Ковалентная связь

Существуют два принципиально различных механизма образования ковалентной связи — обменный и донорно-акцепторный.

Обменный механизм образования ковалентной связи. Пусть имеются два атома водорода Н' и Н" (рис. 3.2). При сближении этих атомов силы электростатического взаимодействия — притяжение электрона атома Н' к ядру атома Н'' и электрона атома Н" к ядру атома Н' — возрастают и атомы начнут притягиваться друг к другу. Одновременно возрастают и силы отталкивания между одноименно заряженными ядрами атомов и между электронами этих атомов. Это приведет к тому, что атомы смогут сблизиться до определенного расстояния, когда силы притяжения уравновесят силы отталкивания. Расчет расстояния между этими атомами (длины ковалентной связи) показывает, что электронные оболочки атомов, участвующих в образовании связи, в той или иной мере перекрываются. В результате

Взаимодействие двух атомов водорода Н' и Н"

Рис. 3.2. Взаимодействие двух атомов водорода Н' и Н". Каждый электрон притягивается ядром собственного атома (силы Ап и А22) и ядром соседнего атома (силы Аи и А21). Кроме того, существует отталкивание между двумя электронами (г12) и двумя ядрами (К12) этого электрон, находившийся ранее в поле притяжения только одного ядра, оказывается также в поле притяжения другого ядра. Таким образом возникает общая пара электронов, одновременно принадлежащая обоим атомам.

В области перекрывания электронных оболочек возникает повышенная электронная плотность, что уменьшает отталкивание между ядрами, — образуется ковалентная связь.

I Связь, осуществляемая посредством образования электронных . пар, в одинаковой мере принадлежащих обоим атомам, называется

ковалентной.

Ковалентная связь может возникать не только между одинаковыми, но и между разными атомами. Так, образование молекулы НС1 из атомов водорода и хлора происходит также посредством общей пары электронов, однако эта пара в большей мере сдвинута к атому хлора, поскольку электроотрицательность хлора гораздо больше, чем у водорода (см. ниже).

Ковалентную связь, образованную одинаковыми атомами, называют неполярной, а образованную разными атомами — полярной.

Полярность связи количественно оценивают дипольным моментом ц — произведением длины диполя I (расстояние между двумя равными по величине и противоположными по знаку зарядами +q и -q) на абсолютную величину заряда: ц = lq. Дипольный момент — векторная величина; вектор направлен по оси диполя от отрицательного заряда к положительному. Следует различать дипольные моменты (полярность) связи и молекулы в целом. В двухатомной молекуле (например, НС1) дипольный момент связи равен дипольному моменту молекулы. Напротив, в молекуле диоксида углерода(ГУ), состоящей из трех атомов, каждая из связей полярная, но молекула в целом неполярная (ц = 0), так как молекула 0=С=0 линейная и дипольные моменты связей С=0 компенсируют друг друга (рис. 3.3).

Дипольные моменты молекул С0 и Н0

Рис. 3.3. Дипольные моменты молекул С02 и Н20

Наличие дипольного момента в молекуле воды означает, что молекула Н20 нелинейная, т. е. связи О-Н расположены под углом, отличным от 180° (рис. 3.3).

Дипольные моменты некоторых молекул приведены в таблице 3.1.

Дипольные моменты молекул р, Кл ? м

Таблица 3.1

Молекула

И • 1030

Молекула

ц-Ю30

Молекула

р • 1030

HF

6,4

NH3

4,9

Н20

6,1

НС1

3,5

РН3

1,8

so2

5,4

НВг

2,6

СО

0,4

С6Н5С1

5,5

HI

1,3

см

о

о

0

СС14

0

Полярную связь можно рассматривать как промежуточную между чисто ионной (§ 3.5) и ковалентной неполярной. Для оценки полярности связи наряду с дипольным моментом часто используют также другую характеристику, называемую электроотрицательностью (ЭО).

Электроотрицательность (ЭО) характеризует способность атома притягивать валентные электроны других атомов. Для ЭО предложены несколько шкал, признание получила шкала относительных ЭО, разработанная Л. Полингом1* (табл. 3.2.).

По шкале Полинга ЭО фтора условно принята равной 4,0 (фтор — самый электроотрицательный элемент, на втором месте — кислород, на третьем — хлор). В центре шкалы Полинга находятся водород и типичные неметаллы, ЭО а 2. Большинство металлов имеют ЭО < 2. Отметим, что ЭО — безразмерная величина.

Таблица 3.2

Электроотрицательность элементов по Полингу

Li

1,0

Be

1,6

В

2,0

H

2,1

c

2,5

N

3,0

  • 0
  • 3,5

F

4,0

Na

Mg

A1

Si

P

s

Cl

0,9

1,3

1,6

1,9

2,2

2,6

3,2

К

Ca

Sc

Ti

Fe

Ge

As

Se

Br

0,8

1,0

1,3

1,5

1,8

2,0

2,0

2,5

3,0

Rb

Sr

Y

Zr

Ru

Sn

Sb

Те

I

0,8

1,0

1,2

1,4

2,2

2,0

1,9

2,1

2,7

Нетрудно обнаружить, что в общих чертах шкала ЭО напоминает Периодическую систему элементов. Шкала ЭО позволяет оценить степень ионности (полярность) связи (табл. 3.3). Чем больше разность ЭО двух элементов, тем больше степень ионности соответствующей связи; при разности ЭО 1,7 связь между этими

11 Л. Полинг. Общая химия. — М.: Мир, 1974, с. 168.

Таблица 3.3

Взаимосвязь между разностью ЭО и степенью ионности связи

Разность ЭО

Степень ионности связи, %

0

0

0,5

6

1,0

22

1,5

44

2,0

63

2,5

79

3,0

89

элементами на 50% ионная. Поэтому связи с разностью ЭО более 1,7 могут считаться ионными, при меньшей разности ЭО — ковалентными.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. По этому механизму ковалентная связь образуется в результате перехода уже существующей электронной пары донора (поставщика электронов) в общее пользование донора и другого атома — акцептора, предоставляющего для этой пары свободную орбиталь. Донорно-акцепторный механизм можно проиллюстрировать на примере образования иона аммония (точками обозначены электроны внешнего уровня атома азота, пустым квадратиком — свободная ls-орбиталь иона водорода):

В ионе аммония каждый атом водорода связан с атомом азота общей электронной парой, одна из которых реализована по донорноакцепторному механизму. Важно отметить, что все связи H-N, образованные по различным механизмам, равноценны. Это обусловлено тем, что в момент образования связи орбитали 2s- и 2р-электронов атома азота изменяют свою форму. В итоге возникают четыре совершенно одинаковые по форме орбитали (здесь осуществляется sp3- гибридизация; см. ниже).

В качестве доноров обычно выступают атомы с большим числом электронов, но с немногими неспаренными электронами. Из элементов 2-го периода Периодической системы наряду с азотом такая возможность имеется у кислорода (две неподеленные пары) и у фтора (три неподеленные пары). Например, ион водорода Н+ в водных растворах никогда не существует в свободном состоянии, так как из молекул воды Н20 и иона Н всегда образуется ион гидроксония Н30+. Ион гидроксония присутствует во всех водных растворах, хотя для простоты в уравнениях реакций используют символ Н+.

Донорно-акцепторный механизм образования связи помогает понять причину амфотерности гидроксида алюминия. В молекуле А1(ОН)3 вокруг атома алюминия шесть электронов, т. е. здесь у алюминия незавершенная электронная оболочка, в которой не хватает двух электронов до оболочки благородного газа Ат. Когда к гидроксиду алюминия прибавляют раствор щелочи, содержащей гидроксид-ионы, каждый из которых несет отрицательный заряд и имеет три неподеленные пары электронов, ионы ОН атакуют атом алюминия и образуют ион [А1(ОН)4] с полностью завершенной восьмиэлектронной оболочкой вокруг атома алюминия:

Аналогично происходит образование связей во многих других молекулах, которые часто относят к большому классу комплексных соединений.

Комплексные соединения. Заметим, что общепризнанного определения понятия «комплексное соединение» нет. Это обусловлено разнообразием комплексных соединений и их свойств. Тем не менее часто можно встретить следующее определение.

Комплексные соединения — сложные вещества, в которых можно выделить центральный атом (комплексообразователь) и связанные с ним молекулы и ионы — лиганды. Центральный атом и лиганды образуют внутреннюю координационную сферу (т. е. это и есть комплекс), которая при записи формулы комплексного соединения заключают в квадратные скобки. Число лигандов во внутренней сфере называют координационным числом. Молекулы и ионы, окружающие комплекс, образуют внешнюю сферу. Проиллюстрируем сказанное выше на примере комплексной соли гексацианоферрат(Ш) калия K3[Fe(CN)6] (это соединение давно известно под названием красная кровяная соль):

Центральными атомами могут быть переходные металлы или некоторые неметаллы (Р, Si). Типичные лиганды: ОН“, Н20, NH3, CN~, СО. Лиганды связаны с центральным атомом донорно-акцепторной связью. В водном растворе комплексные соединения могут диссоциировать с образованием комплексных ионов (катионов и анионов):

 
Посмотреть оригинал
< Пред   СОДЕРЖАНИЕ ОРИГИНАЛ   След >