Часть первая Физическая химия (стр. 9 )

В случае полярной ковалентной связи общая электронная пара (область перекрывания электронных орбиталей) смещена к более электроотрицательному из соединяющихся атомов. Смещение общей электронной пары называется поляризацией. Например, образование молекулы хлористого водорода может быть изображено следующей схемой.

  В молекуле НСl общая электронная пара частично смещена в сторону более электроотрицательного хлора. В результате у атома хлора возникает некоторый избы­точный отрицательный заряд, который принято называть эффективным зарядом, а у атома водорода — равный по величине, но противоположный по знаку эффективный положительный заряд. Величины эффективных зарядов атома хлора и водорода в молекуле НСl соответственно-равны —0,17 и +0,17.

Таким, образом, молекула хлористого водорода явля­ется полярной. Она, сохраняя свою электронейтраль­ность, приобретает два полюса: положительный и отри­цательный. Подобные молекулы называются диполями (диполь — имеющий два полюса).

Для количественной оценки полярности связи слу­жит электрический момент диполя молекулы, или дипольный момент \х, представляющий собой произведение заряда электрона (1,602 • 10~19 Кл) на длину диполя l, т. е.

m=el

Длина диполя l равна расстоянию между центрами по­ложительного и отрицательного зарядов и имеет поря­док атомных размеров, т. е. 10-10 м.

Дипольные моменты выражают в кулонах на метр или в дебаях (в честь Голландского ученого Дебая). 1 D = 3,336*10-30 Кл*м.

Для двухатомных молекул типа НСl, CO, NO и т. п. понятия полярности связи и молекулы являются однозначными и величины их дипольных моментов совпада­ют. Для более сложных молекул вопрос об их полярно­сти решается с учетом направленности этих связей в мо­лекулах. Нередки случаи, когда молекула содержит не­сколько полярных связей, но вследствие полной симмет­ричности ее строения происходит взаимная компенсация зарядов и молекула становится неполярной.

Рис. 6. Схемы молекул С03, CS2 и Н20

Неполярными, например, являются молекулы СO2 и CS2 (рис. 6),несмотря на то, что каждая из связей С = О и C = S полярна. Если же распределение зарядов в молекуле не­симметрично, то молекула полярна. Примером может служить молекула воды, обладающая значительной по­лярностью. 

Дипольные моменты молекул некоторых веществ при­ведены в табл. 5. Нетрудно заметить, что для однотип­ных молекул, например HF, HCl, HBr, HI, H2O и H2S, NO и СО, дипольный момент тем больше, чем больше разность электроотрицательностей атомов, образующих молекулу, т, е. чем больше смещены электронные пары к более электроотрицательным атомам.

Таблица 5

Дипольные моменты некоторых молекул

Молекула	m, D	Молекула	m, D	Молекула	m, D	Молекула	m, D
H2	0	CO2	0	HBr	0,79	SO2	1,61
Cl2	0	CS2	0	HI	0,38	H2O2	2,1
NO	0,16	HF	1,91	H2O	1,84	NH3	1,46
CO	0,11	HCl	1,04	H2S	0,93	CH4	0

Ионная связь. В 1915 г. немецкий физик В. Коссель предложил теорию химической связи, в основе которой лежит представление об особой устойчивости восьмиэлектронных конфигураций внешних электронных слоев атомов.

Атомы большинства металлов имеют во внешнем слое один, два или три электрона. Для атомов металлов ха­рактерна способность легко отдавать электроны. Атомы неметаллов во внешнем слое имеют от 4 до 7 электронов; они обладают преимущественной способностью присое­динять электроны.

Образование ионной связи возможно только при вза­имодействии атомов активных металлов с атомами ак­тивных неметаллов, т. е. при взаимодействии атомов эле­ментов с низкими значениями электроотрицательности и атомов элементов с высокими значениями электроот­рицательности. Типичные ионные связи образуются в молекулах галогенидов щелочных металлов.

Рассмотрим в качестве примера образование молеку­лы хлорида натрия. Электронная конфигурация атома натрия 1s2 2s2 2р6 3s1. Он легко отдает Зs-электрон, так как имеет малую энергию ионизации и соответственно невысокую относительную электроотрицательность:

Na — е - = Na+

При этом натрий приобретает устойчивую электрон­ную конфигурацию из 8 электронов, характерную для инертных газов: 2s2 2р6.

Электронной конфигурации атома хлора 1s2 2s2 2р6 3s2 Зр5 до устойчивого состояния не хватает одно­го электрона. Вследствие, большого сродства к электро­ну и соответственно большого значения относительной электроотрицательности атом хлора легко присоединяет один электрон:

Cf + e - = Cl-

Во внешнем слое при этом возникает устойчивая элект­ронная конфигурация: 3s2 Зр6.

Противоположно заряженные ионы натрия и хлора, возникшие в результате перехода электрона от атома натрия к атому хлора, взаимно притягиваются и образу­ют молекулу хлорида натрия, построенную по ионному типу:

Na+ + Cl - = Na + Cl-

Следовательно, ионная связь осуществляется путем электростатического взаимодействия разноименно заряженных ионов, образовавшихся при переходе электрона от одного атома к другому. Ее можно рассматривать как предельный случай полярной связи, когда валентная па­ра электронов полностью оттягивается к более электро­отрицательному атому, образующему отрицательный ион. Атом, теряющий электрон, превращается в поло­жительный ион. Химические соединения, в молеку­лах которых атомы соединены ионными связями, назы­ваются ионными. Валентность элементов в ионных сое­динениях характеризуется числом электрических зарядов их ионов.

В твердом (кристаллическом) состоянии ионные сое­динения состоят из закономерно расположенных поло­жительно и отрицательно заряженных ионов. Хотя система, образованная двумя разноименными зарядами, в целом электронейтральна, электрическое поле вокруг, положительного и отрицательного ионов не исчезает. Поэтому разноименно заряженные ионы молекулы спо­собны взаимодействовать с другими ионами противопо­ложного знака. Следствием этой особенности молекул с ионным типом связи является их склонность к ассоциа­ции, что приводит к образованию ионного кристалла, в котором каждый ион окружен ионами противоположно­го знака. Для ионных соединений понятие простых двух-ионных молекул теряет смысл, так как весь кристалл можно рассматривать как гигантскую молекулу, состоя­щую из огромного числа ионов: Nan+ Cln-.

Современная теория валентности не проводит резкой границы между ионной и ковалентной связью. Та и дру­гая рассматриваются как результат образования общей электронной пары из электронов, принадлежащих обоим элементам. Разница заключается лишь в том, что в слу­чае ионной связи электронная пара переходит полностью к одному из атомов.

Приблизительным ориентиром при оценке природы химической связи может служить разность электроотрицательностей атомов, образующих связь: если разность электроотрицательностей велика (DЭО—1,9—3,3), то связь ионная, при DЭО=0 связь ковалентная неполяр­ная, во всех промежуточных случаях — ковалентная по­лярная.

Донорно-акцепторная связь. Донорно-акцепторная связь возникает в результате взаимодействия неподеленной электронной пары одного атома и свободной орбитали другого атома. Схема образования донорно-акцепторной связи:

A­¯ +   B = A­¯B или A: +  B = A  :  B

Компонент А, предоставляющий неподеленную пару элек­тронов, называется донором, а компонент В, предостав­ляющий свободную орбиталь (ячейку), — акцептором.

В качестве примера рассмотрим образование хлорис­того аммония из аммиака и хлористого водорода:

NH3 + НСl = NH4Cl

Образование иона аммония NH4+ (связь катиона аммо­ния NH4+ с анионом Сl - ионная) можно представить так:

NH3 + Н+ = NH4+

или

Атом азота в NH3 за счет трех неспаренных р-электронов образует три ковалентные (полярные) связи с атомами водорода. Кроме того, атом азота имеет непо­деленную ару s-электронов и может быть донором по отношению к атому водорода, «потерявшему» s-электрон и имеющему, следовательно, свободную s-орбиталь. Атом водорода при этом является акцептором.

В образовавшемся ионе аммония три атома водорода присоединены к азоту ковалентной связью, а четвер­тый — донорно-акцепторной. Когда хотят выделить донорно-акцепторную связь, то ее изображают в отличие от ковалентной связи стрелкой, направленной от донора к акцептору. Тогда схему образования иона аммония можно представить так:

Донорно-акцепторные связи играют большую роль в образовании комплексных соединений.

Водородная связь. Водородная связь наиболее харак­терна для водородных соединений фтора, кислорода или азота. Образование водородной связи обусловлено тем, что в этих соединениях электрон атома водорода, входящий в состав электронной пары, сильно смещен к атомам более электроотрицательных элементов. Это вы­зывает появление у последних эффективного отрицатель­ного заряда и приводит к превращению атома водорода в. почти лишенный электрона протон. В таком состоянии, не имея экранирующей электронной оболочки, он не от­талкивается, а притягивается электронными оболочками других более электроотрицательных атомов, не связан­ных с ним непосредственно ковалентной связью. Таким образом, водородная связь образуется вследствие взаи­модействия протона с электронными оболочками элек­троотрицательных атомов.