Глава 1. Введение в органическую химию

ВОПРОСЫ И УПРАЖНЕНИЯ

1.Определите электронную конфигурацию атомов: а) водорода; б) кислорода; в) азота; г) серы; д) хлора; е) фосфора.

2.По данным о распределении валентных электронов найдите элемент. Какова электронная конфигурация следующих частиц: а) атома аргона Ar; б) иона калия K+; в) иона стронция Sr2+; г) бромид-иона Br–; д) селенид-иона Se2–; е) иона иттрия Y3+?

3.Перечислите все возможные частицы с конфигурацией внешнего энергетическо-

го уровня 2s22p6.

§ 4.  ТИПЫ И ХАРАКТЕРИСТИКИ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ

Химическая связь — совокупность сил, обусловливающих взаимодействие атомов или ионов друг с другом в химическом соединении.

Ионная связь

В образовании ионной связи участвуют ионы — заряженные частицы, образующиеся в результате отдачи или присоединения электронов атомами или группами химически связанных атомов. Различают два вида ионов: катионы — положительно заряженные ионы, анионы — отрицательно заряженные ионы.

Причина образования связи заключается в тенденции атомов элементов к приобретению устойчивой восьмиэлектронной оболочки. Вспомним это на примере образования ионной пары Na+F–. Условно разделим процесс образования ионной связи на три этапа:

1.Образование катиона Na+. Электронная конфигурация атома натрия 1s22s22p63s1. Для приобретения устойчивой электронной конфигурации ближайшего в Периодической системе инертного газа (Ne) требуется отдать 1e– с внешнего валентного уровня.

2.Образование аниона F–. Электронная конфигурация атома фтора 1s22s22p5. Для приобретения устойчивой электронной конфигурации ближайшего инертного газа (Ne) требуется принять 1e– на внешний валентный уровень.

28

§ 4. Типы и характеристики химической связи

3.Образование связи между катионом и анионом. Атом Na отдает электрон атому F. В результате образуются два иона: Na+ и F–. Данные ионы притягиваются благодаря электростатическому взаимодействию:

Na+ + F– → NaF.

Таким образом, ионная связь — это связь, образующаяся между ионами противоположного знака в результате их электростатического взаимодействия.

Если представить ионы в виде несжимаемых сфер, то они располагаются в кристаллах относительно друг друга в порядке, позволяющем занять минимально возможный объем с минимальной потенциальной энергией. Так образуется ионная кристаллическая решетка.

Ковалентная связь

Именно этот тип связи в основном характерен для молекул органических соединений. Рассмотрим его подробнее.

Ковалентная связь — это связь между атомами, возникающая за счет образования общих связывающих электронных пар. При образовании ковалентной связи происходит перекрывание атомных орбиталей.

Существует два механизма образования ковалентной связи:

1.Обменный механизм. Общая связывающая электронная пара образуется неспаренными электронами исходных атомов. Например, образование ковалентной связи в молекуле водорода и в молекуле хлора:

2.Донорно-акцепторный механизм. Общая связывающая электронная пара предоставляется одним из атомов (донором электронной пары), другой атом предоставляет вакантную атомную орбиталь. Так, при образовании иона аммония NH4+ из молекулы NH3 и иона Н+ атом азота, имеющий не-

29

Глава 1. Введение в органическую химию

поделенную электронную пару, предоставляет ее для образования еще одной ковалентной связи, а ион Н+ — вакантную орбиталь:

Важной характеристикой связи является ее полярность. Различие в значениях электроотрицательности (ЭО) атомов определяет полярность связи.

Электроотрицательность — величина, характеризующая способность атомов того или иного элемента в молекуле или сложном ионе смещать к себе электроны, участвующие в образовании связи. Различают ковалентную полярную и неполярную связи.

Ковалентная неполярная связь — связь между атомами одного и того же элемента, например в молекулах газов хлора, водорода, азота:

Cl Cl, H H, N N.

Ковалентная полярная связь — связь между атомами элементов, которые различаются значениями электроотрицательности. В этом случае общая электронная пара смещается к более электроотрицательному атому, на котором возникает частичный отрицательный заряд (δ–). На атоме с меньшей электроотрицательностью возникает частичный положительный заряд (δ+), например в молекуле хлороводорода:

δ+ δ– H → Cl

Полярность связи указывает на характер распределения электронной плотности в молекуле. Характеристикой полярности связи служит ее электрический дипольный момент.

Диполь — система, состоящая из двух равных по величине, но противоположных по знаку зарядов, расположенных на некотором расстоянии друг от друга.

Дипольный момент связи µ (в Кл·м) определяется по формуле µ = ql, где q — абсолютная величина заряда в кулонах, l — длина диполя (вектор, направленный из центра положительного заряда к центру отрицательного заря-

30

§ 4. Типы и характеристики химической связи

да). Внесистемной единицей измерения дипольного момента является дебай (1D = 3,33·10–30 Кл·м).

Кроме полярности, присущей связям в невозбужденной молекуле, каждая связь обладает определенной поляризуемостью — способностью изменять свою полярность под влиянием внешнего электромагнитного поля. Поляризуемость имеет большое значение для возможности осуществления многих химических реакций в органической химии.

Характеристики ковалентной связи

Ковалентная связь характеризуется различными параметрами, такими как длина и кратность связи, энергия связи, валентный угол и т. д.

Под длиной связи понимают межъядерное расстояние взаимодействующих атомов. Длина связи чаще всего выражается в нанометрах (нм); 1 нм = 10–9 м.

Энергия связи — энергия, выделяющаяся при образовании связи, или энергия, которую потребуется затратить, чтобы разорвать связь между взаимодействующими атомами. Обычно энергия связи выражается в кДж/моль. Чем прочнее связь, тем больше энергия связи.

Валентный угол — угол между линиями, соединяющими ядра атомов, образующих связи. Так, например, валентный угол HOH в молекуле воды равен 104,5°; в молекуле NH3 — 107,5°; валентный угол НСН в молекуле метана равен 109,5° и т. д.

Кратность ковалентной связи характеризуется числом общих электронных пар между соединяемыми атомами. По кратности ковалентная связь может быть:

—одинарной (атомы связаны одной общей электронной парой) — связи

вмолекулах H–H ; Cl–Cl; H–Cl;

—двойной (атомы связаны двумя общими электронными парами) — связи

вмолекуле кислорода О=О;

—тройной (атомы связаны тремя общими электронными связями) — связи

вмолекуле азота N≡N.

При образовании ковалентной связи происходит перекрывание электронных облаков. По способу перекрывания атомных орбиталей различают:

—σ-связь, при образовании которой область перекрывания атомных орбиталей находится на линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов. Между каждой парой атомов может быть только одна σ-связь. Одинарная связь всегда σ-связь.

—π-связь, при образовании которой области перекрывания атомных орбиталей располагаются на линии, перпендикулярной линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов.

31

Глава 1. Введение в органическую химию

Рис. 1.6. Схема перекрывания орбиталей при образовании σ- и π-связей

π-Связь может только дополнять σ-связь в двойной (1 σ-связь и 1 π-связь) или тройной связи (1 π-связь и 2 σ-связи). В случае тройной связи две π-связи располагаются на взаимно перпендикулярных плоскостях.

Схемы образования σ- и π-связей приведены на рис. 1.6. С ростом кратности связи уменьшается ее длина.

Свойства ковалентной связи

Свойства ковалентной связи определяют способность вещества вступать в химические реакции. Наиболее важные из них — насыщаемость связи и ее направленность.

НАСЫЩАЕМОСТЬ

При образовании связи в области связывания могут находиться только два электрона с противоположными спинами. Невозможно использование одной и той же атомной орбитали дважды при образовании химических связей. В этом заключается насыщаемость ковалентной связи.

Насыщаемость ковалентной связи зависит от валентности атомов элементов, образующих связь. Вспомним, что валентность определяется:

—числом неспаренных электронов;

—числом неподеленных электронных пар;

—числом вакантных орбиталей на валентном слое атомов данного элемента.

Во всех органических соединениях углерод четырехвалентен, следовательно атомы углерода находятся в возбужденном состоянии. Конфигурация валентного слоя атома углерода:

32

§ 4. Типы и характеристики химической связи

НАПРАВЛЕННОСТЬ

Так как ковалентная связь образуется при перекрывании атомных орбиталей, которые, в свою очередь, направлены в пространстве (кроме сферических s-орбиталей), то и ковалентные связи пространственно направлены. Направленность ковалентной связи обусловливает определенную пространственную конфигурацию молекул.

Часто химические связи образуются с участием электронов разных энергетических состояний.

Например, у атомов в возбужденном состоянии Be (2s12p1), B (2s12p2), C (2s12p3) в образовании связей одновременно принимают участие s- и p-электроны. Однако связи, образованные с их участием, равноценны и расположены симметрично.

Для объяснения этого факта применяется представление о гибридизации атомных орбиталей.

ВОПРОСЫ И УПРАЖНЕНИЯ

1.Объясните механизм образования ионов: H3O+, BF4–.

2.Какие из известных вам типов химических связей не представлены в данном разделе? Что вы о них знаете?

3.Выберите из списка вещества, в молекулах которых имеется ковалентная неполярная связь: PCl5, CH4, H2, CO2, O2, S8, SCl2, SiH4.

4.Выберите из списка перечисленных ниже веществ те, в молекулах которых имеется ковалентная полярная связь: O3, P2O5, P4, H2SO4, CsF, HF, HNO3, H2.

5.Как меняется полярность связи в ряду HCl — H2S — PH3? Ответ обоснуйте.

6.Определите тип связи и укажите направление смещения по связи электронов в следующих веществах: а) оксид натрия, бромоводород, бромид калия, оксид брома(I), бром; б) фторид лития, литий, фтор, фторид кислорода; в) ортофосфорная кислота, ортофосфат калия, оксид фосфора(V), фосфор.

7.Могут ли быть две σ-связи: а) между двумя атомами; б) у одного из атомов в бинарном соединении?

8.Определите число σ- и π-связей в каждой из молекул: а) SF6, SO3, SO2F2, SO2, SOF2; б) PCl5, P2O5, POCl3, PSCl3, NOCl.

9.Выберите вещества, в молекулах которых содержится: а) двойная связь; б) тройная связь: C2H2, C2H6, C2H4, S2, NH3, CO2, H2S, CH4, N2.

33