91

3. Химическая связь и строение молекул

3.1. Типы химической связи

Существует два основных типа химической связи – ионная и ковалентная. Ионная связь связана с переходом электрона (электронов) от одного атома к другому и образованием противоположно заряженных ионов, образующих молекулу за счёт электростатического притяжения.

Связь, образованная электронами, принадлежащими обоим атомам, называется ковалентной. Её обозначают чертой или точками:

Строго говоря, общая пара электронов принадлежит “на равных” обоим атомам только в том случае, когда атомы одинаковы. При разных атомах общая пара смещена к одному из атомов в соответствии с их электроотрицательностью (ЭО).

Электроотрицательность определяется как суммарная характеристика способности атома отдавать и присоединять электроны при образовании химической связи. Принципов построения и соответственно шкал ЭО много. Например, по Малликену величина ЭО вычисляется как полусумма энергии ионизации и сродства к электрону. Наиболее распространена шкала Полинга. Ниже приведена качественная шкала величин ЭО:

ЭО_F > ЭО_O > ЭО_N  ЭО_Cl > ЭО_S  ЭО_C > ЭО_H  ЭО_P > ЭО_B 

 ЭО_As > ЭО_Si > ЭО_Ge > ЭО_Be > ЭО_Mg > ЭО_Ca  ЭО_Li > ЭО_Na > ЭО_K > ЭО_Cs

В практических операциях важны не сами величины ЭО, а их разности. Порядок же изменения этих разностей совпадает для разных шкал ЭО. Чем больше разница величин ЭО, тем больше общая пара электронов смещена к одному из атомов, тем полярнее связь. Например:

MgF₂ NaCl PF₃ AsCl₃

(ЭО) 2,8 2,6 1,9 1,5

Из приведенных цифр следует, что наиболее полярная связь в MgF₂ , наименее полярная – в AsCl₃. Ковалентную связь, образованную различными атомами, где наблюдается смещение общей электронной пары, называют полярной ковалентной связью. Это самый распространенный тип химической связи.

Смещение электронной плотности при образовании ковалентной связи, обусловленное различием в величинах ЭО атомов, можно учесть, приписав атомам так называемые эффективные заряды () в единицах заряда электрона. Это в значительной степени условные величины, так как электронное облако делокализовано и его нельзя “разделить” между ядрами. Эффективные заряды определяют экспериментально из спектральных данных.

Если связь чисто ковалентная, то =0. В ионной молекуле эффективный заряд равен заряду иона, для остальных полярных молекул (точнее молекул с полярными связями)  имеет промежуточное значение. Это позволяет трактовать полярную ковалентную связь как комбинацию из ионной и чисто ковалентной связей. Например, в молекуле хлороводорода эффективный заряд на атоме водорода +0,2; на атоме хлора –0,2 соответственно. При наличии чисто ковалентной связи эффективный заряд на атоме был бы равен нулю, а при ионной связи составил бы 1. Таким образом, имеющееся распределение электронной плотности в молекуле хлороводорода можно представить следующим образом: 0,21 + 0,80. Другими словами, в молекуле HCl лишь 20% связи носит ионный характер, а на 80% связь ковалентная.

В молекуле NaCl, существующей в газовой фазе, эффективные заряды на атомах составляют соответственно +0,8 и –0,8. Следовательно, в этом случае связь на 80% носит ионный характер. В молекуле ВаО (двойная связь) эффективные заряды 0,43, откуда следует, что степень ионности связи в этой молекуле составляет

Даже в таких молекулах как CsF и RbF, где разница ЭО атомов максимальна, эффективные заряды не равны единице. Это фактически указывает на то, что говорить о ионной связи можно лишь с какой-то степенью точности.

Ковалентная связь направленна и насыщаема. Направленность обусловлена конкретной ориентацией электронных орбиталей в пространстве. Насыщаемость, т. е. невозможность образования связей больше определённого числа, связана с ограниченной емкостью валентной оболочки. Ионная же связь в силу сферической симметрии кулоновского потенциала ненаправленна и ненасыщаема.