3.ТЕОРИЯ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ И СТРОЕНИЯ МОЛЕКУЛ

3.2.Ковалентная связь

Дипольный момент измеряется в единицах Дебаях (Д) и лежит в пределах от 1 до 10 Д. У неполярных молекул длина диполя l = 0, поэтому дипольный момент у них μ = 0. У полярной ковалентной связи μ > 0 и достигает 3,5 Д (молекулы HCl, H2O, NH3 ...). У очень полярной ковалентной связи (или ионной связи) дипольный момент составляет от 3,5 до 10 Д. Чем больше значение дипольного момента, тем полярнее связь и, соответственно, молекула.

3.3. Ионная связь

Химическая связь, осуществляемая путем электростатического притяжения разноименно заряженных ионов, называется электровалентной или ионной связью. Соединения с такой связью называются ионными.

Ионную связь можно считать предельным случаем полярной ковалентной связи, когда общая электронная пара полностью оттягивается к более электроотрицательному атому, образующему отрицательный ион. Атом, отдающий электрон, превращается в положительный ион (катион), а присоединяющий электрон − в отрицательный ион (анион), например:

Ионных соединений не очень много. Ионная связь легко возникает при взаимодействии типичных металлов с низкой электроотрицательностью – s-элементов I и II групп и типичных неметаллов с высокой электроотрицательностью – р-элементов VI и VII групп. Эти группы элементов резко отличаются по величине относительной электроорицательности, разность ОЭО у них больше 2 электронвольт (эВ).

Таким образом, принципиального различия в механизме образования неполярной ковалентной, полярной ковалентной и ионной связей нет. Они отличаются лишь степенью притяжения электронных пар, природа же любой связи едина, она имеет электрическое происхождение.

Ионная связь, в отличие от ковалентной, ненаправленна и ненасыщаема. Ионы можно представить в виде заряженных сфер, силовые поля которых равномерно распространяются в пространстве, поэтому ион может притягивать к себе ион противоположного знака в любом направлении. Этим обуславливается ненаправленность связи. Взаимодействие друг с другом двух ионов не компенсирует силовые поля полностью, остается способность притягивать ионы и в других направлениях – отсюда ненасыщаемость.

Ионные соединения обладают рядом отличительных особенностей: в твердом состоянии образуют кристаллы, в которых закономерно расположены положительно и отрицательно заряженные ионы; имеют повышенные температуры кипения и плавления; в расплавленном состоянии и в растворах обладают хорошей электропроводностью; легко растворяются в полярных растворителях, например в воде.

3.ТЕОРИЯ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ И СТРОЕНИЯ МОЛЕКУЛ

3.4.Водородная связь

связана с распространением в природе воды и соединений со связями О–Н. Большую роль она играет в биологических системах – упорядоченное расположение полипептидных цепей в структуре белка, двойные спирали нуклеиновой кислоты.

3.5. Металлическая связь

Металлические структуры обладают некоторыми очень характерными свойствами: очень большими координационными числами (8, 12); высокой электро- и теплопроводностью, металлическим блеском, непрозрачностью для всех видов радиоволн и др. Очевидно, это обуславливается особенностями связи в металлах.

Атомы большинства металлов периодической системы элементов на внешнем энергетическом уровне содержат небольшое число электронов: 16 металлов − по одному электрону, 56 металлов − по два электрона, 4 металла − по три электрона. Валентные электроны в металлах подвижны, легко перемещаются.

Атомы в кристаллических решетках металлов упакованы плотно, находятся близко друг к другу, что ведет к перекрыванию орбиталей внешнего энергетического уровня, созданию единой зоны проводимости. Валентные электроны из-за низкой величины энергии ионизации практически связаны не с отдельными ядрами, а делокализованы и легко обобществляются.

Таким образом, металлическая связь образуется в результате электростатического притяжения между положительными ионами металлов и обобществленными валентными электронами.

Металлическая связь имеет некоторое сходство с ковалентной, она также основана на обобществлении валентных электронов. Но ковалентная связь − двухэлектронная двухцентровая, а в металлах − многоэлектронная, многоцентровая. Поэтому кристаллы с ковалентной связью хрупки, ломки, а металлы пластичны, т. к. возможно взаимное смещение ионов и электронов без нарушения связи.

3.6. Межмолекулярное взаимодействие. Силы Ван-дер-Ваальса

Очень слабые силы притяжения между нейтральными атомами, молекулами, проявляющиеся на расстоянии, превосходящем размеры частиц, на-

зывают межмолекулярным притяжением, или силами Ван-дер-Ваальса.

Свое название они получили по имени голландского исследователя. Он ввел поправочный коэффициент в уравнение состояния идеального газа, т. к. эти силы обуславливают отступление свойств реальных газов от идеальных.

Силы межмолекулярного взаимодействия действуют между молекулами на небольших расстояниях и с увеличением расстояния между ними убывают. Межмолекулярные силы Е имеют электрическую природу и рассмат-

3.ТЕОРИЯ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ И СТРОЕНИЯ МОЛЕКУЛ

3.6.Межмолекулярное взаимодействие. Силы ван-дер-ваальса

риваются как результат действия трех эффектов – энергии ориентационного Еор, энергии индукционного Еинд и энергии дисперсионного Едисп взаимодействия:

Е = Еор + Еинд + Едисп .

Ориентационное взаимодействие возникает только в полярных веще-

ствах, молекулы которых обладают собственным дипольным моментом. При этом молекулы поворачиваются друг к другу разноименными полюсами и притягиваются (рис. 3.12). Величина ориентационного эффекта тем больше, чем больше дипольный момент молекулы и меньше расстояние между ними. С увеличением температуры ориентационный эффект уменьшается, т. к. тепловое движение молекул нарушает ориентацию диполей.

Рис. 3.12. Ориентационное взаимодействие

Индукционное взаимодействие возникает между полярной и неполярной молекулами. Под влиянием электрического поля полярной молекулы в неполярной молекуле наводится (индуцируется) временный дипольный момент, а затем обе молекулы взаимодействуют как диполи (рис. 3.13). Индукционное взаимодействие в 10–20 раз слабее ориентационного, сильно зависит от поляризуемости неполярной молекулы и величины дипольного момента полярной молекулы. Чем больше поляризуемость и чем больше дипольный момент, тем сильнее ориентационное взаимодействие.

Рис. 3.13. Индукционное взаимодействие

Индукционное взаимодействие в отличие от ориентационного не зависит от температуры, т. к. наведение дипольного момента в неполярной молекуле осуществляется при любом пространственном положении.

Дисперсионное взаимодействие возникает между неполярными молекулами. Это взаимодействие универсально, оно обуславливает жидкое и твердое состояние вещества.

3.ТЕОРИЯ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ И СТРОЕНИЯ МОЛЕКУЛ

3.6.Межмолекулярное взаимодействие. Силы ван-дер-ваальса

Рис. 3.14. Дисперсионное взаимодействие

Рассмотрим систему, состоящую из электронов и ядер. В любой момент времени вследствие несовмещения центров тяжести электронного облака и ядра такая система представляет собой мгновенный диполь, направление диполей соответствует движению электронов и непрерывно меняется. Каждый из диполей будет влиять на ориентацию подобных мгновенных диполей в соседних молекулах. Движение всех диполей системы перестает быть независимым и становится синхронным (рис. 3.14), возникают межмолекулярные силы дисперсионного взаимодействия.

Контрольныевопросыизадания

1.Почему атомы соединяются в молекулы? Как изменяется их энергия?

2.Какова природа химической связи?

3.Как по длине и энергии связи оценить ее прочность?

4.Какие существуют виды ковалентной химической связи? Привести примеры.

5.Какие существуют механизмы образования ковалентной связи? Чем они отличаются?

6.Что такое гибридизация? Как она влияет на прочность связи?

7.Назвать причины направленности ковалентной связи. Привести примеры.

8.Существует ли стопроцентная ионная или ковалентная связь?

9.Почему полярные молекулы называют диполями?

10.Полярность и поляризуемость химической связи − понятия разные или одинаковые?

11.Влияет ли природа взаимодействующих атомов на полярность молекул? Привести примеры.

12.Охарактеризовать водородную связь, её виды и влияние на физические и химические свойства веществ.

13.Рассказать о силах межмолекулярного взаимодействия, их природе.

14.Как устроена металлическая кристаллическая решетка?

15.Чем отличается металлическая связь от ковалентной?

16.Почему металлы хорошо проводят электричество и тепло, ковки и пластичны?

3. ТЕОРИЯ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ И СТРОЕНИЯ МОЛЕКУЛ

Компетенциистудента

Изучив содержание этой темы, студент должен:

знать параметры связи – длину, энергию и прочность связи, валентный угол; виды химической связи, невалентные силы сцепления; механизмы образования ковалентной связи – метод валентных схем и метод молекулярных орбиталей; свойства ковалентной связи и её виды; типы гибридизации атомных орбиталей и геометрическую конфигурацию молекул;

уметь определять ковалентность атомов в нормальном и возбужденном состоянии; предсказывать геометрическую форму молекул; определять изменение полярности связей, исходя из положения атомов в периодической системе; определять прочность металлов, основываясь на их валентности; строить схемы образования различных молекул, используя метод валентных схем; строить энергетические схемы образования различных молекул по методу молекулярных орбиталей.