ТЕМА 2. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

В молекулах состоящих из атомов разных элементов, связующее электронное облако оттягивается к тому из них, у которого больше значение электроотицательности. Это полярная ковалентная связь. Разность электроотицательности атомов характеризует полярность связи.

В результате смещения электронной пары первый атом приобретает избыточный отрицательный заряд, а второй избыточный отрицательный заряд. Эти заряды называются эффективными зарядами атомов в молекуле δ- и δ+. Вследствие этого возникает диполь, представляющий собой электрически нейтральную систему с двумя одинаковыми по величине положительным и отрицательным зарядами, находящимися на определенном расстоянии (длина диполя) l_д друг от друга. Мерой полярности связи служит электрический момент диполя µ_св, равный произведению эффективного заряда σ на длину диполя l_д

Электрический момент диполя имеет единицу измерения кулон на метр (Кл · м). В качестве единицы измерения используют также внесистемную единицу измерения дебай D, равную 3,3 · 10^-30 Кл · м (табл. 2.1.).

Как видно и табл. 2.2, электрический момент диполя растет с увеличением разности ЭО.

Таблица 2.2. Электрический момент диполя химической связи в молекулах

Полярную ковалентную связь с δ, приближающемуся к 1, можно считать ионной связью. Однако, даже у ионных соединений δ ниже единицы. Поэтому любая ионная связь имеет определенную долю ковалентности.

Сигма-связь. Как уже говорилось, ковалентная химическая связь характеризуется направленностью, что обусловлено определенными ориентациями атомных орбиталей (АО) в пространстве. Связь, образованная перекрыванием АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, называется σ-связью.

Рис. 2.3. Перекрывание атомных орбиталей при образовании σ-связей

Сигма-связь может возникать при перекрывании s-орбиталей (рис. 2.3, а), s- и р-орбиталей (рис. 2.3, б), d-орбиталей (рис. 2.3, в), а также d- и s-орбиталей, d- и р-орбиталей и f-орбиталей друг с другом и другими орбиталями. Сигма-связь обычно охватывает два атома и не простирается за их пределы, поэтому является локализованной двухцентровой связью.

Кратные связи.Кроме простых σ-связей существуют кратные (двойные и тройные) связи, которые образуются при наложении σ-, π- и δ-связей.

Связь, образованная перекрыванием АО по обе стороны линии, соединяющей ядра атомов (боковые перекрывания), называется π-связью.

Рис. 2.4. Перекрывание атомных орбиталей при образовании π-связей

Пи-связь может образовываться при перекрывании р – р-орбиталей (рис. 2.4, а), р – d-орбиталей (рис. 2.4, б), d – d-орбиталей (рис. 2.4, в), а также f – p-, f – d- и f – f-орбиталей.

Связь, образованная перекрыванием d-орбиталей всеми четырьмя лепестками, называется δ-связью.

Соответственно, s-элементы могут образовывать только σ-связи, р-элементы - σ- и π-связи, d-элементы - σ-, π- и δ-связи, а f-элементы - σ-, π-, δ- и еще более сложные связи. В связи с меньшим перекрыванием АО прочность у π- и δ-связей ниже, чем у σ-связей.

При наложении π-связи на σ-связь образуется двойная связь, например в молекулах кислорода, диоксида углерода. Кратная связь изображается двумя черточками: О=О, О=С=О.

Хотя энергия π-связи меньше, чем энергия σ-связи, однако суммарная энергия двойной связи выше энергии одинарной связи, а длина двойной связи меньше длины одинарной связи (табл. 2.1.).

Число связей между атомами называется кратностью связи.

В некоторых молекулах и ионах, содержащих двойные связи, π-связи являются делокализованными, т.е. охватывающими не два атома, а часть или целые молекулы или ионы.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Донорно-акцепторная связь - разновидность ковалентной связи.

Если одна из двух молекул имеет атом со свободными орбиталями, а другая – атом с парой неподеленных электронов, то между ними происходит донорно-акцепторное взаимодействие, которое приводит к образованию ковалентной связи, например у иона аммония атом азота образует четыре ковалентные связи с водородом, хотя у атома азота всего три неспаренных электрона.

Азот молекулы аммиака, имеющий три ковалентные связи с тремя атомами водорода по обменному механизму, имеет неподеленную пару электронов

,

которая может взаимодействовать со свободной орбиталью иона водорода Н⁺, образуя четвертую ковалентную связь:

Четвертая ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, характеризуется теми же параметрами, что и остальные три ковалентные связи, образованные по обменному механизму, т.е. в ионе аммония все четыре связи равноценны.

Ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму образуется при взаимодействии многих атомов, ионов и молекул. Например,

*

Атом азота отдает на связь пару электронов, а атом бора – вакантную орбиталь.

– комплексное соединение

В полученном соединении суммарные валентности бора и азота равны 4.

Аналогичным путем образуется комплексное соединение при взаимодействии и , которое записывается .

Атом, предоставляющий электронную пару, называется донором, а атом, представляющий свободную орбиталь называется акцептором.

Сложные соединения, у которых имеются ковалентные связи, образованные по донорно-акцепторному механизму, называются комплексными или координационными соединениями.

Валентность – общее число химических связей, которые образуют один атом элемента в молекуле определенного соединения.