Справочники / Врублевский А.И. Химия. Теоретический курс для подготовки к ЕГЭ

А -> Д[П А(Д—>А)

донор акцептор

В качестве доноров выступают частицы, содержащие ато­ мы с неподеденными парами валентных электронов:

Типичными акцепторами являются катион Н+, соединения В(Ш) и Al (ВН3, BF3, А1С13), содержащие вакантные АО.

Как будет показано ниже, одни и те же атомы в составе различных молекул могут быть как донорами электронов, так и их акцепторами (кислород в молекулах СО и HNO3 соот­ ветственно).

Иногда ковалентные связи, образованные по донорно-ак­ цепторному механизму, изображают стрелкой, направленной от донора к акцептору. Следует, однако, всегда помнить, что по своим свойствам эти связи аналогичны связям, образован­ ным по обменному механизму.

Рассмотрим конкретные примеры образования ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

Образование катиона аммония NHJ. Ион NHJ образует­ ся при взаимодействии молекулы аммиака и катиона водорода

вреакциях NH3 с кислотами.

Вэтом случае молекула аммиака — донор электронов, так как у атома азота имеется неподеленная пара электронов (толь­ ко три из пяти валентных электронов атома азота участвуют

вобразовании связей с тремя атомами водорода), а ион Н+ — акцептор электронов, так как содержит вакантную Is-АО:

н

Образование катиона гидроксония Н3О+. Ион Н3О+ обра­ зуется при взаимодействии молекулы воды и катиона водорода.

В этом случае в роли донора электронов выступает моле­ кула воды (конкретно — атом кислорода, у которого имеется две неподеленные пары электронов, поскольку из шести ва­ лентных электронов на образование связи с атомами водорода затрачено только два):

о

H26(f [Н2оОн]+ ->

н

Образование молекулы оксида углерода(П) СО. Образо­ вание связей в этом случае удобно представить, символизируя АО клетками:

Видим, что в молекуле СО донором электронов является атом кислорода, а акцептором — атом углерода.

Образование молекулы азотной кислоты HNO3. В этом случае предполагается, что один из атомов кислорода перехо­ дит в возбужденное состояние О* за счет спаривания 2р-элект- ронов. В результате у этого атома появляется вакантная 2р-АО и он может выступать в роли акцептора электронов, а донором электронов будет атом азота:

ся только одна сг-связь и только две л-связи). Примеры струк­ тур молекул с разным числом одинарных и кратных связей:

На рис. 4.4 подробно показано образование связей в мо­ лекуле азота.

Рис. 4.4. Схема образования тройной связи в молекуле азота

Поскольку электронное облако и-связи имеет цилиндриче­ скую форму, вокруг оси данной связи возможно свободное, не разрушающее связь вращение атомов или атомных групп. Однако вокруг кратных связей такое вращение невозможно, поскольку энергия вращательного движения гораздо меньше, чем энергия л-связи. В случае алкенов это приводит к появ­ лению цис-, транс-изомеров.

При осевом перекрывании АО электронная плотность в межъядерном пространстве больше, чем при боковом. Поэто­ му о-связи, как правило, прочнее, чем л-связи, и как раз по этой причине образуются в первую очередь.

Различают ковалентные полярные и ковалентные неполяр­ ные химические связи.

Ковалентная неполярная связь — это связь между ато­

мами неметаллов с одинаковой электроотрицательностью (Н2, О2, Cl2, N2 и т. д.). В молекулах с этой связью электронная плотность связи поровну распределена между атомами (нет зарядовых полюсов, связь неполярная), поэтому атомы электронейтральны, а молекула неполярна.

Ковалентная полярная связь — это связь между атомами

сразличной электроотрицательностью. Как правило, это связи между неметаллами, но не только: Мп2О7, СгО3. В случае таких связей общая электронная плотность связи смещена в сторону атома с большим значением х- В результате на атоме

сменьшим значением % возникает избыточный частичный положительный заряд, а на атоме с большей электроотрица­ тельностью — такой же по величине, но избыточный отрица­ тельный заряд 8~ (Н5+—С15“, Р5+—F5-). Такие частичные за­

ряды называются эффективными.

Молекулы с полярными связями, как правило, тоже полярны. Полярные молекулы называются диполями (имеют два полюса — положительный и отрицательный), условно их обозначают в виде эллипса (£Э>. Примеры полярных молекул: NH3, SO2, Н2О, НС1, HF, HBr, HI.

Способность электронного облака смещаться к одному из связанных атомов (поляризация) различна для су- и я-связей. Легче поляризуется электронное облако я-связи, что оказыва­ ет существенное влияние на строение продуктов реакций с

участием алкенов (правило Марковникова).

Качественно оценить степень полярности связи можно, сравнивая значения х атомов, образовавших связь: чем больше

А/ этих атомов, тем связь более полярная и тем больше величина частичных эффективных зарядов 8 на атомах, обра­

зовавших связь. Например, связь О—Н более полярная, чем N—Н, так как х(О) > x(N), а связь Н—F более полярная, чем

связь Н—О, поскольку x(F) > х(О).

С1 С1

и полярные, если имеют пирамидальное строение:

N

В силу высокой симметрии неполярны молекулы бензола, метана и его тетрагалогенпроизводных с одним и тем же гало­ геном. Напротив, моногалогенпроизводные бензола, а также производные метана с одним — тремя атомами одного и того же галогена в молекуле будут полярными.

4.6. ХАРАКТЕРИСТИКИ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ

Важнейшими характеристиками ковалентной связи являют­ ся: длина Z, энергия Е, направленность, насыщаемость, поляр­ ность.

Длина химической связи — это расстояние между ядра­ ми химически связанных атомов. Длина связи тем больше, чем больше радиусы взаимодействующих атомов. Например, Z(H—S) > Z(H—О), но Z(H—F) < Z(H—С1). Кроме того, длина связи зависит от ее кратности: в ряду однотипных молекул наи­ большая длина у одинарной связи, а наименьшая — у трой­

ной: /(С—С) > Z(C=C) > Z(OC). Значения длин химических связей изменяются в пределах 0,1—0,3 нм (1 нм= 10-9 м).

Под энергией химической связи понимается та энергия,

которая выделяется при ее образовании или затрачивается для разрыва связи. Измеряется энергия связи в килоджоулях на

моль. Энергия связи — мера ее прочности: чем больше энер­ гия связи, тем связь прочнее.

Энергия связи зависит:

•от кратности (в ряду одинарная, двойная, тройная энер­ гия связи растет): Е(С—С) < £(С=С) < ДС=С);