Общая химия. Теория и задачи под ред. Н. В. Коровина и Н. В. Кулешова, страница 8

2.1).Ковалентную связь также характеризуют валентнымуглом, которым называют угол между воображаемымипрямыми, проходящими через ядра химически связанныхатомов. Например, в молекуле воды длина связи Н–О равна 0,096 нм, угол связи НОН — 104,5°, а энергия связи —ЕН–О = 464 кДж/моль.Ионная химическая связь. Ионная химическая связьпредставляет собой электростатическое взаимодействиеотрицательно и положительно заряженных ионов в химическом соединении.

Такая связь возникает лишь в случае большой разности электроотрицательности ЭО атомов,например между катионами sметаллов I и II групп периодической системы и анионами неметаллов VI и VII групп(LiF, CsCl, K2O и др.). Так как электрическое поле ионаимеет сферический характер, то для ионной химической48ОБЩАЯ ХИМИЯ. ТЕОРИЯ И ЗАДАЧИсвязи не характерна направленность. Ионной связи также не свойственна насыщаемость, так как ион способенвзаимодействовать со многими соседними ионами противоположного знака, число которых зависит от зарядовионов и соотношений геометрических размеров. Изза взаимного влияния электрических полей заряженных частицполного перехода электронов не происходит даже в случае пары атомов с большой разностью ЭО.

Поэтому и чистоионная связь не существует. Можно лишь говорить о долеионности связи.2.2.КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ.МЕТОД ВАЛЕНТНЫХ СВЯЗЕЙОбщие понятия. Химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами, называется ковалентной связью.Рассмотрим для примера образование ковалентной связи в молекуле водорода. При сближении атомов водорода спротивоположным спином происходит перекрывание электронных облаков (рис. 2.1).

Электронная плотность междуядрами возрастает. Ядра притягиваются друг к другу.Вследствие этого энергия системы снижается (рис. 2.2,кривая 1). При очень сильном сближении атомов возрастает отталкивание ядер. Поэтому существует оптимальРис. 2.1Рис. 2.2Перекрывание электронныхоблаков при образованиимолекулы водородаЗависимость энергии системыиз двух атомов водородас антипараллельными (1)и параллельными (2) спинамиот расстояния между ядрамиГЛАВА 2. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ49ное расстояние между ядрами l, равное длине связи lсв,при котором система имеет минимальную энергию. Энергия Е, выделяющаяся при этом состоянии, называетсяэнергией связи Есв.Особенностями ковалентной химической связи являются ее направленность и насыщаемость.

Атомные орбитали ориентированы в пространстве, и перекрываниеэлектронных облаков происходит по определенным направлениям, что обусловливает направленность ковалентной связи. Это свойство ковалентной связи определяетпространственное расположение атомов в молекулах итвердых телах и количественно выражается значениямивалентных углов между направлениями связей.Насыщаемость ковалентной связи обусловлена ограниченным числом электронов, находящихся на внешнихоболочках, которые могут участвовать в образовании ковалентной связи. Насыщаемость определяет, например,состав молекул.Полярность ковалентной связи. Если ковалентная связьобразована одинаковыми атомами, например Н–Н, О=О,Cl–Cl, NºN, то обобществленные электроны равномернораспределены между ними.

Такая связь называется кова2лентной неполярной связью. Если же один из атомов сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается в сторону этого атома и возникает полярная ковален2тная связь. Критерием способности атома притягиватьэлектрон может служить электроотрицательность ЭО. Чемвыше ЭО у атома, тем более вероятно смещение электронной пары в сторону ядра данного атома. Поэтому разностьзначений ЭО взаимодействующих атомов характеризуетполярность связи. Изза смещения электронной пары к одному из ядер повышается плотность отрицательного заряда у данного атома и соответственно атом получает избыточный заряд, называемый эффективным зарядом атомаd–.

У второго атома повышается плотность положительного заряда d+. Вследствие этого возникает диполь — электрически нейтральная система с двумя одинаковыми по величине положительным и отрицательным зарядами. Расстояние между этими зарядами называют длиной диполя.50ОБЩАЯ ХИМИЯ. ТЕОРИЯ И ЗАДАЧИНапример, при взаимодействии атомов Н и Cl, общаяэлектронная пара смещается к ядру атома Cl, вследствиеразличной электроотрицательности атомов: ЭО(Н) = 2,1,ЭО(Cl) = 3.

Разность между значениям атомов ЭО водорода и хлора (DЭО) равна 0,9. Таким образом, при образовании связи Н–Cl атом Cl получает частичный отрицательный заряд, а атом Н — частичный положительный заряд.Возникает диполь.Количественной мерой полярности связи является величина электрического момента диполя связи mсв.

Чембольше mсв, тем полярнее связь.mсв = dlД,(2.1)где d — эффективный заряд; lД — длина диполя (расстояние между центрами положительных и отрицательныхзарядов).Так как в молекуле НСl центр положительного зарядапо положению совпадает с ядром атома Н, а центр отрицательного — с ядром атома Cl, то длина диполя связи равнамежъядерному расстоянию. Электрический момент диполя связи mсв — вектор, поэтому характеризуется не тольковеличиной, но и направлением. Вектор электрическогомомента диполя связи направлен от центра отрицательных зарядов к центру положительных. В химической литературе часто используют обратное направление: от цент2ра положительных зарядов к центру отрицательных.Электрический момент диполя измеряют в кулонах на метр(Кл×м). В качестве единицы измерения используют такжевнесистемную единицу измерения дебай D = 3,3×10–30 Кл×м.Электрический момент диполя растет с увеличением разности ЭО, так как растет величина эффективного заряда d.Полярную ковалентную связь с эффективным зарядом d,приближающемся к 1, можно считать ионной связью.

Однако даже у ионных соединений d < 1. Поэтому любая ионная связь имеет определенную долю ковалентности.Химическая связь в большинстве химических соединений сочетает свойства ковалентной с определенной долей ее ионности. Степень ионности характеризуется эффективными зарядами атомов и возрастает с увеличением разности ЭО атомов.ГЛАВА 2. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ51МЕТОД ВАЛЕНТНЫХ СВЯЗЕЙТочное описание распределения электронов возможно лишь для небольшого числа молекул. Обычно используют приближенные методы расчета двух и многоатомных систем с ковалентной связью: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО).В 1927 г. немецкие ученые У. Гейтлер и Ф.

Лондон провели квантовомеханический расчет взаимодействия атомов водорода при образовании молекулы Н2. В методе ВСпредполагается, что атомы в молекуле сохраняют свою индивидуальность. Электронная пара заселяет орбиталь тоодного, то другого атома. Гейтлер и Лондон показали, чтопри сближении двух атомов водорода с антипараллельными спинами происходит уменьшение энергии системы (см.рис.

2.2, кривая 1), что обусловлено увеличением электронной плотности в пространстве между ядрами взаимодействующих атомов, образуется химическая связь и молекула. Рассчитанная ими энергия связи отличалась от экспериментальной не более чем на 10%. При сближении атомовс параллельными спинами энергия системы возрастает (см.рис. 2.2, кривая 2) и молекула в этом случае не образуется.Позднее метод ВС получил дальнейшее развитие и былраспространен на другие молекулы.Метод ВС базируется на следующих основных положениях:· химическая связь между двумя атомами возникает какрезультат перекрывания АО с образованием электронных пар (обобществление двух электронов);· атомы, вступающие в химическую связь, обмениваются между собой электронами, которые образуют общиепары. Энергия обмена электронами между атомами(энергия притяжения атомов) вносит основной вкладв энергию химической связи. Дополнительный вкладв энергию связи дают кулоновские силы взаимодействия частиц;· в соответствии с принципом Паули химическая связьобразуется лишь при взаимодействии электронов с антипараллельными спинами;· характеристики химической связи (энергия, длина, полярность и др.) определяются типом перекрывания АО;52ОБЩАЯ ХИМИЯ.

ТЕОРИЯ И ЗАДАЧИ· ковалентная связь направлена в сторону максимального перекрывания АО реагирующих атомов.Следует отметить, что электронная структура молекулы значительно отличается от электронной структуры образующих ее атомов. Например, электронные орбитали вмолекуле водорода не имеют сферической симметрии, какАО атомов водорода, так как электронная пара постоянноменяет свое положение относительно двух ядер в молекуле. Электронная пара в молекуле водорода находится наболее низком энергетическом уровне, чем уровень электронов в атомах водорода.

Изменения претерпевает электронная структура внешних оболочек и подоболочек атомов, которая в основном и определяет природу и свойстваатомов. Поэтому в образовавшейся молекуле атомы с исходной электронной структурой не существуют. У атомовв молекуле сохраняются лишь электронные конфигурации внутренних электронных оболочек, не перекрывающихся при образовании связей.В методе ВС различают два основных механизма образования ковалентной связи — обменный и донорноакцепторный.Обменный механизм. К обменному механизму образования ковалентной связи относят те случаи образованиясвязи, когда каждый из двух связываемых атомов выделяет для обобществленной пары по электрону. Чтобы произошел обмен неспаренными электронами у взаимодействующих атомов, необходимо проникновение одной АОв другую, т.

е. их перекрывание. Только тогда электронная пара становится общей для двух ядер связываемыхатомов. Например, в молекуле НСl связь образуется за счетперекрывания 3pАО атома Cl с 1sАО атома водорода:Валентность по обменному механизму метода ВС. Способность атома присоединять или замещать определенноечисло других атомов с образованием химических связейГЛАВА 2. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ53называется валентностью.