Значения длины и энергии связи у галогеноводородных кислот

Одинарная связь всегда слабее, чем кратные связи – двойная и тройная между теми же атомами.

Полярность связи

Если ковалентная связь образована двумя атомами одного и того же элемента, то общая электронная плотность располагается абсолютно симметрично в поле обоих ядер. Если же общая пара связывает атомы двух различных элементов, то электронная плотность является не симметричной. Она смещена к атому более электроотрицательного элемента. В результате на этом атоме наводится избыточный (частичный) отрицательный заряд, а на противоположном – частичный положительный. В результате в молекуле образуются два разноименно заряженных полюса. Чем больше разница в электроотрицательностях атомов, тем более полярной является связь.

Полярные молекулы, имеющие разделенные в пространстве положительный и отрицательный полюса, называются ДИПОЛЯМИ. Расстояние между полюсами в диполе называют его длинной (L).

Произведение заряда одного из полюсов на длину диполя называют дипольным моментом (Кл∙м).

μ = Z∙L. (4.1)

Дипольный момент является векторной величиной. В химии направление дипольного момента принято от положительного полюса к отрицательному. Например, в молекуле хлористого водорода на атоме водорода сосредотачивается избыточный (+), а на атоме хлора избыточный (-) H^δ+→ Cl^δ-. Для многоатомных молекул дипольный момент можно рассчитать как векторную сумму дипольных моментов отдельных связей, пренебрегая их взаимным влиянием. Моменты отдельных связей могут либо усиливать, либо компенсировать друг друга, изменяя суммарный момент.

Например, линейные молекулы BeCl₂ и CO₂ являются неполярными. Хотя каждая из связей полярна. К таким молекулам можно отнести молекулы метана СН₄ и гексафторида серы SF₆, в которых дипольные моменты отдельных связей

компенсируют друг друга и суммарный дипольный момент молекулы равен нулю.

В предельном случае общая электронная пара полностью локализуется у одного из атомов. В результате образуются два разноименно заряженных иона. Атом, потерявший электрон, превращается в катион (А⁺), а атом, захвативший чужой электрон, - в анион (А^-). В результате взаимного притяжения двух противоположно заряженных частиц возникает ионная связь.

Ионная связь формируется за счет электростатического притяжения между частицами с зарядами противоположного знака, которые образуются за счет переноса одного или нескольких электронов от одного атома к другому. По теории Косселя (1916 г.) атом всякого элемента, вступая в соединение, теряя или присоединяя соответствующее число электронов, стремится приобрести электронную оболочку атома ближайшего (в Периодической системе) благородного газа ns² или ns²np⁶. В результате присоединения или потери электронов образуется анион или катион соответственно.

Так, например, для ионного кристалла NaCl образование ионов Na⁺и Cl ^- из нейтральных атомов показывает, что атом натрия теряет электрон, а атом хлора его присоединяет. В результате этого образуются Na⁺ (2s²2p⁶ – оболочка Ne) и Cl^- (3s²3p⁶ – оболочка Ar). Эти ионы формируют внутри кристалла правильную трехмерную структуру.

Ионы в кристалле находятся в равновесных положениях, поэтому силы кулоновского притяжения между ними должны компенсироваться силами отталкивания их электронных оболочек.

Известно, что идеальной ионной связи не существует. Даже в тех соединениях, которые обычно относят к ионным, не наблюдается полного перехода электронов от одного атома к другому. Электроны всегда частично остаются в общем пользовании.

Так, например, связь во фториде лития на 80% ионная, а на 20% – ковалентная. По этой причине правильнее говорить о степени ионности химической связи.

Доминирующая ионная связь появляется только в том случае, если взаимодействующие атомы (например, натрий и хлор) сильно отличаются энергиями ионизации и сродства к электрону (металл-неметалл).

Взаимодействие между катионами и анионами в ионном кристалле не зависит от направления, поэтому об ионной связи говорят, как о ненаправленной. Каждый катион может притягивать любое число анионов, и наоборот. По этой причине ионная связь является ненаправленной и ненасыщенной, а число взаимодействий между ионами в твердом состоянии ограничивается лишь

размерами кристалла. Поэтому «молекулой» ионного соединения следует считать весь кристалл.

По этой причине ионные кристаллы очень твердые и хрупкие и имеют высокие значения энергии кристаллической решетки.

Если попытаться деформировать ионную решетку, то один из слоев будет сдвигаться относительно другого до тех пор, пока одноименно заряженные ионы не окажутся слишком близко друг от друга. Это приводит к резкому возрастанию сил отталкивания, и решетка быстро разрушается.

Насыщаемость связи

Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающей в соединениях различного типа. Принято выделять два возможных механизма ее образования: обменный механизм, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, и донорно-акцепторный, если электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору), имеющему свободную электронную орбиталь.

1. Обменный механизм А∙+ ∙В = А: В

2. Донорно-акцепторный механизм А + :В = А : В

Молекула водорода служит простейшим возможным примером образования ковалентной связи по обменному механизму.

В рамках представлений Льюиса об обменном механизме валентность элемента определяется числом общих электронных пар, образуемых атомом в молекуле.

В некоторых случаях оба электрона при образовании ковалентной связи поставляются только одним из атомов. Это называется донорной валентностью. Если такая связь образована, она становится неотличимой от любой другой ковалентной связи. Донорно-акцепторная связь реализуется во многих молекулах и ионах.

При образовании иона аммония NH₄⁺ и молекулы BF₃NH₃ атом азота в молекуле аммиака NH₃ имеет несвязывающую 2S² электронную пару. Ион водорода Н⁺ - свободную 1S орбиталь, а атом бора в молекуле BF₃ - свободную 2р орбиталь.

H +

Н⁺ + :NH₃ → H : N H F₃B + :NH₃ → BF₃:NH₃

H

В ионе NH₄⁺ акцептором служит ион Н⁺ , а в молекуле BF₃NH₃ – атом бора (В). Атом азота, входящего в состав молекулы аммиака, в обоих случаях выступает в качестве донора.

Донорно-акцепторное взаимодействие между разными молекулами может сопровождаться образованием комплексных соединений:

А1С1₃ +:NH₃ = [А1(NH₃)]С1₃

Атом азота в NH₃ имеет неподеленную пару электронов и играет роль донора, а атом А1 в молекуле А1С1₃ – свободную орбиталь и играет роль акцептора.

Все это говорит о том, что валентность атомов зависит не только от количества неспаренных электронов, но и от наличия вакантных орбиталей и количества неподеленных электронных пар соответственно.

В ионе NH₄⁺ все связи центрального атома азота N-Н, несмотря на их различное происхождение, равноценны и не различимы, что наглядно доказывает одинаковую природу ковалентных и донорно-акцепторных связей.

Связи, образуемые по донорно-акцепторному механизму, обычно образуются уже после того, как атом - донор использовал имеющиеся у него неспаренные электроны для образования связей по обменному механизму. Это объясняется тем, что при образовании общих электронных пар с участием электронов другого атома происходит насыщение валентного уровня атома донора, при этом его электроотрицательность снижается и он легче отдает свои несвязываюшие пары для образования связей по донорно-акцепторному механизму.

Свободные орбитали акцепторов характеризуются очень низким значением энергии. Этим объясняется их склонность к заполнению электронами по донорно-акцепторному механизму. Донорно-акцептрное взаимодействие лежит в основе таких процессов, как полимеризация некоторых молекул при переходе из газообразного в жидкое состояние, образование комплексных соединений, гидролиз анионов.