14 Вопрос Водородная связь. Донорно-акцепторная связь.
Водородная связь
Наиболее известный пример соединения с водородной связью-это вода. Поскольку атом кислорода более электроотрицателен, чем связанные с ним два атома водорода (см. табл. 2.2), он оттягивает связывающие электроны от атомов водорода. Как мы уже знаем, в результате образования такой полярной ковалентной связи возникает диполь*. Атом кислорода приобретает небольшой отрицательный заряд 5 — , а каждый атом водорода - небольшой положительный заряд 5+. Этот положительный заряд атома водорода притягивается к неподеленной паре электронов на атоме кислорода соседней молекулы воды (рис. 2.16). Возникающая сила притяжения между атомом водорода и электроотрицательным атомом называется водородной связью. Хотя водородная связь намного слабее ковалентной, она обусловливает целый ряд аномальных свойств воды (см. ниже).
Водородная связь чаще всего образуется с участием атомов таких элементов, как кислород, фтор и азот. Атомы этих элементов имеют высокую электроотрицательность и характеризуются малыми размерами. Водородная связь гораздо слабее с атомами большего размера, как, например, с хлором или серой, хотя по электроотрицательности эти элементы сравнимы с азотом (см. табл. 2.2).
Водородные связи, показанные на рис. 2.17, являются примерами межмолекулярных водородных связей; такие связи возникают между двумя молекулами. Однако водородная связь может осуществляться и внутри одной молекулы (рис. 2.18). Такая связь называется внутримолекулярной водородной связью. Она распространена не столь сильно, как межмолекулярная водородная связь.
* Существенной особенностью атома водорода является то, что при оттягивании связывающих электронов оголяется его ядро (не экранированный другими электронами протон), а это приводит к появлению большого диполя. Прим. перев.
Слабые и сильные водородные связи
В настоящее время существует мнение, что есть два типа водородных связей-слабые и сильные. Слабые и сильные водородные связи различаются по длине связи и по энергии связи:
Слабые водородные связи Сильные водородные связи
Все водородные связи являются примерами слабой или обычной водородной связи. Экспериментальные данные свидетельствуют о том, что сильные водородные связи существуют в следующих ионах:
водороддифторид-ион [F—H—FJ-
гидратированный гидроксид-ион [НО—H—OH]-гидратированный ион оксония [H2O—H—OH2] +
а также в некоторых органических и неорганических соединениях.
Донорно-акцепторная связь.
Донорно-акцепторный механизм (иначе координационный механизм) — способ образования ковалентной химической связи между двумя атомами или группой атомов, осуществляемый за счет неподеленной пары электронов атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора.
Термины «донорно-акцепторная связь» или «координационная связь» некорректны, поскольку это не есть вид химической связи, а лишь теоретическая модель, описывающая особенность её образования. Свойства ковалентной химической связи, образованной по донорно-акцепторному механизму, ничем не отличаются от свойств связей, образованных по обменному механизму (например, связи N—H в аммонии (NH4+) или связи O—H в гидроксонии (Н3O+)).
Образование аддукта аммиака итрифторида бора
Донорами обычно выступают атомы азота, кислорода, фосфора, серы и др., имеющие неподелённые электронные пары на валентных орбиталях малого размера. Роль акцептора могут выполнять ионизированный атом водорода H+, некоторые p-металлы (напр., алюминий при образовании иона AlH4-) и, в особенности, d-элементы, имеющие незаполненные энергетические ячейки в валентном электронном слое.
Именно с позиций донорно-акцепторного механизма описывается образование локализованных ковалентных связей в молекулах и молекулярных ионах комплексных (координационных) соединений: связь формируется за счёт неподелённой пары электронов лиганда и свободной орбитали атома-комплексообразователя. Донорно-акцепторный механизм также описывает образование промежуточных продуктов (интермедиатов) реакции, например, комплексов с переносом заряда.
Модель донорно-акцепторного механизма существует только в рамках представлений о валентности как о локализации электронной плотностипри образовании ковалентных связей (метод валентных схем). В рамках метода молекулярных орбиталей необходимости в подобных представлениях нет.