Химическая связь

энергии системы – выделение в виде теплоты)

Характеристики молекулы

качественный и количественный состав,
пространственное расположение атомов,
энергия взаимодействия атомов,
молекулярная структура (геометрическое расположение атомов в молекуле)
электронная структура (распределение электронной плотности между этими атомами, а также энергетические параметры) и др.

Геометрическое строение молекул - из экспериментальных данных электронная структура - с привлечением теорий электронного строения.

Число атомов в молекуле не ограничено:
1 атом (молекулы газов - вещество Ar),
2 атома (O2),
небольшое число атомов (S8),
много атомов (молекула вещества “найлон” содержит до 10000 атомов)
очень большое количество атомов (алмаз - практически молекула-кристалл).

вблизи положительных зарядов нескольких ядер

даже качественно правильные решения уравнения Шредингера
получаются не всегда

(!)

приближенные теории

Метод валентных связей
(МВС)

Метод молекулярных орбиталей
(ММО)

ХС обеспечивается парой электронов, движущихся в поле двух ядер (двухэлектронные локализованные связи)

ХС обеспечивается электронами всех атомов, движущимися в поле их ядер. Используют приближение МО ЛКАО (МО как Линейная Комбинация АО)

квантовая химия:

Типы ХС - разные (ковалентная, ионная, металлическая и др.)
причина - одна

(ψ = f(r))

r1 – начало взаимодействия е1 с ядром(2), и е2 с ядром(1)

r0 – система находится в наиболее устойчивом состоянии

Предположили: зависимость ψ от координат сохраняется при сближении атомов Н («возмущения»)

Е0 – энергия системы невзаимодействующих атомов Н

Метод валентных связей

электронов принадлежат обоим ядрам.
Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Схемы различных случаев перекрывания АО:

положит. положит. отрицат. нулевое

таких общих электронных пар (число ковалентных связей данного атома) называется его ковалентностью (или спинвалентностью – по числу неспаренных е-, предоставляемых для образования пар)

Недостатки: МВС не объясняет существования молекулярного иона Н2+ (Есвязи 256 кДж/моль), парамагнетизм молекулы кислорода О2 и т.д.

Плюсы: МВС объясняет образование определенного числа связей, ее направленность, удовлетворительно описывает структуру и свойства молекул.

атомов) и электронов (ранее принадлежавших атомам).
Все электроны являются общими для всех ядер, т.е. ХС становятся многоцентровыми (двухцентровая в МВС – частный случай!).
Состояние е- в молекуле описывается решением уравнения Шредингера для молекулярной системы

Решение одного уравнения с большим числом переменных невозможно – одноэлектронное приближение
(одноэлектронные волновые функции – МО)

Распределение электронов по МО в рамках одноэлектронного приближения основано на тех же принципах, что и в теории строения атома - распределение е- по атомным орбиталям
(принцип минимума энергии, принцип Паули, правило Хунда)

ЛКАО:

(для молекулы водорода)

сi1,2 - численные коэффициенты, находятся решением ур. Шредингера

- s-АО электрона вблизи первого (второго) ядер

Для любой системы из k АО справедливо:

Количество МО равно суммарному количеству АО

Ψ1 = с11 · ψ1 + с12 · ψ2 ,
Ψ2 = с21 · ψ1 + с22 · ψ2.

Для молекулы Н2, ионов Н2+ и Н2- могут быть по 2 МО:

Ψ1 = с1(ψ1 + ψ2),
Ψ2 = с2(ψ1 - ψ2).

значение !)

(П. св. может быть нецелочисленным !)

me – число е
x – число связанных атомов

+259 кДж/моль

+293 кДж/моль

наиболее «чувствительных» к внешним воздействиям – МО, на которых расположены электроны внешних слоев (самых высоких энергий)

ВЗМО – высшая занятая молекулярная орбиталь

НВМО – низшая вакантная молекулярная орбиталь

больше, чем ближе энергии исходных АО, и чем больше величина перекрывания орбиталей

полярная

по степени обобществления эл. плотности между атомами:
локализованная, делокализованная

по количеству связей, образуемых между атомами:
насыщаемая, ненасыщаемая

по направленности связей между атомами:
направленная, ненаправленная

плотность =

Соединений с неполярной связью сравнительно немного.
Абсолютное большинство соединений образованы сочетанием разнородных атомов, соединенных полярной связью.

Полинг:

энергии диссоциации молекул А-В, А-А, В-В

χLi = 1.0, χН = 2.2, χF = 4.0

(термохимический подход)

ионизации
Ее – сродство к электрону

Малликен-Джаффе:

χП=0.336(χМ-0.615)

(1960)

Если два атома с разными Э.о. соединяются, то в молекуле их электроотрицательности выравниваются

промежуточное значение Э.о.:

Движущая сила – выравнивание энергий связывающих орбиталей атомов:
А + е- - χА должна уменьшаться
А - е- - χА должна увеличиваться

Примеры:

атом Ве – низкая Э.о., ион Ве2+ - сильно притягивает электрон
атом О – высокая Э.о., ион О2- - низкое сродство к электрону

металлы
величины Э.о. в разных шкалах связаны между собой простыми соотношениями

Известно более 20 различных шкал электроотрицательности

Различия:
расчеты основаны на совершенно различных подходах
абсолютные значения Э.о., полученные разными методами, значительно различаются между собой

Понятие Э.о. оказалось полезным для понимания, объяснения и даже предсказания многих свойств, касающихся энергии и распределения заряда в химических связях (ионность и полярность связи, энергия диссоциации и др.)

меньше атомные радиусы) и больше заряды ядер, тем прочнее должна быть связь

Параметрами, характеризующими химическую связь (кроме энергии), являются ее длина, полярность и поляризуемость

Длина связи

- среднее расстояние между ядрами атомов

lH-H

При прочих равных параметрах, чем больше полярность связи, тем больше ее энергия и, следовательно, меньше длина, прочнее связь.

Полярность связи -
дипольный момент μ :
μ = δ ⋅ l (Дебай – D)
где δ - эффективный заряд,
l – длина связи

μ(LiF) = 6,30 D
μ(HF) = 1,90 D

Полярность молекул

в молекуле

характеризуют степень ионности связи ( i )

В кристаллах солей

RbCl
KCl
NaCl
NaF

i, %
99
98
90
97

i = f(Δχ)2

Δχ – разность Э.О.
связанных атомов

(полярности) связи можно подойти и с другой стороны – с точки зрения поляризации ионов (рассмотрим позже)

диссоциирует в воде лишь частично (гораздо большая жесткость, т.е. слабая поляризуемость связи из-за малого радиуса фтора).

Поляризуемость связи

- способность становиться более полярной
под действием внешнего электростатического поля

Например:

μ(HCl) = 0,96 D
μ(HF) = 1,90 D

и кристаллов с делокализованными связями – лучше МО

Валентность

Менделеев – переменная В.

В. элемента – мера способности его атомов соединяться с другими атомами в определенных соотношениях

определение В. как числа ковалентных связей не объясняет существование и свойства некоторых молекул (О3, СО)

в настоящее время: В. – это сумма ковалентности и электровалентности

характеристика участия атома в ковалентных химических связях

порядок связи

вклад, определяемый величиной эффективного заряда атома

Ранее: В. – число атомов водорода, с которыми может соединиться атом данного элемента

АО

1+1 - ординарная (одинарная) Н2
1+0 - Н2+ (порядок связи 0.5)
2+0 - донорно-акцепторная (NH4+)
2+1 - д.-а. (порядок связи 0.5) He2+

наиболее прочная связь – (1+1),
остальные – слабее (до 3 раз)

Ковалентности атомов некоторых элементов

Li

ковалентность
1 1(1+1)
2 1(1+1) + 1(2+0)
4 1(1+1) + 3(2+0)

2s1

2p

Li

равна 4
К.ч. = 4 (стерические препятствия, ограниченность набора орбиталей)

Валентные возможности атомов

Координационное число (К.ч.)
– число σ-связей, образуемых центральным атомом

Связывающие π-электроны в основном не оказывают влияния на стереохимическое строение

Атомы элементов III и послед. периодов имеют 9 орбиталей (1s+3p+5d) – ковалентность не превышает 9
К.ч. = до 6 (стерические препятствия, симметрия)

Бόльшие К.ч. – встречаются у атомов переходных рядов V и последующих периодов

существует!

N2

в - фотоэлектронный спектр молекулы N2

Третьяков, с.161

атомов (до N включительно) Еs-АО и Еp-АО близки (сильное взаимо-действие собствен-ных s- и pz-АО при образовании σ-МО): 1σ<2σ<1π<3σ<2π<4σ

у тяжелых атомов s- и pz-АО слабо взаимодействуют: 1σ<2σ<3σ<1π<2π<4σ

плотности

Энергия связи молекул Э2:

Благодаря наличию d-орбиталей, атомы хлора способны к повышению порядка связи в молекуле – кроме (1+1), появляются дополнительные (2+0) взаимодействия

–
эл. плотность ближе к F (δ-)

1σсвяз МО ближе к 1s АОН –
эл. плотность ближе к Н (δ-)

Третьяков, с.163

(!)

Еиониз ≡ ЕВЗМО (несвязывающая МО ~ p-AOЭ)

HI – самый сильный восстановитель!

Мера энергии ХС – разница между ЕАО и ЕМО

В ряду HF - HI энергия связи уменьшается!

Глинка, с.126

орбиталях - 11 электронов, из них 5 неспаренных

(ЭН2)

Приближенная схема МО молекул ЭН2

Глинка, с.132

Э = O, S, Se, Te

Еиониз(ЭН2) ~ Еиониз(Э)

Еиониз(Э) ↓ В.А.(Э) ↑

Еиониз(ЭН2) ↓ В.А. (ЭН2) ↑

АО остальных атомов,
а не АО всех атомов друг с другом

по симметрии:

АОС АОН

связи

В молекуле диборана В2Н6 на 8 межатомных связей имеется 12 валентных электронов

«Лепестковые» атомы водорода

мостиковая связь – участие атома в одновалентном состоянии одновременно в двух связях

«банановая» связь

«Особые» случаи

существование таких молекул образованием трехцентровых связей

на примере B2H6 и XeF2

связей – не подходит для молекул с высокой степенью делокализации электронов (арены, графит, NO3-, CO3-, BnHm).

Пример: бутадиен

Атомы С1 и С2, С3 и С4 попарно образуют две π-МО из четырех р-АО

но р-АО С2 может перекрыться и с р-АО С3 !

пар (Гиллеспи):

во многих соединениях связь между атомами может считаться (2с, 2е)
внешняя оболочка каждого атома состоит из нескольких ЭП: НЭП (только этого атома) и ПЭП (обобществленная)
расположение пар можно изобразить в виде вершин многогранника (при соединении всех ЭП прямыми линиями)
ЭП стараются максимально удалиться друг от друга
отталкивание ослабевает в ряду НЭП-НЭП, НЭП-ПЭП, ПЭП-ПЭП
ПЭП связи с концевым атомом имеет наименьший объем для наиболее электроотрицательного атома

ПЭП + 2 НЭП Валентный угол H-O-H 104.5

В методе ВС отклонение валентных углов от 90º объясняется
взаимным отталкиванием протонов, имеющих заметный заряд

одного атома с образованием
новых (обобщенных) орбиталей

пару, чем ПЭП, при этом отталкивание ослабевает в ряду НЭП-НЭП, НЭП-ПЭП, ПЭП-ПЭП

CH4, 109.5º> NH3, 107.3º > H2O, 104.5º

ион нитрония

нитрит-ион

диоксид азота

не аксиальные в тригональной бипирамиде у молекул АХ4Е, АХ3Е2, АХ2Е3 и транс, а не цис-положения в октаэдре у молекул АХ4Е2

более электроотрицателен связанный атом, тем сильнее смещается в его сторону электронная плотность σ-связи

Примеры:

OH2, 104.5º > OF2, 103º

NH3, 107.3º > NF3, 102º

PI3, 102º > PBr3, 101.5º > PCl3, 100º

AsI3, 101º > AsBr3, 100.5º > AsCl3, 98.4º

геометрическую форму в первую очередь определяют
число σ-связывающих электронов и число НЭП

π-связь имеет то же направление, что и сочетающаяся с ней σ-связь, тогда как ПЭП σ-связи и НЭП занимают различные стереохимические места у центрального атома

Однако, наличие кратной связи может изменять валентные углы в молекуле

(!)

незаполненного уровня

Во II периоде возможны 4 ЭП, поэтому угол между связями близок к 109.5º. В следующих периодах валентные уровни не заполнены максимальным числом ЭП (напр., 9 в IV периоде), что вызывает сдавливание ПЭП со стороны НЭП

Примеры:

OH2, 104.5º ≥ SH2, 92.2º > SeH2, 91.0º > TeH2, 89.5º

NH3, 107.3º ≥ PH3, 93.3º > AsH3, 91.8º > SbH3, 91.3º

Примечание:

В методе ВС обсуждаемое изменение углов НХН объясняется тем, что гибридные орбитали связи имеют преимущественно «р-характер», а орбиталь НЭП – главным образом «s-характер». Однако: энергии орбиталей 3s и 3p более близки, чем энергии 2s и 2p, и закономерность должна была бы иметь обратный порядок !

атом иода имеет 10 электронов:
7 - «своих»
2 – от каждого из атомов хлора
1 – заряд иона
Тип молекулы: АВ2Е3
А – центральный атом
В – ПЭП
Е – НЭП

НЭП занимают больший объем, отталкиваются сильнее ( 120º)

ион – линейный
угол Cl-I-Cl 180º

эксперимента – все связи равноценны !

для отображение этого предполагают делокализацию π-связи (и «-») на все атомы О

Аналогичная делокализация π-связи предполагается для иона NO3-

виде не существуют (!)

π-орбиталь делокализована между всеми тремя атомами
sp2-гибридизация
угол O-S-O 119.5º

к описанию химических связей:

оба метода являются приближенными
для данной молекулы они приводят к сходному результирующему распределению электронов
в обоих методах наиболее существенны обобществление электронной плотности связывающих электронов между ядрами и концентрирование плотности электронного облака между ними
σ- и π-связи отличаются друг от друга как по характеру перекрывания электронных облаков, так и по свойствам симметрии

Эта общность – для двухцентровых связей (МВС – только такие).
Оба метода имеют «+» и «-». ММО – более общий и универсальный. Они дополняют друг друга, и оба развивают теорию х.с. Бутлерова.

результат эл.стат. взаимодействия противоположно заряженных ионов.

М+, Х-, NH4+, SO42-

Коссель: И.с. носит только электростатический характер

(приобретение внешней оболочки инертного газа)

М - е → М+, Х + е → Х-

Электровалентность – определяется числом отдаваемых или принимаемых электронов при образовании ионной связи

Энергия И.с. растет с увеличением заряда ионов и уменьшением расстояния между ними.

Е = Еприт + Еотт

Еприт = - Z2/r

Еотт = A/rn

A = const, n~ 9

ассоциации

частично ковалентный характер И.с.

Даже в галогенидах щелочных металлов не происходит полного разделения зарядов

RbCl
KCl
NaCl
NaF

i, %
99
98
90
97

высокие
К.ч. атомов!

– таким взаимодействием, которое приводит к деформации электронных оболочек ионов

Причина поляризации – наличие электрического поля

Ионы поляризуются путем взаимодействия с электрическими полями друг друга

Деформируется внешняя валентная оболочка !

Чем слабее связаны внешние электроны с ядром, тем легче поляризуется ион, тем сильнее он деформируется в электрическом поле

связь как результат сильной поляризации

Правила Фаянса

Поляризующая способность катиона тем выше, чем больше его заряд и меньше размеры; количественно она характеризуется
ионным потенциалом катиона Φ = Z+/r.

Чем выше Φ, тем больше склонность к образованию ковалентных связей с сильно поляризуемыми анионами

аниона.

Анионы типа I-, Se2-, As3- и т.п. особенно легко поляризуются и образуют связи с большой степенью ковалентности.

3. Поляризующая способность катиона будет выше, если он не имеет конфигурацию ближайшего благородного газа (заполненная оболочка эффективно экранирует заряд ядра и препятствует поляризации аниона).

Катионы Hg2+ и Ca2+ имеют одинаковый заряд и близкий размер (0.116 и 0.114 нм), но разную электронную конфигурацию
(……………………………… и ……………………………………..),
поэтому катион Hg2+ образует связи с высокой степенью ковалентности, а Са2+ - ионные кристаллы.

Пример:

Пример:

HgCl2), (CaCl2 и ВеCl2), LiX, MBrx
растворимость солей (AgX по сравнению с NaX)
энергия гидратации
гидролиз (!)

Как правило, у анионов большой размер, низкий заряд, и они имеют конфигурацию инертного газа, поэтому поляризующее действие аниона на катион невелико (пренебрегают), т.е. считают, что поляризация имеет односторонний характер .
Однако! Если катион легко деформируется, возникший в нем диполь усиливает его поляризующее действие на анион, а тот усиливает свое действие на катион и т.д.
Это приводит к дополнительному поляризационному эффекту (особенно велик для 18-электронных катионов Zn2+, Cd2+, Hg2+).

Влияние поляризации:

- да

- дополнительное взаимодействие друг с другом электрически нейтральных атомов и молекул, которые валентно-насыщены в обычном понимании

сильно влияют на физико-химические характеристики веществ (Тпл, Ткип и др.),
проявляются на первых этапах химических реакций (при сближении частиц).

ММВ:

постоянное отталкивание

отталкивание – притяжение - отталкивание

притяжение - отталкивание

отталкивания

- силы притяжения, проявляющиеся при сближении частиц

- обусловленные отталкиванием электронных облаков молекул при их дальнейшем сближении

счет электростатических сил диполь-дипольного взаимодействия

μ

μ

μ

μ

Примеры проявления:

Т кипения, K Т плавления, K

N2 77 63
CO 81.5 69

молекула-диполь притягивает другую неполярную молекулу за счет электростатических сил взаимодействия диполь - индуцированный диполь

Еинд растет:
с увеличением μ полярной молекулы
с увеличением поляризуемости неполярной.

μ

μ=0

Ориентационные и индукционные силы зависят от присутствия других полярных молекул, и, следовательно, неаддитивны

Примеры проявления:

В ряду HCl, HBr, HI Тпл и Ткип растут, хотя μ уменьшается (но поляризуемость растет!)

котором они как бы стараются «избежать» друг друга и больше находиться в поле положительного заряда – возникает осциллирующий диполь (время жизни~10-8 c)

Д.в. – универсальны и присутствуют всегда (силы Лондона)

в чистом виде проявляются при взаимодействии
неполярных молекул или атомов инертных газов

Примеры проявления:

рост Тпл и Ткип в ряду F2, Cl2, Br2, I2.

С ростом размеров атомов в составе молекул поляризуемость последних увеличивается – возрастает вклад дисперсионной составляющей в ММВ

поляризуемость молекул

Силы отталкивания (4-ая составляющая) – обусловлены отталкиванием электронных оболочек атомов

В – const
n = 9 (12, 15)

Потенциал Леннард-Джонса

Обычно ЕММВ не превышает 16 кДж/моль, однако в больших молекулах (напр., полимерах), суммарная энергия ММВ достаточно велика.

проявляющиеся в конденсированной фазе (передача электронов от одной молекулы к другой)

Механизм образования аналогичен рассмотренному при образовании ковалентной связи

Образующиеся межмолекулярные силы характеризуются направленностью и насыщаемостью (как ковалентная связь!)

с атомом сильно электроотрицательного элемента, к образованию еще одной химической связи с другим подобным атомом.

Тпл (●), Ткип (○)

Тпл (●), Ткип (○)

в атоме водорода отсутствуют внутренние электронные слои

(!)

электроотрицательностью: фтора и кислорода. Слабее в.с. проявляется у соединений азота, еще слабее – у хлора и серы.

Энергия связи:

ковалентная - ~ 150-400 кДж/моль

водородная - ~ 40 кДж/моль (соединения фтора)
~ 20 кДж/моль (соединения кислорода)
~ 8 кДж/моль (соединения азота)

Этой энергии достаточно для объединения молекул в ассоциаты

затрудняется отрыв молекул друг от друга, что приводит к повышению Тпл и Ткип

– т.н. агрегатного состояния (газ, жидкость, твердое состояние)

газовое состояние

ЕММВ < Екин -

Силы межмолекулярного взаимодействия проявляются, когда молекулы подходят друг к другу на достаточно близкое расстояние (высокие р, обычные или низкие Т.

это приводит к:
малой плотности газа,
стремлению к безграничному расширению,
способности оказывать давление на стенки сосуда

Состояние газа характеризуют: температурой - T, давлением - р и объемом - V

При малых давлениях и высоких температурах для всех типичных газов справедливо
уравнение Менделеева-Клапейрона:

Применяют уравнение Ван-дер-Ваальса:

где a и b - постоянные члены, учитывающие наличие сил притяжения между молекулами и собственный объем молекул, соответственно

обладает свойством текучести,
принимает форму сосуда, в который она помещена

В жидкости отсутствует дальний, но присутствует ближний порядок расположения молекул.

Проявление ближнего порядка заключается в том, что молекулы, расположенные в 1-й сфере окружения данной молекулы, в большей мере задерживаются около нее и, таким образом, определяют некоторую упорядоченность.

Еще большая упорядоченность возникает, если между молекулами жидкости возможны специфические ММВ (водородная связь!)

Агрегатные состояния вещества

(атомов, молекул, ионов) вещества, определенным образом ориентированных друг относительно друга.

ЕММВ > Екин.

Характерно наличие дальнего порядка - достаточно удаленные друг от друга частицы вещества находятся в строго определенном положении и на фиксированном расстоянии.

Формы кристаллов могут быть различными, например:

Агрегатные состояния вещества

Структуру кристаллов устанавливают рентгеноструктурным методом

определенным перемещением (трансляцией) в пространстве некоторой наименьшей группировки частиц - элементарной ячейки.

Ионная решетка
состоит из ионов противоположного знака, чередующихся в узлах.
При этом ионы могут быть простыми (Na+, Cl- ..) и сложными (NH4+, NO3-...).
В связи с тем, что ионная связь - ненасыщенна и ненаправленна, ионная решетка характеризуется высокими к.ч. = 6, 8.
Из-за высокой прочности ионной связи ионные кристаллические решетки прочны, а их кристаллы имеют высокие Тплавления.
Примеры соединений с ионными кристаллическими решетками: NaCl, NH4NO3 и др.

В зависимости от того, какие частицы лежат
в узлах кристаллической решетки, различают
ионные, атомные, молекулярные и металлические решетки.

кремнии, графите.
К.ч. определяются количеством σ-связей центрального атома с окружающими его атомами и не достигают больших значений (часто ~4).
Вследствие высокой прочности ковалентной связи такие решетки очень прочные, а вещества характеризуются высокими температурами плавления.
(алмаз - самое твердое естественное вещество, не проводит эл. ток)
(в графите – делокализованные π-связи – хорошая электропроводность)

Молекулярная решетка
содержит в узлах молекулы, которые связаны между собой за счет ММВ.
Молекулярные решетки - малопрочные, а вещества с такими решетками (твердые H2, O2, N2, CO2, H2O) имеют обычно низкие температуры плавления.

Металлическая решетка
содержит в узлах атомы металлов
(упрощенно – ионы металлов и двигающиеся между ними электроны, вследствие дефицита электронов к.ч. достигает ~ 8-12)

- гладкая поверхность, имеющая не прямые, а овальные границы

резко отличается от кристаллического в отношении нагревания – нет точки плавления (постепенное размягчение, текучесть, и разжижение); при охлаждении – постепенное застывание

в отличие от кристаллов отсутствует дальний порядок

Аморфное состояние характерно для силикатных стекол.

SiO2

кристаллический
(кристобалит,
кварц)

аморфный
(кремень)

ионизации и рекомбинации:

При нагревании до высоких температур

Х → Х+ + е-

Х+ + е- → Х

плазма

низкотемпературная

высокотемпературная

возникает при температурах 104-105 К
степень ионизации (α) невысока (ок. 1%)
получается продувкой газа через дугу (плазмотрон)
применяется в промышленных процессах

возникает при температурах более 105 К
степень ионизации высокая (ок. 100%)
существует на Солнце, в УТС
перспективна для применения в УТС при получении электрической энергии

диаграмма (б)

кристалла NaCl

металлов при 298 К

металлической и ковалентной связей:

К.с. - валентные электроны обобществлены между ограниченным числом атомов

М.с. - валентные электроны обобществлены между атомами всего кристалла

К.с. – распределение электронной плотности между атомами строго направлено

М.с. – равномерное распределение электронной плотности между атомами

М.с. – многоцентровая химическая связь с дефицитом электронов в твердом или жидком веществе, основанная на обобществлении внешних электронов атомов

М.с. возможна только в конденсированном состоянии. В паро- и газообразном состоянии – ковалентносвязанные или свободные атомы

МВС не может объяснить образование М.с.

С точки зрения ММО М.с. – электрон-дефицитная, с дробным порядком связи.

Металлическая связь ненасыщенна

Металлическая связь ненаправленна

металлы: высокие Тпл, Ткип, Еат, твердость

Имеется вклад ковалентности !

Экспериментально установлено: в переходных металлах малая доля валентных электронов обобществлена (~ 1 электрон/атом).
Остальные е образуют ковалентные связи с соседними атомами (перекрывание d-орбиталей) – особенно в элементах середины декад.