23. Ковалентная связь полярная и неполярная
1. Простая ковалентная связь. Для ее образования каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов остаются неизменными.
Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью. Такую связь имеют простые вещества, например: О2, N2, Cl2. Но не только неметаллы одного типа могут образовывать ковалентную неполярную связь. Ковалентную неполярную связь могут образовывать также элементы-неметаллы, электроотрицательность которых имеет равное значение, например в молекуле PH3 связь является ковалентной неполярной, так как ЭО водорода равна ЭО фосфора.
Если атомы различны, то степень владения обобществленной парой электронов определяется различием в электроотрицательностях атомов. Атом с большей электроотрицательностью сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с меньшей электроотрицательностью приобретает, соответственно, такой же по величине положительный заряд. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами, то такое соединение называется ковалентной полярной связью.
24. Полярность молекул.
Электрический момент диполя является мерой полярности молекулы. Между взаимодействующими атомами, которые различаются по электроотрицательности, возникают полярные связи. В результате смещения электронной плотности в сторону более электроотрицательного партнера происходит разделение «центров тяжести» положительного и отрицательного зарядов и возникает диполь, представляющий собой систему из двух равных и противоположных по знаку зарядов + и ‾, находящихся на определенном расстоянии l (длина диполя) друг от друга. Диполь выражают через электрический момент диполя , который представляет собой произведение заряда на длину диполя l: = l.
Например, строение линейной молекулы СО2, можно представить следующим образом:
Направление электрического момента диполя условно принимают от отрицательного к положительному полюсу диполя. Классическим примером диполя могут служить угловая молекула воды, в которой электрические моменты диполя каждой связи О – Н равны 5,2 10-29 Кл м, а электрический момент диполя молекулы воды в целом составляет 6,07 10-29 Кл м. Следовательно, электрические моменты диполя связей складываются геометрически и связи О – Н должны быть направлены под углом 105 ° друг к другу (рис. 1.3.). Таким образом, существование электрических моментов диполей в молекулах и их величина определяются пространственной направленностью химической связи.
25. И 26 ионная связь. Ионная химическая связь
В
1916 г. В. Косселем была высказана идея о
том, что при химическом взаимодействии
разнородные атомы стремятся приобрести
конфигурацию внешней оболочки благородных
газов. Это достигается отдачей или
присоединением электронов нейтральными
атомами химических элементов. Атомы,
отдающие свои электроны, превращаются
в положительно заряженные ионы (катионы).
Атомы, присоединяющие электроны,
превращаются в отрицательно заряженные
ионы (анионы). Химическая связь
осуществляется за счет электростатического
притяжения образовавшихся разноименных
ионов. В этом заключается сущность
теории ионной связи.
Рис. 1.4. Основные виды химической связи.
Такая связь возникает лишь в случае большой разности ЭО атомов, например между катионами s – металлов первой и второй групп ПС и анионами неметаллов VI и VII групп (LiF, CsCl, K2O и др.)
Са0 − 2ē = Са2+
1s2 2s2 2р6 3s2 3р64s2 1s2 2s2 2р63s2 3р6 [Ar]
2 ē 8 ē
О0 + 2 ē = О2‾
1s22s2 2р4 1s22s2 2р6 [Ne]
6 ē 8 ē
Са2+ = О2‾
Самопроизвольная передача электрона от металлического атома к атому неметалла в действительности вряд ли осуществляется. Дело в том, что потенциал ионизации первого порядка даже для наиболее активных щелочных металлов больше, чем сродство к электрону типичных электроотрицательных элементов. С этой точки зрения оказывается энергетически невыгодным образованием ионной связи в молекуле Na – Cl из элементов. Идеальная же ионная связь наравне с идеальными газами представляет собой типичный пример научной абстракции.
V