Н.С. Ахметов - Общая и неорганическая химия (1109650), страница 17
Текст из файла (страница 17)
Число валентных электронов атома металла недостаточно для образования подобных связей со всеми его соседями. Например, литий кристаллизуется в кубической объемно-центрированной решетке, и каждый его атом имеет в кристалле по восемь блнжаших соседних атомов (см. Рис, 59). Для образования двухзлектронных связей в подобной структуре атом лития должен был бы предоставить восемь электронов, что, конечно, невозможно, так как он имеет лишь один валентный электрон (1зт2з!). П ироду химической связи и характерные особенности металлов Р можно объяснить на примере лития следующим образом. В кристалле лития орбитали соседних атомов перекрываются.
Каждый атом предоставляет на связь четыре валентные орбитали и всего лишь один валентный электрон. Значит, в кристалле металла число электронов значительно меньше числа орбиталей. Поэтому электроны могут переходить из одной орбитали в другую. Тем самым электроны принимают участие в образовании связи между всеми атомами кристалла металла. К тому же атомы металлов характеризуются невысокой энергией ионизации — валентные электроны слабо удерживаются в атоме, т.е. легко перемещаются по всему кристаллу. Возможность перемещения электронов по кристаллу определяет электрическую проводимость металла. Таким образом, в отличие от ковалентных и ионных соединений в металлах небольшое число электронов одновременно связывает больШое число атомных ядер, а сами электроны могут перемещаться в металле.
Иначе говоря, в металлах имеет место сильно делокализованиая химическая связь. Согласно одной из теорий металл можно рассматривать как плотно упакованную структуру из положительно заряженных ионов, свлзанных друг с другом коллективизированными электронами (электронным газом). Вследствие нелокализованности металлической связи для ее описания лучше всего подходит теория кристаллических орбиталей. 103 з 3.
МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ Между молекулами может осуществляться как электростатическое, так и донорно-акцепторное взаимодействие. Электростатическое взаимодействие молекул. Это взаимодействие молекул подразделяют на ориентационное, индукционное и дисперсионное. Наиболее универсально (т.е. проявляется в любых случаях) дисиерсивннве, так как оно обусловлено взаимодейстием молекул друг с другом за счет их мгновенных микродиполей. При сближении молекул ориентация микродиполей перестает быть ыезависимой и их появление и исчезновение в разных молекулах происходит в такт друг другу. Синхронное появление и исчезновение микродиполей разных молекул сопровождается их притяжением. При отсутствии синхроныости в появлении и исчезновении микродиполей происходит оггалкиваыие. Ориентацивннве (диполь-дипольное) взаимодействие проявляется между полярными молекулами.
В результате беспорядочного теплового движения молекул при их сближении друг с другом одноименно заряженные концы диполей взаимно отталкиваются, а противоположно заряженные притягиваются. Чем более полярны молекулы, тем сильнее оыи притягиваются и тем самым больше ориентационное взаимодействие. Индунцивннве взаимодействие молекул осуществляется за счет нх индуцированных диполей.
Допустим, что встречаются полярная и неполярная молекулы. Под действием полярной молекулы неполярная молекула деформируется и в ней возникает (индуцируется) диполь. Индуцированный диполь притягивается к постоянному диполю полярной молекулы и в свою очередь усиливает электрический момент диполя полярной молекулы. Индукционное взаимодействие тем больше, чем больше момент диполя и поляризуемость молекулы.
Относительный вклад каждого из рассмотренных видов межмолекулярных сил зависит в основном от двух свойств взаимодействукнцих молекул: полярности и поляризуемости (деформирузмости). Чем выше полярность, тем значительнее роль ориентационных снл; чем больше деформируемость. тем значительнее роль дисперсионных сил. Индукционные силы зависят от обоих факторов, но сами обычно играют второстепенную разь.
Силы межмолекулярного взаимодействия, возникающие бвз передачи атомами электронов, носят название вандерваавзеввиз сил. Изучение электростатического межмолекулярного взаимодействия имеет большое значение для исследования свойств и структуры газов, жидкостей и твердых веществ. Вандерваальсовы силы обусловливают 104 притяжение молекул и агрегацию вещества, превращение газообразного вещества в жидкое и далее в твердое состояние.
Так, при охлаждении газообразного хлора, например, образуются кристаллы, составленные из молекул С12, между которыми действуют дисперсионные силы. По сравнению с ковалентной связью вандерваальсово взаимодействие очень слабо. Так, если энергия диссоциации молекулы С!2 На атомы составляет 243 кДж/моль, то энергия сублимации (возгонки) кристаллов С!2 составляет 25 кДж/моль.
Донорио-акцепториое взаимодействие молекул. Оно возникаег за счет электронной пары одной молекулы и свободной орбитали другой. Это взаимодействие проявляется в первичных актах многих химических реакций, лежит в основе каталитических процессов, обусловливает сольватацию молекул и ионов в растворах, может приводить к образованию новых соедныеыий. За счет донорыо-акцепторного взаимодействия, ыапример, молекул ВГз и ННз образуется соединение (межмолекулярыый комплекс) состава ВГз'ХНз: б- б ° НзХ вЂ” ВГз + НзН ВГз При этом положительно поляризованыый атом бора в ВГз, имеющий свободную орбиталь, выступает в качестве акцептора. Отрицательно поляризованный атом азота в ХНз, имеющий несвязывающую пару электронов, выступает в качестве донора: Н Г ! ! Н вЂ” Х: + п — Г ! ! Н Г Н Г ! ! -+ Н вЂ” Х вЂ”  — Н ! ! Н Г донор акцептор Энергия межмолекулярного донорно-акцепторного взаимодействия колеблется в широком интервале от 6 до 12 кДж/моль, что близко к энергии вандерваальсова взаимодействия, до 200 — 250 кДж/моль— значения, сопоставимого с энергией ковазентньзх связей.
В качестве примера межмолекуляркых комплексов приведем соединения иола св спиртом 12 СНзОН, аммиаком 12 ННз, бензолом ! ° СвНз, эфироч ,'б 12.0(СНз)2, При образовании этих соединений молекула иола выступает в Начеетзе аКиептвра Элеитроииой ПарЫ Зв счет Савбвдной молекулярной н '- )З орбитали: "д В2В "2В2Г2 т2т н2т н2В н 1$зхузуз 105 ° Вн Ьйр Р и с.
бб. Структура кристалла фторида бериллия ВеГт б— б+ бр б+ .йГч ..Г " Н Н- - Н.... Н- " Н. *' й4 О Г-Ве-Г 'О б+Л ~ Ю+ Н Н б 4. ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ б ° б- ВА-Н ° ° °:ВК, только между тем, что взаидругих, более при соответст- 107 Энергия диссоциации указанных комплексов на молекулы составляет всего 8 — 20 кДж/моль. Значительно прочнее донорно-акцепторное взаимодействие в комплексе А1С!з 74Нм энергия диссоциации этого соединения на молекулы составляет 230 кДж/моль.
Донорно-акцепторное взаимодействие между молекулами часто обусловливает переход вещества из газового в жидкое и твердое агрегатное состояния. Например, в газовом состоянии дифторид бериллия находится в виде линейных молекул ВеГт: За счет свободных орбиталей атомов бериллия и несвязывающих (неопределенных) электронных пар атомов фтора между молекулами Верт возможно донорно-акцепторное взаимодействие. Эта возможность реализуется при понижении температуры: молекулы Верт ассоциируются с образованием полимерной молекулы Веорзп — кристалла Вере (рис.
б0). В нем атом Ве имеет 4 ковалентные связи. Многочисленные экспериментальные данные свидетельствуют о том, что атом водорода способен соединяться одновременно с двумя другими атомами (входящими в состав разных молекул или одной и той же молекулы): С одним из атомов (А) водород обычно связан значительно сильнее (за счет коввлентной связи), чем с другим (В). Последняя связь получила название водородной.
Ее обычно изображают точками или пунк— тиром. Водородная связь по прочности превосходит вандерваальсово взаимодействие, и ее энергия составляет 8 — 40 кДж/моль. Однако она обычно на порядок слабее ковалентной связи, Водородная связь характерна для соединений водорода с наиболее электроотрицательными элементами: фтора (25-40 кДж/моль), кислорода (13 — 29 кДж/моль), азота (8 — 21 кДж/моль) — и в меньшей степени хлора и серы.
Образование водородной связи обязано ничтожно малому размеру положительно поляризованного атома водорода и его способности 10б глубоко внедряться в электронную оболочку соседнего (ковалентно с ним не связанного) отрицательно поляризованного атома. Вследствие этого при возникновении водородной связи наряду с электростатическим взаимодействием проявляется и донор но-акцепторное взаимодействие. Водородная связь весьма распространена и играет важную роль при ассоциации молекул, в процессах кристаллизации, растворения, образования кристаллогидратов, электролитической диссоциации и других важных физико-химических процессах.
Например, в твердом, жидком и даже в газовом состоянии молекулы фторида водорода НГ ассоциированы в зигзагообразные цепочки вида что обусловлено водородной связью. Молекула воды может образовывать четыре водородные связи, так как имеет два атома водорода и две несвязывающие электронные пары: Эта способность молекулы воды обусловливает строение воды и льда. Водородная связь играет большую роль в химии органических соединений, полимеров, белков.
Вследствие непрочности водородные связи легко возникают и легко разрываются при обычной температуре, что весьма существенно для биологических процессов. Г Л А В А А. КОМПЛЕКСООБРАВОВАННЕ. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ э 1. КОМПЛЕКСООБРАЗОВАНИЕ Как известно, силы притяжения действуют не атомами, но и между молекулами, Это подтверждается модействие молекул часто приводит к образованию сложных молекул.
Кроме того, газообразные вещества вующих условиях переходят в жидкое и твердое агрегатное состояние. Любое вещество в какой-то мере растворимо в другом веществе, что опять-таки свидетельствует о взаимодействии. Во всех этих случаях обычно наблюдается взаимная координацил взаимодействующих частиц, которую можно определить как ко аняексообраэование. Оно имеет место, например, при взаимодействии молекул с ионами, противоположно заряженных ионов и молекул друг с другом и т.п. Так, образующиеся при растворении солей в воде ионы гидратированы, т.е. вокруг них координированы молекулы растворителя. Взаимная координация молекул наблюдается при переходе вещества из газового в жидкое и твердое состояния и пр. Причиной комплексообразования может быть как электростатическое, так и донорно-акцепторное взаимодействие, осуществляемое между ионами и молекулами, между молекулами.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
