andruhova

Атом, предоставляющий свою электронную пару для образования ковалентной связи, называется донором, а атом, предоставляющий пустую орбиталь, – акцептором. Ковалентная связь, образованная таким способом, называется донорно-акцепторной связью. В катионе аммония эта связь по своим свойствам абсолютно идентична трем другим ковалентным связям, образованным первым способом, поэтому термин “донорноакцепторная” обозначает не какой-то особый вид связи, а лишь способ ее образования.

Согласно методу валентных связей валентность элементов определяется как числом неспаренных электронов у атома, так и числом связей, которые атом образует по донорно-акцепторному механизму.

8.2.3.Полярная и неполярная ковалентная связь

Если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента, то электронное облако распределяется в пространстве симметрично относительно ядер атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной.

131

Если ковалентная связь образуется между атомами различных элементов, то общее электронное облако смещено в сторону одного из атомов. В этом случае ковалентная связь является полярной.

Для оценки способности атома притягивать к себе общую электронную пару используют величину электроотрицательности. Чем больше

электроотрицательность атома, тем сильнее притягивает он общую электронную пару.

В результате образования полярной ковалентной связи более электроотрицательный атом приобретает частичный отрицательный заряд, а атом с меньшей электроотрицательностью – частичный положительный заряд. Эти заряды принято называть эффективными зарядами атомов в молекуле. Они могут иметь дробную величину. Например, в молекуле HСl эффективный заряд равен 0,17e (где е – заряд электрона):

Hq+Clq– q=0,17 e

Система из двух равных по величине, но противоположных по знаку зарядов, расположенных на определенном расстоянии друг от друга, называется электрическим диполем. Очевидно, что полярная молекула является микроскопическим диполем.

Хотя суммарный заряд диполя равен нулю, в окружающем его пространстве существует электрическое поле, напряженность которого пропорциональна дипольному моменту μ = q·l.

В системе СИ дипольный момент измеряется в Кл м, но обычно для полярных молекул в качестве единицы измерения используется дебай:

1 Д = 3,33 10–30 Кл м

Дипольный момент служит количественной мерой полярности молекулы.

132

8.2.4. Ионная связь

Химическая связь в молекулах и кристаллах, состоящих из ионов,

называется ионной. Она является предельным случаем ковалентной полярной связи и образуется атомами, электроотрицательности которых значительно различаются. При образовании ионной связи происходит почти полный переход связующей электронной пары к одному из атомов, и образуются положительный и отрицательный ионы, удерживаемые вблизи друг друга электростатическими силами. Поскольку электростатическое притяжение к данному иону действует на любые ионы противоположного знака независимо от направления, ионная связь, в отличие от ковалентной,

характеризуется ненаправленностью и ненасыщаемостью. Молекулы с наиболее выраженной ионной связью образуются из атомов типичных металлов и типичных неметаллов (NaCl, CsF и т.п.), т.е. когда различие в электроотрицательности атомов велико.

8.2.5. Водородная связь

Атом водорода, соединенный с атомом сильно электроотрицательного элемента способен к образованию еще одной химической связи с другим подобным атомом. Эта связь называется водородной. Обладая ничтожно малыми размерами и не имея внутренних электронных слоев, которые отталкиваются отрицательно заряженными атомами, ион водорода способен проникать в электронные оболочки других атомов.

Некоторые соединения водорода с сильно электроотрицательными неметаллами имеют аномально высокие температуры кипения:

133

Температуры кипения воды и фтористого водорода, выпадающие из общей закономерности в приведенных рядах соединений, свидетельствуют о наличии специфического взаимодействия между молекулами. Связи в H2O и HF сильно полярны. Вследствие кулоновского взаимодействия происходит притяжение противоположно заряженных концов молекул, и возникает межмолекулярная водородная связь:

H O H O H F H F

H H

134

8.2.6. Металлическая связь

Более 80 элементов периодической системы в твердом состоянии проявляют т.н. металлические свойства. Валентные электроны, осуществляющие химическую связь, принадлежат не двум или нескольким атомам, а всему кристаллу металла. При этом валентные электроны способны свободно перемещаться в объёме кристалла. Образованную подобным образом химическую связь называют металлической связью, а совокупность «свободных» электронов в металле – электронным газом.

8.3. Гибридизация атомных орбиталей

Американский ученый Л. Полинг выдвинул идею о гибридизации атомных орбиталей. Согласно этой идее, если у атома, вступающего в химическую связь участвуют различные атомные орбитали (АО) одного и того же атома (s, p, d, f), то исходные неравноценные АО, как бы «перемешиваясь», образуют энергетические равноценные гибридные

135

орбитали. При этом происходит перераспределение электронной плотности, которая требует затрат энергии. В результате гибридизации электронное облако вытягивается по направлению к взаимодействующему атому, благодаря чему увеличивается его перекрывание с электронными облаками последнего. Это приводит к образованию более прочной химической связи, и следовательно, к выделению дополнительной энергии, которая и компенсирует затраты энергии на гибридизацию.

Поэтому при образовании молекулы форма и взаимное расположение атомных электронных облаков изменяется по сравнению с их формой и расположением в свободных атомах. В результате достигается более полное перекрывание орбиталей при образовании связи.

Форма гибридной орбитали может быть определена математически путем сложения волновых функций исходных орбиталей. В результате сложения волновых функций s- и p-орбиталей с учетом их знаков оказывается, что плотность электронного облака (величина |ψ|2) по одну сторону от ядра повышена, а по другую – понижена.

В целом процесс гибридизации включает следующие этапы:

1.Возбуждение атома

2.Гибридизация орбиталей возбужденного атома,

3.Образование связей с другими атомами.

Затраты энергии на первые два этапа компенсируются выделением большего количества энергии при образовании более прочных связей с гибридными орбиталями.

Тип гибридизации определяется типом и количеством участвующих в ней орбиталей. Гибридные облака располагаются в атоме так, чтобы взаимодействие между электронами было минимальным, т.е. как можно дальше друг от друга.

Ниже рассмотрены примеры различных видов гибридизации s- и p- орбиталей.

136

Электронно-графическая формула атома бериллия в нормальном и возбужденном состоянии имеет следующий вид:

Схема гибридизации атомных орбиталей атома бериллия:

Схема образования молекулы BeCl2:

Рисунок 8.2. Перекрывание sp-орбиталей атома бериллия и p-орбиталей атома хлора в молекуле BeCl2

Электронные р-облака каждого атома хлора располагаются по обе стороны атома бериллия, молекула имеет линейное строение. Обе связи Be—Cl в этой молекуле во всех отношениях равноценны.

Экспериментальное определение структуры молекул BeГ2, ZnГ2, CdГ2, HgГ2 (Г–галоген) показало, что эти молекулы являются линейными, и обе связи металла с атомами галогена имеют одинаковую длину.

138

sp2-гибридизация. Если в гибридизации участвует одна s- и две p-

орбитали центрального атома, то образуется три равноценные гибридные sp2-орбитали, расположенные под углом 120° друг к другу в плоскости xy.

Такой тип гибридизации имеет место, например, при образовании соединений бора. Например, образование молекулы BF3. Каждый атом фтора, входящий в состав этой молекулы, обладает одним неспаренным электроном (…2s22р5), который и участвует в образовании ковалентной связи. В нормальном состоянии атом бора имеет следующую конфигурацию: 1s22s22р1. Возбужденный атом бора обладает тремя неспаренными электронами 2s12р2 – одним s-электроном и двумя p-электронами. Из трех неравноценных орбиталей образуются три эквивалентные sp2-гибридные орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу (рисунок 8.3).

Схема гибридизации АО атома бора:

139

Таким образом, молекула BF3 имеет плоское строение, атомы фтора располагаются вокруг атома бора по вершинам равностороннего треугольника. Все три связи B—F в молекуле BF3 равноценны.

Рисунок 8.3. – Перекрывание sp2-орбиталей бора и p-орбиталей фтора в молекуле BF3

Действительно, как показывают экспериментальные исследования, молекулы таких соединений бора, как BГ3 (Г-галоген), B(CH3)3 – триметилбор, B(OH)3 – борная кислота, имеют плоское строение. При этом три связи бора в указанных молекулах имеют одинаковую длину и расположены под углом 120°.

sp3-гибридизация. Взаимодействие одной s- и трех p-орбиталей сопровождается sp3 - гибридизацией, при которой четыре гибридные орбитали симметрично ориентированы в пространстве под углом 109°28′ к четырем вершинам татраэдра.

Такой тип гибридизации характерен, например, для углерода и его аналогов – кремния и германия.

Рассмотрим образование молекулы СН4. Каждый атом водорода, входящий в состав этой молекулы, обладает одним неспаренным электроном 1s1, который и участвует в образовании ковалентной связи. Атом углерода в

140