Общая химия (стр. 16 )

Представление о гибридизации валентных орбиталей широко используется в органической химии (см. ч, III).

§ 3.3. Ионная связь

Возникновение ионной связи рассмотрим на примере образования хлорида натрия . Атомы натрия и хлора, из которых образовалось это соединение, резко отличаются по электроотрицательности: для атома натрия она равна 1,01, для атома хлора 2,83. Как видно из электронных формул Na) и, это атомы с незавершенными внешними электронными уровнями. Для завершения внешнего уровня атому на­трия легче отдать 1 электрон, чем присоединить 7, а атому хлора легче присоединить 1 электрон, чем отдать 7. Как показывает опыт, при химических реакциях атом натрия отдает 1 электрон, а атом хлора принимает его. Схематически это можно записать так:

т. е. электронная оболочка атома Na превратилась в устойчивую оболочку атома благородного газа Ne — (это натрий-ион Nа+), а оболочка атома Сl — в оболочку атома благородного газа Аr — (это хлорид-ион ). Между ионами  возникают силы электростатического притяжения, в результате чего образуется соединение NaCl.

Химическая связь между ионами, осуществляемая электростатическим притяжением, называется электровалентной или ионной связью. Соединения, которые образовались путем притяжения ионов, называются  гетерополярными или ионными.

Ионные соединения образуют атомы элементов, резко отличных по электроотрицательности, например атомы элементов главных подгрупп I и II групп с элементами главных подгрупп VI и VII групп. Ионных соединений сравнительно немного.

Молекулы хлорида натрия NaCl существуют только в парообразном состоянии. В твердом (кристаллическом) состоянии ионные соединения состоят из закономерно расположенных положительных и отрицательных ионов. Молекулы в этом случае отсутствуют (см. § 3.7).

Ковалентная связь является более общим типом химической связи. Теория связи объясняет возникновение ионной связи из ковалентной предельной односторонней поляризацией (смещением) общей электронной пары, когда последняя переходит во владение одного из соединяющихся атомов. Например:

В приведенном примере предельная односторонняя поляризация производится атомом хлора, проявляющим неметаллические свойства (электроотрицательность = 2,83). Молекулярное электронное облако (электронная пара) полностью смещается к атому хлора. Это равносильно переходу электрона от атома натрия к атому хлора.

Очевидно, полярную ковалентную связь можно определить как разновидность ковалентной связи, которая претерпела лишь незна­чительную одностороннюю поляризацию (связующее электронное облако сместилось к атому с большей относительной электроотрицательностью). Она является промежуточной между ионной и неполярной ковалентной связями.

Таким образом, в механизме возникновения неполярной ковалентной, полярной ковалентной и ионной связей нет принципиального различия. Они различаются лишь степенью поляризации (смещения) общих электронных пар. Природа химической связи едина.

Предсказать полярность связи можно на основании значений относительной электроотрицательности атомов элементов (см. табл. 2.2). Чем больше разность относительных электроотрицательностей связанных атомов (обозначим ее через х), тем сильнее выражена полярность. Предельно высокое значение ?х в соединении CsF(4,1 - 0,86 = 3,24).

Итак, химическая связь между атомами ионная вплоть до ?х ?2; при ?х = 0 это связь неполярная ковалентная; в промежуточных случаях — полярная ковалентная.

В действительности связи не бывают ионными на 100%. Поэтому говорят о степени или доле ионности связи. Ее определяют опытным путем. Оказывается, даже в таком соединении, как CsF, ионная связь выражена только на 89%.

Ионная связь в отличие от ковалентной связи характеризуется ненаправленностью в пространстве и ненасыщаемостью. Ненаправленность связи определяется тем, что каждый ион, представляющий как бы заряженный шар, может притягивать ион противоположного знака по любому направлению. Взаимодействие ионов противоположного знака не приводит к компенсации силовых полей: способность притягивать ионы противоположного знака у них остается по другим направлениям (ненасыщаемость). Например, в кристалле NaCl каждый ион взаимодействует с шестью ионами и наоборот (см. рис. 3.16). Таким образом, вследствие не насыщенности и ненаправленности ионной связи соединения, состоящие из ионов, представляют собой твердые тела с ионной кристалической решеткой.

§ 3.4. Полярные и неполярные молекулы

Односторонняя поляризация приводит к неравномерному распределению электронной плотности в молекуле. Например, в молекуле НСl электронная плотность около ядра хлора выше, чем около ядра водорода. Электрические центры положительных и отрицательных зарядов в молекуле не совпадают в одной точке, а находятся на некотором расстоянии (рис. 3.12). Молекула при общей нейтральности представляет собой электрический диполь с зарядом у атома хлора и q+ у атома водорода. Такие связи и молекулы называются полярными. Заряды атомов в молекуле q называются эффективными зарядами (в молекуле НС1  =-0,18, а = +0,18 абсолютного  заряда электрона, степень ионности связи 18%).

Мера полярности связи и молекулы — электрический момент диполя µ(«мю») — определяется произведением 

где q— эффективный заряд; l— длина диполя.

В СИ единица электрического момента диполя выражается значением 3,33 • Кл• м (кулон-метр).

Электрический момент диполя — векторная величина. Направление его условно принимают от положительного заряда к отрицательному — в сторону смещения связующего электронного облака.

Электрические моменты диполей экспериментально определены для различных связей и большого числа веществ (они имеют значения от 0 до 36,6 • Кл • м).

Следует отличать полярность молекулы от полярности связи. Для двухатомных молекул типа AB эти понятия совпадают, как это уже показано на примере молекулы HCl. В таких молекулах чем больше разность электроотрицательностей элементов, тем больше электрический момент диполя.

В многоатомных молекулах связь между атомами может быть полярной, а сами молекулы в зависимости от пространственного строения могут быть как полярными, так и неполярными. Электрический момент диполя в таких молекулах определяется числом полярных связей и их направленностью. Он равен векторной сумме моментов диполя отдельных связей. Например, электрический момент диполя связи С=0 равен 9 •-30 Кл• м, а молекулы — нулю. Это объясняется тем, что в линейной молекуле СО2 векторы связей радиально направлены от центра, а потому результирующий момент u. равен нулю (рис. 3.13, а). В угловой молекуле Н2О связи расположены под углом 104,5° и векторная сумма µ двух связей выражается диагональю параллелограмма (сложение векторов производится по правилу параллелограмма сил, рис. 3.13, б). Для воды µ = 6,1 • 10-30 Кл • м. Если геометрическая результирующая векторов различных электрических моментов диполей не равна нулю, то молекула полярна.