Основы химии (стр. 12 из 32)

Из сказанного видно, что природа химической связи едина, имеет электрическое происхождение. Однако сама химическая связь в зависимости от характера соединения атомов друг с другом, … валентных электронов в веществе бывает различных типов.

4.2. Типы химической связи.

Все виды химической связи можно разделить на три группы связей:

–Валентные связи

–Дополнительные

–Металлические.

К валентным связям относят ковалентную и ионную. Эти связи определяют валентность атомов в соединениях. В группу дополнительных связей входят донорно-акцепторная и водородная связи.

Эти типы связей приводят к образованию более сложных молекул из простых или к укреплению прочности молекулы за счет образования дополнительных внутремолекулярных связей без изменения валентности атомов.

Металлическая связь стоит особняком, она имеет место в твердых металлах и их сплавах.

Все типы связей можно объединить в такую диаграмму:

Ковалентная

Валентные

Химическая связи Ионная

связь

Межмолекулярные Донорно-

Дополнительные акцепторная

связи

Внутримолекулярные Водородная

Металлическая

связь

4.3. Характеристика ковалентной связи.

В том случае, когда при взаимодействии двух атомов происходит перекрывание электронных оболочек (как это имеет место в молекуле водорода) химическая связь обеспечивается суммарными электрическими и квантовыми силами. Такая химическая связь называется ковалентной.

Для описания ковалентной связи применяют два метода: метод валентных связей (метод В.С.) и метод молекулярных орбиталей (метод М.О.). Каждый из этих методов дополняет друг друга. Если метод ВС хорошо объясняет полярность связи, насыщаемость, направленность геометрическую конфигурацию молекул, то метод МО более полно объясняет такие особенности молекул, как их магнитные свойства, спектральные характеристики и др.

4.3.1. Метод валентных связей.

Этот метод базируется на двух идеях:

1). Химическая ковалентная связь возникает в результате перекрывания валентных орбиталей взаимодействующих атомов. Каждая область перекрывания дает одну ковалентную связь. Получающаяся связь является двухцентровой , так как обобществленная электронная пара обслуживает центры (ядра) обоих атомов.

2). Молекула, образованная посредством такой связи, представляет собой конфигурацию, состоящую из двух практически неизменных фиксированных остовов. Под атомным остовом подразумевают ту основную часть атома, которая не принимает участия в образовании связи (т.е. атом без валентных электронов).

Полярность связи. Место валентных связей хорошо и наглядно демонстрирует полярность ковалентной связи. Неполярная ковалентная связь получается тогда, когда область перекрывания валентных орбиталей находится на одинаковом расстоянии от центров взаимодействующих атомов. Примером может служить связь в молекулах Н₂ и Cl₂.

H₂

Cl₂

a б а б рис.4.4.

В обеих молекулах область перекрывания двух s-орбиталей (H₂) и двух р-орбиталей (Cl₂) находится на одинаковых расстояниях от центров двух атомов водорода и атомов хлора (т.е. а=б)

Графически молекулы с неполярной ковалентной связю обозначаются кружочком, в котором положительная и отрицательная полоса совпадают. (рис.4.5.)

Рис.4.5.

Такая связь образовывается между атомами одного и того же элемента (водорода, кислорода, азота) или атомами различных элементов но с одинаковыми значениями электроотрицательности. Например, связь между бором и теллуром практически неполярна, т.к. у обоих элементов одинаковое значение относительной электроотрицательности (2.01)

Полярная ковалентная связь образуется между атомами с различной электроотрицательностью. В этом случае область перекрывания взаимодействующих атомов смещается в сторону атома с большим значением электроотрицательности.

Такой, например, является связь между атомами в молекулах HCl, CO. В молекуле H–Cl (рис.4.6.) электоротрицательность элементов разная (Ен=2,1; Еcl=2,83)

H : Cl ; а>б

Рис.4.6.

а б

т.к. электоротрицательность хлора больше, то область перекрывания смещена в сторону. Аналогично в молекуле СО (Ес=2,5; Ео=3,5) область перекрывания смещена в сторону более электоротрицательного кислорода.

В молекулах с полярной ковалентной связью центры положительных и отрицательных зарядов не совпадают, в молекуле образуется два полюса: положительный и отрицательный. Такие молекулы называют дипольными (диполями).

Диполем называют систему, из двух равных по величине, но противоположных по знаку электрических зарядов (q) расположенных на некотором расстоянии друг от друга, называемом длиной диполя (l).

Графически дипольная молекула изображается так, как показано на рис.4.7.

q⁺q^–

l

Рис.4.7. Схема дипольной молекулы

Степень полярности дипольных молекул характеризуется дипольным момен- том m. m=ql

Сделаем оценку величины дипольного момента полярной ковалентной связи. Рассмотрим такой крайний случай. Если бы область перекрывания (общая электронная пара) полностью сместилась к более электоротрицательному элементу, то заряд диполя q стал бы равен величине заряда электрона q=e=4,8*10^–10 ел.ст.ед. (1,6*10^–19Кл) При средней длине диполя l=10^–8 см величина дипольного момента следующая:

m=q*l= 4,8*10^–10 * 10^–8 ел.ст.ед.*см = 4,8*10^–18 ел.ст.ед.*см

Величину 4,8*10^–18 ел.ст.ед.*см принимают за единицу измерения дипольных моментов, названную Дебаем. (Д)

1Д = 4,8*10^–18 ел.ст.ед.*см

В системе единиц СИ 1Д=0,33*10^–29 К * м. Следовательно в нашем случае m=4,8Д.

Для полярной ковалентной связи величина дипольного момента лежит в интервале:

0< m < 4,8Д.

Например, дипольный момент молекулы СО равен 2,7Д (m_со=2,7Д).

В случае полярной ковалентной связи, смещение электронной плотности к более электоротрицательному элементу, оба атома приобретают частичные заряды, обычно называемые эффективными. Например, в молекуле HF эффективный заряд у водорода равен +0,43, а у фтора –0,43.(H^+0,43–F^–0,43). В молекуле иодида водорода эффективные заряды значительно меньше (H^+0,05–J^–0,05). Следовательно, связь в молекуле HJ близка к неполярной. Действительно для этой пары атомов DE=2,21–2,1=0,11.

Значение дипольных моментов некоторых полярных молекул в дебаях:

HJ – 0,38, HCl – 1,03, NH₃ – 1,57, H₂O – 1,84, HCN – 2,93.

Чем больше дипольный момент, тем тем сильнее выражена полярность молекулы. Дипольный момент имеет направление, а поэтому для сложных молекул дипольный момент складывается как векторная сумма отдельных связей. Так, как в молекуле H₂O связи находятся под углом

О

Н Н

Полярность каждой связи О–Н составляет 1,51Д. Дипольный момент молекулы H₂O: m_Н2О =1,84Д (векторная сумма двух связей ОН).

Возможны такие случаи, когда отдельные связи в молекуле полярные, а дипольный момент молекулы равен нулю, например, в СО₂. Молекула СО₂ линейна О=С=О. Каждая связь СО полярна (2,7Д), но дипольные моменты связей направлены в противоположные стороны (О=С=О) и суммарный дипольный момент равен нулю.

Постоянные дипольные моменты молекул имеют значения от нуля до 10Д. У неполярных молекул нет постоянного дипольного момента (m=0, так как l=0), у полярных m>0 и достигает 3,5–4Д. Дипольный момент ионных молекул достигает 10Д.

s- и p–связи. Насыщаемость связи.

В зависимости от способа перекрывания валентных орбиталей взаимодействую-щих атомов различают s–и p– ковалентные связи.

s–связью называют такую ковалентную связь, для которой область перекрывания находится на линии связывающей центры взаимодействующих атомов, например, в молекулах H₂, HCl (рис.4.8.)

Н Н HCl

а) б)

х х

s_s-s–cвязь s_s–р–cвязь

Рис.4.8. а) молекулаH₂ б) молекулаHCl.

В обоих случаях область перекрывания лежит на линии “х”, проходящей через центры атомов.

p связь – это такая ковалентная связь, для которой область перекрывания располагается в плоскости перпендикулярной линии, связывающей центры взаимо-действующих атомов.

Рассмотрим молекулу кислорода О₂. Каждый атом кислорода имеет на внешнем квантовом уровне два неспаренных электрона, занимающих р-орбитали, например, р_х– и р_y–орбитали (рис.4.9.).

При взаимодействии друг с другом двух атомов кислорода происходит перекрывание попарно двух р_х–орбиталей и двух р_y–орбиталей. Причем, область перекрывания р_х–орбиталей находится на линии, связывающей центры двух атомов. При этом образуется s_px-px –связь. Область перекрывания двух р_y–орбиталей лежит в плоскости (x–y), т.е. в плоскости перпендикулярной линии связывающей центры кислородов. Образуется p_py-py –связь. Это показано на рис.4.10.