Химия (стр. 3 )

Вследствие смещения электронной пары к одному из ядер возникает диполь. Диполь – электрически нейтральная система из двух равных, но противоположных по знаку зарядов, находящихся на одинаковом расстоянии друг от друга. Полярность связи может быть выражена через ее дипольный момент μсв:

, (6.1)

где δ − заряд полюса диполя, равный для двухатомной молекулы эффективному заряду;

− межъядерное расстояние.

Дипольный момент измеряется в кулон-метрах (Кл∙м) или в дебаях (D): 1D = 0,333∙10–29 Кл∙м.

Дипольный момент связи является векторной величиной. Он направлен от положительно заряженной части молекулы к ее отрицательной части. На основании измерения дипольного момента было установлено, что в молекуле хлороводорода HCl на атоме водорода имеется положительный заряд плюс 0,2 доли заряда электрона, а на атоме хлора отрицательный заряд минус 0,2. Значит, связь H−Cl на 20 % имеет ионный характер. А связь Н−Cl является ионной на 80 %.

Полярность молекулы определяется разностью электроотрицательностей атомов, образующих двухцентровую связь, геометрией молекулы, а также наличием неподеленных электронных пар, так как часть электронной плотности в молекуле может быть локализована не в направлении связей. Полярность молекулы выражается через ее дипольный момент, который равен векторной сумме всех дипольных моментов связей молекулы.

Если полярные связи расположены в молекуле симметрично, то положительные и отрицательные заряды компенсируют друг друга, и молекула в целом является неполярной. Так происходит, например, с молекулой диоксида углерода. Многоатомные молекулы с несимметричным расположением полярных связей (и, следовательно, электронной плотности) являются в целом полярными. Это относится, в частности, к молекуле воды.

Кроме поляризуемости ковалентная связь обладает свойством насыщаемости − способности атома образовывать столько ковалентных связей, сколько у него имеется энергетически доступных атомных орбиталей.

Другим свойством ковалентной связи является её направленность, которая заключается в том, что ковалентные частицы имеют определённую пространственную конфигурацию.

Пространственная конфигурация отдельной частицы определяется количеством связей и их взаимным расположением в пространстве.

Итак, ковалентная связь характеризуется энергией и длиной связи, поляризуемостью, насыщаемостью и направленностью.

6.5.2 Ионная химическая связь

В 1916 г. немецкий учёный Вальтер Коссель выдвинул гипотезу, согласно которой электронная пара связи переходит целиком к одному из атомов с образованием ионной пары катион − анион, удерживающихся в молекуле электростатическими силами. Ионная связь – частный случай ковалентной. Основой для выделения этой связи в отдельный тип служит то обстоятельство, что соединения с такой связью можно описывать в электростатическом приближении.

Ионная связь – это химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения между катионами и анионами (рисунок 6.3)

Рисунок 6.3 – Образование ионной связи

Давно известны были соединения с ионной связью – соли, например. В них можно предположить, что более электроотрицательный атом отнимает электрон у менее электроотрицательного, после чего атомы притягиваются друг к другу за счет кулоновского взаимодействия. Однако для самого электроположительного атома Cs I1=3.89 эВ это надо затратить. А присоединение электрона к атому Cl c самым большим сродством к электрону дает выигрыш Еа = 3.61 эВ, т. е. затраты не окупаются. На самом деле ионная или близкая к таковой связь может существовать только в кристаллах, где каждый ион окружен несколькими противоионами, что резко увеличивает энергию всей решетки.

Идеальной ионной связи практически не существует. Даже в тех соединениях, которые обычно относят к ионным, не происходит полного перехода электронов от одного атома к другому; электроны частично остаются в общем пользовании. Так, связь во фториде лития на 80 % ионная, а на 20 % - ковалентная. Поэтому правильнее говорить о степени ионности (полярности) ковалентной химической связи. Считают, что при разности электроотрицательностей элементов 2,1 связь является на 50% ионной. При большей разности соединение можно считать ионным.

Ионность полярной связи можно также вычислить в процентах по эмпирическому соотношению:

, (6.2)

где χA и χB – электроотрицательности атомов А и В молекулы АВ.

Ионная связь является максимально полярной. Она образуется атомами тех элементов, которые имеют максимально различные электроотрицательности, т. е. ионная связь образуется щелочными и щелочно-земельными металлами и галогенами: KF; CaCl2; NaI.

Ионная связь имеет два основных свойства:

·  ненаправленность,

·  ненасыщаемость.

Эти два свойства тесно связанны между собой.

Два иона: катион и анион полностью не могут компенсировать силовые поля друг друга, поэтому для компенсации своих зарядов каждый ион вынуждает притягивать из пространства дополнительные ионы противоположного знака. Число взаимодействий между ионами в твердом состоянии ограничивается лишь размерами кристалла. В этом заключается ненасыщаемость.

Так как электрическое поле иона имеет сферический характер, то для ионной связи характерна ненаправленность.

В силу особенностей ионной связи, т. е. её полярности, ненаправленности и ненасыщаемости, молекулы с ионной связью являются достаточно относительным понятием.

В водных растворах и расплавах ионные молекулы полностью диссоциированы на ионы:

.

Двух - и трёхионных соединений не существует, а весь кристалл ионного соединения можно рассматривать как молекулу, состоящую из огромного числа ионов: AmBn.

Таким образом, ионная связь характеризуется полярностью, ненаправленностью, ненасыщенностью.

6.5.3 Металлическая связь

Металлическая связь – делокализация электронов в металлах с образованием зон проводимости.

Металлическая связь возникает в результате частичной делокализации валентных электронов, которые достаточно свободно движутся в решетке металлов, электростатически взаимодействуя с положительно заряженными ионами.

Атомы металлов отличаются от атомов других элементов тем, что сравнительно слабо удерживают свои внешние электроны. Поэтому в кристаллической решетке металла эти электроны покидают свои атомы, превращая их в положительно заряженные ионы. «Обобществленные» электроны передвигаются в пространстве между катионами и удерживают их вместе. Межатомные расстояния в металлах больше, чем в их соединениях с ковалентной связью. Такая связь существует не только в твердых кристаллах металлов, но и в расплавах и в аморфном состоянии. Она называется металлической (рисунок 6.4).

Рисунок 6.4 – Металлическая связь

Единая система электронов в металлических веществах называется электронным газом. Металл можно представить в виде остова из положительных ионов, погруженного в электронный газ, который компенсирует силы взаимного отталкивания положительных ионов. В свою очередь, электронный газ может свободно двигаться через решетку, состоящую из ионов металла. В кристаллах металлов атомы ионизированы не полностью, и часть валентных электронов остается связанной. В результате возможно появление частично ковалентных связей между соседними атомами. Вклады ионной и ковалентной составляющей обнаружены во многих металлах. Металлическая связь имеет признаки, характерные как для ковалентной, так и для ионной связи.

Важнейшим признаком металлов считают высокую электропроводность, которая уменьшается с ростом температуры. Электроны в металле беспорядочно движутся, переходя от одного атома к другому. А положительно заряженные ионы лишь слегка колеблются около своего положения в кристаллической решетке. Благодаря наличию свободных, не связанных с определенными атомами электронов, металлы хорошо проводят электрический ток и тепло. При нагревании металла колебания катионов усиливаются. Электронам труднее продвигаться между ними, поэтому электрическое сопротивление металла увеличивается.

Наличие свободных электронов обусловливают высокую теплопроводность металлов и характерный металлический блеск. Их высокая пластичность и ковкость связаны с возможностью взаимного смещения катионов в металлической кристаллической решетке без разрыва химической связи.

Итак, металлическая связь короткодействующая и дальнодействующая, неполярная и в высшей степени делокализованная. Металлическая связь ненасыщенна и ненаправлена.

6.8 Вандерваальсовы силы

При сближении молекул появляется притяжение, что обусловли­вает возникновение конденсированного состояния вещества. Межмолекулярное взаимодействие − взаимодействие молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых химических связей. В их основе, как и в основе химической связи, лежат электрические взаимодействия. К основным видам взаимодействия молекул следует отнести вандерваальсовы силы, водородные связи и донорно-акцепторное взаимодействие.

В 1873 г. голландский ученый И. Ван-дер-Ваальс предположил, что существуют силы, обусловливающие притяжение между молекулами. Эти силы позднее получили название вандерваальсовых сил. Эти силы определяют отличие реальных газов от идеальных, существование жидкостей и молекулярных кристаллов. От них зависят многие структурные, спектральные и другие свойства веществ.

Основу вандерваальсовых сил составляют кулоновские силы взаимодействия между электронами и ядрами одной молекулы и ядрами и электронами другой. На определенном расстоянии между молекулами силы притяжения и отталкивания уравновешивают друг друга, и образуется устойчивая система.