Донор электронов располагает атомом, одна из орбиталей которого содержит пару электронов. Акцептор электронов располагает атомом, одна из орбиталей которого вакантна, т.е. не заселена электронами.

Дата: 2025-05-01; Просмотры: 4
Оценка:
0.00 из 5.00 — оценок
Скачиваний: 0

Когда взаимодействуют молекулы электроноакцепторы и электронодоноры, перекрывание орбиталей приводит к образованию донорно-акцепторной ковалентной связи. Донорно-акцепторная ковалентная связь образуется между атомами при участии пары электронов электронодонора и вакантной орбитали электроноакцептора.

На рис. 13 представлено образование донорно-акцепторной связи при взаимодействии газообразного аммиака и хлороводорода. Атом водорода с вакантной орбиталью соединяется с молекулой аммиака донорно-акцепторной связью, оставляя при этом свой электрон атому хлора.

 

 

Рис. 13. Механизм образования донорно-акцепторной связи

 

Азот в аммиаке выполняет функцию донора, а ион водорода – акцептора электронов. Переход водорода от хлороводорода без электрона компенсируется парой электронов атома азота. В образовавшемся ионе NH4+ все связи ковалентные и равноценные.

 

2.4. Ионная связь

Случаю предельной поляризации ковалентной связи отвечает ионная связь. Ионная связь отличается от ковалентной тем, что при её образовании практически отсутствует перекрывание атомных орбиталей. Например, при сближении иона лития Li+ с ионом фтора F– происходит их объединение в ионную пару за счет электростатического притяжения (рис. 14).

Ионная связь обусловлена взаимодействием противоположно заряженных сферических ионов, удерживающая их на расстоянии длины химической связи.

 

 

l св

 

 

Рис. 14. Ионная связь во фториде лития Li+F-. Пунктиром обозначена 2s-орбиталь, электрон с которой перешел на 2р- орбиталь атома фтора; 2s-орбиталь фтора не обозначена

 

Длина ионной связи соответствует расстоянию между центрами ионов.

Ионная связь образуется между атомами, существенно отличающимися по электроотрицательности. Электроотрицательность атома – параметр, характеризующий способность атома притягивать к себе электрон. Расчеты электроотрицательности (ЭО) были выполнены Л. Полингом и Р. Малликеном. Большинство химиков пользуется шкалой электроотрицательности Полинга (табл. 2). Чем выше разность электроотрицательностей химически связанных атомов, тем полярнее связь, достигающая в пределе состояния ионной пары. Существует качественная оценка ионности связи (i):

Таблица 2

Электроотрицательность атомов, по Полингу

Н 2.1

 
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0
k 0.8 Ca 1.0 Ga 1.5 Ga 1.7 As 2.0 Se 2.4 Br 2.8

 

Неполярная ковалентная связь D(ЭО) = 0, i = 0

Полярная ковалентная связь 0 < D(ЭО) < 2, i = D(ЭО)/2

Ионная связь D(ЭО) > 2, i = 1

Для LiF значение D(ЭО) = 4 – 1 = 3 свидетельствует о ионном характере связи этого соединения.

Ионная связь в кристаллах солей, оксидов, оснований не обладает свойством насыщаемости и направленности. Силы электростатического притяжения (при практически полном отсутствии перекрывания атомных орбиталей) удерживают ионы на расстоянии (l св), соединяющем центры ионов.

Ионные пары в кристалле выстраиваются в определенной последовательности, представленной на рис. 15. Изображена только одна грань объемного ионного кристалла кубической формы. Размеры такого кристалла ничем не ограничены.

Цвет и форма ионных кристаллов зависит от их состава и от природы химических элементов (рис. 16).

Разнообразие кристаллических структур ионных (не только ионных, как мы увидим далее) соединений позволяет использовать их свойства (цвет, твердость, прозрачность) в практических целях: для изготовления лазерных устройств, в виде украшений и многих других интересных и нужных вещей.

 

         
   

 

 

Рис. 15. Модель одной из граней ионного кристалла кубической формы

 

 

Рис. 16. Ионные кристаллы: а) фторид лития LiF; б) рубин Al2O3(примесь Cr2O3); в) гранат Ca3Cr2[SiO4]3; г) корунд Al2O3

 

Поверхность ионной кристаллической решетки доступна для её наращивания, и увеличение объема кристалла не имеет ограничений. Например, кристаллы рубина получают в промышленности следующим образом. Порошок гидроксида алюминия Al(OH)3 в смеси с незначительной добавкой оксида хрома (III) Cr2O3 медленно, крупинка за крупинкой, ссыпается сквозь жерло электропечи, нагретой до температуры плавления гидроксида алюминия. В расплавленной капле гидроксид алюминия превращается в оксид алюминия Al2O3 и воду. Вода испаряется, а оксид алюминия вместе с оксидом хрома кристаллизуются на подложке в форме темно-красного «пальца». Это и есть синтетический рубин.

 

2.5. Металлическая связь

Кристалл металла (например, железа, меди, алюминия и т.д.) содержит в узлах кристаллической решетки положительно заряженные ионы, а валентные электроны, осуществляющие химическую связь, принадлежат не определенным атомам, а всему кристаллу металла в целом (рис. 17).

 

 

 

 

Рис. 17. Модель металлической кристаллической решетки; черными точками обозначены электроны

 

Электроны свободно перемещаются в объеме кристалла. За подвижность их называют «электронным газом». «Электронный газ» прочно удерживает положительно заряженные ионы в узлах кристаллической решетки.

Металлическая связь обусловлена электромагнитным взаимодействием, удерживающим положительно заряженные ионы в узлах кристаллической решетки подвижными электронами («электронным газом»). Металлическая связь характерна для металлов и сплавов.

Длина металлической связи – это расстояние между узлами металлической кристаллической решетки, в которых расположены положительно заряженные ионы.

 

2.6. Квантовые правила образования химических

связей

Для характеристики трех типов химических связей – ковалентной, ионной и металлической используются методы валентных связей (ВС) и молекулярных орбиталей (МО). На заре использования квантовой механики в химии (В. Гейтлер и Ф. Лондон, 1927 г.) было доказано, что волновое уравнение (его называют уравнением Шредингера) справедливо для описания как свойств атомов, так и молекул. В молекулах, ионных соединениях и металлах действуют электрические силы притяжения и отталкивания, которые взаимно уравновешены и обеспечивают их устойчивость.

Теоретические расчеты квантовой механики позволили сформулировать следующие положения метода валентных связей:

  1. в образовании связи участвуют валентные электроны, т. е. электроны внешней электронной оболочки атома;
  2. каждая химическая связь образуется при участии пары электронов с противоположными спинами;
  3. химическая связь образуется при перекрывании атомных орбиталей. Между ядрами появляется область повышенной электронной плотности, удерживающая ядра на расстоянии, соответствующем длине химической связи.

В методе, предложенном Гейтлером и Лондоном, образование химической связи рассматривается как результат перекрывания атомных орбиталей (АО), заселенных электронами с противоположными спинами.

Но это не единственный подход к объяснению химической связи. Существует метод молекулярных орбиталей (МО). Он основан на допущении, что электроны, участвующие в образовании химической связи, образуют молекулярные орбитали, как в атоме атомные орбитали.

Принцип запрета Паули, правило Гунда, принцип наименьшей энергии (правило Клечковского) справедливы и для молекулярных орбиталей. Основы метода МО разработаны Р. Малликеном и Ф. Гундом в 1928-1930 гг. и сводятся к следующим положениям:

1. молекула - это единая система ядер и электронов, а не совокупность атомов, сохраняющих некоторую индивидуальность;

2. электроны в молекулах располагаются на молекулярных орбиталях (МО);

3. число образовавшихся связывающих и разрыхляющих МО равно числу АО исходных атомов;

4. устойчивость молекулы определяется разностью числа электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях. Эта разность выражает порядок связи.

Для описания электронного состояния молекулы в методе МО используются энергетические диаграммы, аналогичные диаграммам энергетических уровней в атомах.

Если в поле ядер двухатомной молекулы, например молекулы водорода, электроны движутся так, что «мешают» друг другу (отталкиваются), образуется разрыхляющая молекулярная орбиталь. Разрыхляющая орбиталь препятствует образованию химической связи и располагается на более высоком энергетическом уровне по сравнению с энергетическими уровнями атомных орбиталей.

Если два электрона движутся в поле ядер так, что они «помогают» друг другу удерживать ядра на расстоянии длины химической связи, образуется связывающая молекулярная орбиталь. Она обеспечивает образование химической связи, располагаясь на более низком энергетическом уровне по сравнению с энергетическими уровнями атомных орбиталей.

Продемонстрируем применение метода МО на примере двухатомных молекул. В молекуле Н2 атомы Н теряют свою индивидуальность. Два электрона, расположенные на атомных орбиталях, заполняют лишь связывающую s1s молекулярную орбиталь, разрыхляющая s*1s молекулярная орбиталь остается незаполненной (рис. 18).

 

 

 

 

 

Рис. 18. Энергетическая диаграмма молекулы водорода: s1s-связывающая молекулярная орбиталь, s*1s-разрыхляющая молекулярная орбиталь

 

Последовательность заполнения s1s и s*1s молекулярных орбиталей электронами происходит в соответствии с квантовыми правилами: от низших к высшим энергетическим уровням при соблюдении принципа запрета Паули и правила Гунда.

Устойчивость молекулярного образования оценивается по значению порядка связи. Порядок связи ( W ) - это число, равное разности между количеством электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях, поделенное на 2.

В молекуле водорода порядок связи равен 1. Чем больше порядок связи, тем устойчивее молекула. Если порядок связи равен нулю, это означает, что химическое связывание атомов невозможно.

Молекула Не2 не существует. Порядок связи в такой молекуле равен 0 (рис. 19).

 

     
Энергия атомного и молекулярного уровней

 

 

 

 
Не2

 

 

Рис. 19. Энергетическая диаграмма, подтверждающая, что гипотетическая двухатомная молекула гелия Не2 не существует

 

 

В молекуле кислорода порядок связи равен 2.

.

Рис. 20 свидетельствует о более высокой прочности химического связывания атомов в молекуле кислорода по сравнению с молекулой водорода.

 

 

     
 
2р

 

 

Рис. 20 Энергетическая диаграмма молекулы кислорода; разрыхляющие молекулярные орбитали помечены звездочкой

 

Краткий итог темы

1. Существует три типа химических связей между атомами: ковалентная, ионная и металлическая.

2. Химические связи в молекулах, ионных и металлических соединениях имеют электрическую природу. Силы притяжения удерживают атомы, ионы на расстояниях, соответствующих длине химической связи.

3. Длина связи в молекулах есть расстояние между ядрами ковалентно связанных атомов. В ионных соединениях длина связи соответствует расстоянию между центрами ионов. В металлах длина связи соответствует расстоянию между узлами кристаллической решетки металла.

4. С позиций метода валентных связей (ВС) ковалентная связь между атомами в молекуле осуществляется парой электронов при перекрывании атомных орбиталей.

5. С позиций метода молекулярных орбиталей (МО) молекула представляет собой многоядерный «атом», в котором существуют молекулярные орбитали. Движение электронов на молекулярных орбиталях подчиняется законам и правилам квантовой механики.

6. Ионная связь существует между катионами и анионами в ионных кристаллах.

7. Металлическая связь осуществляется подвижными электронами, удерживающими положительно заряженные ионы в узлах кристаллической решетки металла.

 

Термины для запоминания

Все навыки мышления неразрывно связаны со способностью запоминать информацию. Если возникают трудности в понимании сущности понятий и определений, следует прочитать еще раз раздел, в котором они обсуждаются и произнести вслух или написать определения, понятия и кратко изложить в нескольких фразах главную идею темы. Через несколько дней следует, не заглядывая в учебник, воспроизвести то, что необходимо запомнить.

Акцептор электронов располагает атомом, одна из орбиталей которого вакантна, т.е. не содержит электронов.