長が異なる）） 架橋結合は有機金属化合物（たとえば、Al 2 (CH など）にも見られます） 3) 6)。
  架橋結合を持つ化合物は、電子欠乏とも呼ばれます (これらには通常、メタライドが含まれます)。 個々の原子が架橋として機能するだけでなく、2 つの結合 (たとえば、Co 4 (CO) 12 の場合)、さらには 3 つの結合 (たとえば、Rh 6 (CO) 16 の場合) を形成する中性配位子もブリッジとして機能できます。 指示されたコミュニケーション- 化学結合。そのエネルギーは、選択した原子の周囲の他の結合に対するこの結合の位置に大きく依存します (方向性結合は、原子の結合の相対的な向きには影響されません)。 コミュニケーションは飽和しやすい- 原子が他の原子と有限数の結合を形成する結合 (最大 8):
限られた数の電子が関与する 豊富なつながり- 「単共有結合」の同義語 コミュニケーションがローカル化されていない- 多中心 2 電子結合 (つまり、1 対の電子が分子内の 2 つ以上の原子に属する)
注記.
  多くの場合、非局在化、非局在化、および共役は接続の 1 つのタイプとみなされます。 無向接続- 原子結合の相互の向きの影響を受けない化学結合 不飽和接続- 金属の価電子によって形成される結合。 通常、金属内の化学結合は多中心、不飽和、無方向性です。 たとえば、酸分子 HNO 2 と NO 2 酸化物は不飽和の化学結合を持っているため、活性化された粒子を形成します。 エチレン分子には二重（不飽和）結合があるため、エチレン分子は 2 つの 1 価の原子またはラジカルを結合することができます（この場合、二重結合が切れて単結合になります）。 固体の電気伝導度は価電子のみの関与に基づいており、不飽和化学結合を形成します。 接続は無極性です- 同じ種類の原子間の共有結合 (塩素など)。 ホメオポーラ結合の形成はスピン交換 (つまり、交換相互作用) に基づいています。 非極性結合を持つ化合物は非極性溶媒によく溶解します 無制限の接続- 複数の結合。次の 2 つのタイプがあります。
  「カーボン - カーボン」
  「炭素 - ヘテロ原子」
不飽和結合は、たとえばポリマーの酸化中に形成されます。 不飽和結合を含むゴムは硫黄または過酸化物で加硫可能 切断された接続（または 孤立した) - 2 つ以上の単結合で区切られた 2 つの二重結合 (非平面構造を形成する) 接続が不安定/不安定- Si-Cl、Si-H、Si-OH、O-O-Hなどの分子の原子間の結合
や。。など。 単一接続- 1 つの電子対によって行われる化学結合。 2 つの原子間の単純 (単一) 結合は常にシグマ結合であり、結合が 2 つ以上ある場合は、そのうちの 1 つがシグマ結合で、残りはパイ結合になります。 単一電子通信- 2 つのプロトンが 1 つの電子で結合されている水素イオン (H 2) およびジボラン分子 B 2 H 6 に存在する可能性があります。 軌道欠損接続- 電子対によって形成される 3 中心 4 電子結合 ( p- または s-) 中心原子の軌道と、それぞれ 1 つの電子を含む配位子の 2 つの価電子軌道。 この場合、結合、反結合、非結合（リガンド上に局在）の 3 つの分子軌道が形成されます。 このような結合は、非金属とハロゲン（ClF 3、ClF 7、PF 5、SF 4 など）との錯体および化合物に典型的です。 軌道上の冗長結合- 中心原子の半分満たされた価電子軌道（つまり、1 つの不対電子）と、それぞれ 1 つの電子を含む配位子の 2 つの価電子軌道の相互作用によって形成される 3 中心 2 電子結合。 その結果、３つの分子軌道が形成される。 たとえば、電子不足のジボラン分子 B 2 H 6 では、価電子の総数 (12) は、(8) の 2 電子を形成するのに十分ではありません。
2 中心結合。ただし、中心の 2 つの水素原子は 3 中心 (B-H-B) 軌道過剰結合によって結合されています。 半極/半極接続- ドナーとアクセプターの相互作用の結果として形成される結合。 極性の点では、低極性の共有結合と高極性のイオン結合の中間です。 半極性結合は、その形成中に電子移動 (イオン結合の形成) と電子の共有 (共有結合の形成) の両方のプロセスが発生するため、本質的には「二重」結合です。 半極性結合の特徴は、共有結合した原子に反対の電荷が存在することです。 半極性結合の形成は 2 つの段階で発生します。
  * 非共有電子対を持つドナー原子（ラジカルカチオンに変化する）から、2つの不対電子を持つアクセプター原子への電子の移動（ラジカルアニオン、つまり不対電子を持つ粒子に変化する）
  * 不対電子の社会化、すなわち 共通結合軌道の形成（単純な共有結合の場合と同様）
それらの。 相互作用する 2 つの原子は、共有結合 (電子対を介して) と電子結合 (電子を授受する原子と原子を受け取る原子に生じる異なる極性の電荷を介して) の両方によって接続されます。 半極性接続指定の例 (矢印で示す):
  (CH 3) 3 N + -O - ≡ (CH 3) 3 N→O (窒素原子と酸素原子の間)
またはスルホ基 SO 3 H (酸素原子と硫黄原子の間): O −−S-OH ↓ O 半極性結合の形成の例 (http://www.chemistry.ssu.samara.ru より) /chem1/46_semi.htm):

ここで、ジメチルエーテル分子(CH 3) 2 Oの酸素原子が塩化アルミニウム原子AlCl 3 に孤立電子対を与え、その結果、酸素原子には正の電荷が、アルミニウムには負の電荷が生じます。原子。 共有結合した原子上の反対の符号の電荷の相互作用により、それらのさらなる引力 (イオン結合など) が生じます。 硝酸HO-NO 2 のニトロ基NO 2 のN-O結合も半極性です。 半極性結合の長さは、単純結合の長さに匹敵します。 半極性結合は、錯体や有機化合物で最もよく見られます。 半極性結合を持つ物質は誘電率が高いですが、イオン性結合とは異なり、解離することができません。 このような結合を持つ化合物は、双極子モーメントが大きく、融点と沸点が高く、蒸気圧が低く、水への溶解度が比較的高いという特徴があります。
  多くの場合、半極性結合は、供与結合、ドナー-アクセプター結合、結合結合、配位結合、および混合結合とも呼ばれます。 1.5接続- 最も典型的な硝酸分子では、窒素原子の 5 個の電子すべてが電気陰性度の高い酸素原子に置き換わるため、窒素の価数は 4、酸化状態は (+5) になります。

ここで、窒素原子から同じ距離にある窒素とのみ結合している両方の酸素原子は同等であり、それぞれが電子の半分の電荷を持っているため、1.5 結合が形成されます: 1 + 1/ 2 = 3 / 2 (1.5)。 分子内のすべての原子は外部準位の安定した電子配置を持っています。酸素と窒素は 8 個の電子を持ち、水素は 2 個の電子を持っています。
1.5 結合には、特定の分子ごとに独自の名前が付いています。 たとえば、硝酸の場合、存在するセスキ結合は「3中心4電子パイ結合」と呼ばれます（4つの電子で形成され、3つの中心原子と結合します）。
注記.
  一部の化学元素は 1.5 結合を形成しません (たとえば、d 準位を持たないフッ素原子など)。
コミュニケーションは二極化している- 純粋な共有結合 (電子密度の対称分布を持つ) と純粋なイオン結合 (両方の電子がより電気陰性度の高い原子に完全に移動する) の共鳴ハイブリッドと考えることができます。 このような結合の双極子モーメントは、誘導効果により分子内の隣接する結合の分極を引き起こす可能性があります。 イオンペアと遊離イオンとともに、イオンペアの構成要素が分離されると分極結合が生じることがあります。 接続は極性です- 異なる電気陰性度を持つ 2 つの原子間の共有結合 (イオン結合と極性共有結合の中間)。 電子の負電荷と原子核の正電荷の重心間の不一致により、永久的な電気双極子モーメントを持ちます (結合電子の電子雲が原子の 1 つに向かって移動します)。 このような結合を持つ分子は反応性が高く、極性結合を持つ化合物は極性溶媒によく溶解します。 金属、ハロゲン化物、酸化物、硫化物などは極性化合物を形成します
注記.
  結合の極性は分子の極性とは異なり、分子内の原子の空間的配置に依存します。 極性結合は、非局在化と局在化に分けられます。 相互接続- 隣接する高分子の炭素原子間で形成されるポリマー分子間の化学結合。 ポリマー分子内の化学結合が切断されると、通常、2 つの官能基が形成されます。 ポリマー分子の長さは非常に長いため、隣接する分子との相互作用エネルギーは化学結合のエネルギーを大幅に超えます。 中間接続- 2 種類の結合の特性を持つ化学結合 (たとえば、電気陰性度が異なる非金属の共有結合極性化合物の結合は、イオン結合と共有結合の中間です) 簡単接続（シングル、シングル）- 2 つの原子核の場を移動する反対のスピンを持つ一対の電子によって形成される化学的共有結合。 単結合は常にシグマ結合です。 たとえば、二原子分子 (H 2)、(Cl 2)、および (HCl) には、不対電子 (それぞれ 1s-1s、3p-3p に位置) の相互作用によって形成される 2 中心共有結合が 1 つずつあります。および 1s-3p 軌道)。 これらの分子は、次の電子式および構造式で説明できます。
N: N、N - N
Cl: Cl、Cl - Cl
H:Cl、H-Cl
ここで、コロンとダッシュは、接続された原子の共有電子対を示しま​​す。 最も強い単結合はトリチウム分子 (447.2 kJ/mol) にあり、さまざまな元素原子の最も強い単結合は一酸化炭素 CO 分子 (1070.3 kJ/mol) です。 同じ原子の場合、単結合は多重 (二重または三重) 結合よりも弱く、長くなります。 単結合は分子の形状を決定します 無料接続- 得られる分子を構成する原子の数を決定します。 たとえば、水素原子は一価（自由結合が 1 つある）なので、別の一価の原子と結合して 2 つの原子からなる分子（たとえば、塩酸 HCl の分子）を形成することしかできません。 混合接続。 分子に 2 つではなく、より多くの原子が含まれている場合、それらの間の結合は異なる可能性があります。 たとえば、Na 2 SO 4 分子では、ナトリウム (Na) 原子と酸素 (O) 原子間の結合はイオン結合であり、酸素 (O) 原子と硫黄 (S) 原子間の結合は極性共有結合です。 Na 2 錯体の分子内にもさまざまな結合が存在し、塩素と白金は共有配位結合で結合し、ナトリウムと錯イオンはイオン結合で結合します。 混合タイプの結合は、元素の電気陰性度が結合をイオンのみとして分類するのに十分でない場合、金属と非金属の化合物でも見られます。 たとえば、ガリウムヒ素 GaAs では、結合の性質は化合物の組成に応じてイオン性または金属性になります。
ノート:
 1 。 いくつかの情報源では、混合接続は与格と同等であると考えられています。
 2 。 ポリマーは、共有結合 (主鎖の場合) と共有結合 (主鎖の場合) という 2 種類の結合によって特徴付けられます。 インターチェーン（物理的な） 特定の接続- 相補的な分子（つまり、互いに対応する「キーロック」フラグメントを持つ分子）間の相互作用中に現れます。 これらには水素結合や配位結合が含まれます トポロジカル接続- 分子の 2 つの断片間の機械的接続 (たとえば、 カテナン 2 つの単環分子が船の鎖のリンクのように互いに通されています)。 それらに存在するトポロジカルな接続は、化学的相互作用によってではなく、その成分の特定の配置によって決まります。 十分に大きなサイクル サイズ (少なくとも 26 個の炭素原子) が重要です。
三電子通信- 1 つの原子の 2 つの孤立電子と、別の原子の 1 つの不対電子が関与する結合。 この結合は酸素分子に典型的なものです 三重結合- 3 対の電子によって行われる 2 つの原子間の結合。たとえば、化合物 C≡C、C≡N、N≡N、または二量体などです。 三重結合は通常、1 つのシグマ結合と 2 つのパイ結合 (互いに直角に配置) によって形成されます。 たとえば、一酸化炭素 (II) (CO) の分子には、反結合電子より 6 個過剰な結合電子が存在します。 3 番目 (追加) は、炭素原子に残っている自由セルを占める酸素の孤立電子対によるドナー - アクセプター機構によって形成されます。 この構造は、通常状態と励起状態の両方の分子の縞模様のスペクトルで観察されます。 窒素分子 N2 と同様に、CO 分子は等電子、二原子であり、三重結合 ( : C≡O ∴ ）。 融点と沸点が非常に低く、解離エネルギーが高く (1069 kJ/mol または 256 kcal/mol)、核間距離が小さい (0.1128 nM)。 CO 分子内の負電荷は炭素原子に集中します。 三重結合は二重結合や単結合よりも短いです。 三重結合を含む化合物は二重結合を含む化合物よりも反応性が高い ユニバーサル接続- 分子間の特定の相互作用中に現れる特別なタイプの結合。 これらには、分散、誘導、配向相互作用が含まれます。 四重結合- d 元素 (特にレニウムとモリブデン) の化合物、たとえば錯体アニオン 2- に見られます。 集まる、Re-Re 四重結合が実現されます (シグマ結合 1 つ、パイ結合 2 つ、デルタ結合 1 つ)。 ファンデルワールス力(J.D. van der Waals、1869) - 原子間および分子間相互作用の力 (エネルギー 10 ～ 20 kJ/mol)、および永久双極子と誘起双極子の間、または他の粒子と分子の間の相互作用力。 これらの力は、双極子の分散、誘導、または配向相互作用中に現れます。 非結合システム- 局所的なパイ結合を含むシステム、たとえば、
CH 2 =CH-CH=CH 2 結合システム- を含む構造単位 共役(二重結合と単結合が交互に存在する)。 共役系では、特殊な種類の原子の相互影響が発生します。 ペアリング。 共役系は、2 つの非共役二重結合を含む系よりも飽和している必要があります)。 共役の場合、複数の結合は 1 つの単純な結合だけで分離されている必要があり、両方の多重結合が同じ平面上にある場合に最大の共役が達成されます (そうでない場合、それらの間の共役は結合の平面間の角度が増加するにつれて減少します)。 共役結合(多重度/次数)の場合、結合は分数になります。 結合されたシステムは次のとおりです。
 - 開ける(例えば、ブタジエン-1,3 の場合: CH 2 =CH-CH=CH 2)
 - 閉まっている（閉まっている）(例: ベンゼンの環構造)
原子が含まれています:
  - 空の原子 p 軌道 (CH 2 = CH-CH 2)
  - 孤立電子対 (CH 2 = CH-(N:)H2)
  - 不対電子 (CH 2 = CH-ĊH 2) バイアス電子誘導式- 電気陰性度の異なる原子間の分極した結合が、より電気陰性度の高い原子に移動することにより、原子上に有効な（実際の）電荷が現れること。 ペアリング(https://mipt.ru/education/chair/chemistry/upload/85e/f_5gy21d-arpgzcwgk0c.pdf より) - 混成していない p 軌道が重なった場合の、分子内での単一の非局在化電子雲の形成。たとえば:
  - 共役系 (非局在化結合): CH 2 = CH-CH = CH 2 (共役結合)
  - 非共役系 (局所結合): CH 2 = CH-CH2-CH= CH 2 (孤立結合)
共役化合物は、孤立した多重結合を持つ化合物と比較してより安定です。 接続の安定性は相手チェーンの長さにも依存します。
注記.
  多くの両性水酸化物 (Al(OH) 3、Cr(OH) 3、Sb(OH) 3 など) は、その分子が共役結合の形成を許さないため、弱酸の特性を示します。 ペアリング (活用) 接続- 化合物の構造式中の置換基の孤立電子対と単結合と多重結合が交互に現れる相互作用のタイプ (たとえば、1,3-ブタジエンの場合: CH 2 =CH-CH=CH2)。 共役中に、平行な対称軸を持つ原子軌道のさらなる重なりが実際に観察されます。これにより、電子密度の非局在化 (再分布) が発生し、単一の電子系が形成されます。 共役は発熱プロセスです。現在、結合共役は分子の個々の断片の軌道間の相互作用として考えられています。 形式的には単純な結合の短縮と形式的には複数の結合の延長に関連する分子の幾何学的形状の特徴的な変化は、結合共役の存在によっても説明されます。 結合イオン性の程度- 電子密度がより電気陰性度の高い原子にシフトした後に原子上に残る電子電荷の割合 (特定の化合物に含まれる原子の実効電荷に直接比例します)。 それ以外の場合は、比率に等しい 実効充電電子の電荷に。 通常、双極子モーメント (結合のイオン性の程度) が大きいほど、分子の反応性も大きくなります。 それは単位の分数またはパーセンテージ (電気陰性度の値に基づく) で表されます。 たとえば、フッ化リチウム LiF では、結合は 80% がイオン結合、20% が共有結合であり、(CsH) の結合のイオン性の度合いは (LiH) よりも大きくなります。 たとえば、共有結合 H +0.17 -Cl -0.17 は、イオン性の程度 (17%) と共有結合の程度 (83%) を持ちます。
イオン結合は、イオン性の程度に比べて共有結合の程度が小さいです。 それを形成する粒子の電気陰性度の差が大きければ大きいほど、イオン性の程度は大きくなります（この場合、原子の共有価数の割合が減少し、原子の共有価数の割合が減少します）。 電気価一定の総価数の原子）。 イオン性の程度は結合の極性も決定し、それが外観につながります。 双極子、試薬の引力と配向を引き起こします。 たとえば、CsF 化合物ではイオン性の度合いが 89% を超えるため、共有結合の化学結合のイオン性 (または極性) の度合いについて話すのがより正確です。 結合のイオン性の程度を評価するには、「有効イオン電荷」の概念が使用されます。
ノート:
 1 。 結合のイオン性の程度の変化と結合原子の電気陰性度の違いの間には、依存関係の類似性 (シンベート) を示す一定の尺度があります。
 2 。 結合の共有結合の程度の尺度は、イオン結合の分極の程度です。 水溶液中の塩の加水分解と解離の程度は、共有価数の程度に依存します。 高度な共有結合は極性共有結合の特徴です

極性度:
  * 分子 - 構成原子の双極子モーメントに依存します。 分子を構成する原子が電子を引き付けることができる場合、極性の度合いは増加します。 分子が外部 (電場および/または磁場) にさらされると、結合が完全に切断されるまで結合の極性の程度が増加する可能性があります。
  * 結合 - 特定の原子が直接結合している原子の種類と、残りの原子価で結合している他の原子の両方に依存します。 例えば、酸素または窒素に結合した水素原子は、酸素または窒素原子が異なる価数によってより電気陰性の元素に結合している場合、より水素結合を形成することができます。 結合の形成に関与する原子の電気陰性度が増加すると、それらの結合の極性の度合いが増加します（イオン結合の特性がより大きく現れ、共有結合の特性があまり現れなくなります）。 立体活性- 分子内に自由電子対が存在することによる活性。 結合の多重度が大きいほど、その立体活性は高くなります（たとえば、COCl 2 分子では、C=O 結合の多重度が C-Cl よりも高いため、sp 2 ハイブリダイゼーション中の結合角が異なります）。 超分子- 多数の (ただし有限の) 分子オリゴマーからの個々の大きな形成。 超分子では、個々のフラグメントの保持は、非価の分子間相互作用 (水素結合、親液性および疎液性相互作用、静電気力) によって発生します。 原子価スキーム- 2電子2中心結合の組み合わせ 熱分解- 高温での化合物との相互作用の結果として生じる 1 つ以上の共有結合の非触媒的切断 イオン結合理論(V. Kossel、1916) - 原子が相互作用すると、一方がイオンを放出し、もう一方がそれを受け取りますが、電子を与える原子は正に帯電し、受け取った電子は負に帯電します。 結合角- 化合物中の 2 つの仮想結合線の間の角度。 それらは分子の幾何学的空間構成を決定します。 結合角の大きさは、原子の性質と化学結合の性質によって異なります。 結合角の値と原子の価数状態の間には密接な関係があります。 たとえば、分子 (CH 4)、(NH 3)、および (H 2 O) では、中心原子の価電子軌道は同じ混成状態にありますが、結合間の角度は等しくありません。(CH 4) では、は 109 o、(NH 3 ) - 107 o、および (H 2 O) - 105 o 原子価力- 結合ごとの原子/イオンの形式価数 (電荷) の割合 偏光の性質(共有結合) - 電子対の変位。これは分子の特定の状態に強く依存します。 分極中に過剰な電荷が形成されます。 たとえば、平衡状態に近い核間距離を持つ分子 (CO) は (C - O +) と記述でき、平衡状態よりも離れた距離にある分子 (CO) は (C + O -) と記述できます。 共有結合の分極の性質は、分子が励起状態に遷移すると変化する可能性があります [たとえば、励起状態にある水素分子 (H2) は H + イオンと H - イオンに解離する可能性があります]。 イオンの分極が大きいほど、結合のイオン性は低くなります。 共役/ペアリングチェーン- ある回路 ペアリング。 分子の官能基と共役結合との反応性は共役鎖の長さに依存しない 通信周波数- 二原子分子系（弾性要素で接続された 2 つの質量として表される）の固有振動数。 たとえば、O-H 原子の結合周波数は約 (10 14 Hz) です。 電子価- 原子の形式電荷の絶対値。 原子価が原子の実効電荷によって決まる場合、それは整数ではない可能性があります。 電子価は、電子がある原子から別の原子に移動するときに発生し、その値は、原子によって放棄される（陽イオンを形成する）か、原子に結合する（陰イオンを形成する）電子の数によって決まります。 例えば、酸化物Ａｌ ２ Ｏ ３ では、アルミニウムは正の３価であり、酸素は負の２価である。 電子価はほとんど関係ありません 実効充電(化合物中の原子の実電荷)、これが唯一の基準です 結合イオン性電子受容体- 極性共有結合によって接続された一対の電子のうち、より電気陰性度の高い原子（電子密度をその方向に引っ張る） 電子供与体- 極性の共有結合によって結合された一対の電子のうち、より電気的に陽性な原子 電気陰性度- 共有結合を形成するときに、特定の化学元素の原子が他の元素の原子から電子対を引き付ける相対的な定量的能力。 元素の原子番号が増加すると、周期内の電気陰性度が増加し、グループ内の電気陰性度が減少します。 電気陰性度の降順に、主な化学元素は次の順序で配置されます: F、O、N、Cl、Br、C、S、P、H、B、Fe、Mg、Ca、Li、Na、K。 フッ素(F) の電気陰性度が最も大きく、フランシウム (Fr) が最も小さくなります。 金属の電気陰性度は非金属の電気陰性度よりも低くなります。 あらゆる電気化学現象に実用化されています。 相対的(ポーリングによると) 電気陰性度グループ番号に応じて増加し、期間番号に応じて減少します。
結合した原子の電気陰性度は異なる場合があります。 炭素原子の電気陰性度は、その混成状態に依存します 求電子試薬 (求電子粒子) は価数準位に空の電子軌道を持つ粒子です。 電子対を持つ粒子と相互作用する場合、求電子剤はこの電子対を自由軌道に受け入れ、それによって新しい結合を形成することができます。 求核剤の場合と同様、求電子剤は電気的に中性の分子 (BH 3 など) である場合もあります。 排除- 炭素原子が ( スプ3-V スプ2-) またはから
(スプ2-V sp-) ハイブリッド状態。 通常、出発物質はさまざまなクラスの代表物質です。 有機化合物活性化エネルギー- 会合体の化学結合を切断するのに必要なエネルギー。その形成は化学反応の最終生成物の生成に先立って行われます（そうでない場合は、不安定な活性化複合体の形成に必要なエネルギーです）。 それは結合破壊エネルギーよりも小さいです 非局在化/共役エネルギー- エネルギーの増加によるもの ペアリング結合解離エネルギー- 特定の結合のホモリシス開裂に必要なエネルギー (1 モルあたり) コミュニケーションエネルギー[kJ/mol] - 1 つの化学結合を切断するのに必要な仕事量
物質 (1 モル) を構成するすべての分子 (それ以外の場合、化学結合の形成中に放出されるエネルギー、または結合の切断に費やされるエネルギー)。 結合エネルギーは結合の強さを示します。 結合エネルギーは、分子が原子に解離する際に吸収され、特定の結合に関係するエネルギーの割合に対応します。
  2 つの原子間の結合エネルギーは、結合多重度に依存します (結合多重度が増加すると、結合エネルギーも増加します)。 二原子分子の場合、結合エネルギーは分子が原子に解離するエネルギーと等しくなります。 たとえば、エネルギー:
  - エタン分子 (C 2 H 6) 内の単炭素結合 (C) は 263 kJ/mol に等しい
  - エチレン (C 2 H 4) の炭素二重結合 (C=C) は 422 kJ/mol に等しい
  - アセチレン分子 (C 2 H 2) 内の炭素三重結合 (C≡C) は 535 kJ/mol に等しい)。
一連の p-、sp 3 -、sp 2 -、sp 軌道、およびハイブリダイゼーションに含まれる場合、結合強度が増加します。
d軌道。 二原子分子の結合エネルギーは、 熱解離,
そして原子核の結合エネルギーは 質量欠陥.
  たとえば、塩素分子と水素分子の混合物では、Cl 2 分子の結合エネルギーが H 2 分子の結合エネルギーよりも大幅に小さいため、塩素分子間の反応は塩素分子と水素分子間の相互作用よりも速く進行します。 3 つ、4 つ、またはそれ以上の原子からなる系では、二原子系の結合エネルギーよりも大幅に小さいため、多原子系 (結晶など) は比較的低温でのみ存在できます。水素は絶対零度に近く、水は零下です。 温度が上昇すると、結晶は二原子分子に崩壊します。 3 つの陽子と 2 つの電子からなる系の位置エネルギーは、2 つの陽子と 2 つの電子からなる系のエネルギーとは異なります。 その結果、3番目の電子の運動エネルギーは2つの原子からなる分子内の電子の運動エネルギーとは異なり、3つの水素原子からなる系では、エネルギーと運動量の値によって決定される追加の自由空間が現れます。それは3番目の電子によって占められています。 最初の 2 つの電子と比較して、3 番目の電子は異なるエネルギー状態にある (異なる場所を占める) ため、3 番目の電子のスピン方向は関係ありません。 一部の金属原子 (Cd、Zn など) は、結合エネルギーが非常に低い M 2 (M-M) タイプの弱く安定した分子を形成することがあります。 特異的結合エネルギー（または 化学ポテンシャル) - 1 つの粒子が追加されたときの系のエネルギーの変化 (複数の粒子からなる系の場合、いくつかの化学ポテンシャルがあります) 結合エンタルピー標準- 気体物質の原子から 2 原子分子が生成 (1 mol) する反応におけるエンタルピーの変化 (例: H (気体) + Cl (気体) = HCl (気体)) 誘導効果 / 誘導効果- シグマ結合を形成する原子の電気陰性度の違いによる、シグマ結合に沿った電子密度の変化。 この効果は本質的にベクトルであり、飽和鎖のすべての原子に一方向に影響を及ぼし、プラスにもマイナスにもなり得ます。 この効果は単純な結合の連鎖に沿ってすぐに消え、比較的短い距離でのみ現れます。
ノート:
 1 。 誘導効果とメソメリック効果は、化合物の特性 (特に酸と塩基の強度)、反応速度、系内の平衡位置、分子の反応性に影響を与えます。
 2 。 原子の相互影響は、単純な二重結合 (誘導効果) または共役二重結合 (メソメリック効果) の連鎖を通じて発生します。 メソメリック/共鳴/共役効果- 原子の相互影響の一種で、分子の一部の電子密度の分布の変化が他のすべての部分の電子密度の再分布を引き起こす場合 インターフェース回路（共役多重（二重および三重）結合のシステムによる）。 メソメリック効果は通常、共役化合物で発生し、基底状態の分子の分極を引き起こします。 結合の非局在化などのメソメ効果は、軌道が共役すると現れます。 共役効果の動的/互変異性:
  - 試薬が（二分子衝突中に）共役系と直接相互作用し、反応を引き起こすときに発生します。
  - ある原子のオクテットから別の原子のオクテットへの電子対の完全な移動（古い結合のヘテロリシスによる切断と新しい結合の形成を伴う）
  - 攻撃試薬の影響下での分子の電子雲の密度の再分布の結果 静的ペアリング効果- 非反応分子内の二重結合の共役の結果 エレクトロメリック効果- 試薬の電場の影響下で遷移状態にある反応するイオンまたは分子の共役結合系の分極による動的（メソメリックに近い）効果