- •1. Строение атома
- •Спектры испускания
- •1.2. Теория н. Бора
- •1.3. Волновые свойства материальных объектов
- •1.4. Представление о квантовой механике
- •1.5. Характеристика состояния электрона в атоме системой квантовых чисел
- •Задачи и упражнения
- •2. Периодический закон д.И. Менделеева
- •2.1. Периодическая система элементов
- •2.2. Периодический закон и электронное строение атомов элементов
- •2.3. Примеры периодического изменения свойств
- •2.3.1. Атомные и ионные радиусы
- •Относительная сила кислот и оснований (схема Косселя)
- •2.3.2. Энергия ионизации
- •Задачи и упражнения
- •3. Химическая связь и строение молекул
- •3.1. Типы химической связи
- •3.2. Донорно-акцепторный механизм образования связи
- •3.3. Основные характеристики химической связи
- •3.4. Квантово-химическое описание ковалентной связи
- •Основные положения метода валентных связей сводятся к следующему.
- •3.5. Геометрия молекул
- •3.5.1. Гибридные представления
- •3.5.2. Метод Гиллеспи
- •3.6. Метод наложения валентных схем
- •Задачи и упражнения
- •4. Химическая связь в комплексных соединениях
- •4.1. Метод валентных связей
- •4.2. Теория кристаллического поля
- •Задачи и упражнения
- •5. Метод молекулярных орбиталей
- •Основные положения метода мо
- •Задачи и упражнения
3. Химическая связь и строение молекул
3.1. Типы химической связи
Существует два основных типа химической связи – ионная и ковалентная. Ионная связь связана с переходом электрона (электронов) от одного атома к другому и образованием противоположно заряженных ионов, образующих молекулу за счёт электростатического притяжения.
Связь, образованная электронами, принадлежащими обоим атомам, называется ковалентной. Её обозначают чертой или точками:
Строго говоря, общая пара электронов принадлежит “на равных” обоим атомам только в том случае, когда атомы одинаковы. При разных атомах общая пара смещена к одному из атомов в соответствии с их электроотрицательностью (ЭО).
Электроотрицательность определяется как суммарная характеристика способности атома отдавать и присоединять электроны при образовании химической связи. Принципов построения и соответственно шкал ЭО много. Например, по Малликену величина ЭО вычисляется как полусумма энергии ионизации и сродства к электрону. Наиболее распространена шкала Полинга. Ниже приведена качественная шкала величин ЭО:
ЭОF > ЭОO > ЭОN » ЭОCl > ЭОS » ЭОC > ЭОH » ЭОP > ЭОB »
» ЭОAs > ЭОSi > ЭОGe > ЭОBe > ЭОMg > ЭОCa » ЭОLi > ЭОNa > ЭОK > ЭОCs
В практических операциях важны не сами величины ЭО, а их разности. Порядок же изменения этих разностей совпадает для разных шкал ЭО. Чем больше разница величин ЭО, тем больше общая пара электронов смещена к одному из атомов, тем полярнее связь. Например:
MgF2 NaCl PF3 AsCl3
D(ЭО) 2,8 2,6 1,9 1,5
Из приведенных цифр следует, что наиболее полярная связь в MgF2 , наименее полярная – в AsCl3. Ковалентную связь, образованную различными атомами, где наблюдается смещение общей электронной пары, называют полярной ковалентной связью. Это самый распространенный тип химической связи.
Смещение электронной плотности при образовании ковалентной связи, обусловленное различием в величинах ЭО атомов, можно учесть, приписав атомам так называемые эффективные заряды (d) в единицах заряда электрона. Это в значительной степени условные величины, так как электронное облако делокализовано и его нельзя “разделить” между ядрами. Эффективные заряды определяют экспериментально из спектральных данных.
Если связь чисто ковалентная, то d=0. В ионной молекуле эффективный заряд равен заряду иона, для остальных полярных молекул (точнее молекул с полярными связями) d имеет промежуточное значение. Это позволяет трактовать полярную ковалентную связь как комбинацию из ионной и чисто ковалентной связей. Например, в молекуле хлороводорода эффективный заряд на атоме водорода +0,2; на атоме хлора –0,2 соответственно. При наличии чисто ковалентной связи эффективный заряд на атоме был бы равен нулю, а при ионной связи составил бы ±1. Таким образом, имеющееся распределение электронной плотности в молекуле хлороводорода можно представить следующим образом: 0,2×1 + 0,8×0. Другими словами, в молекуле HCl лишь 20% связи носит ионный характер, а на 80% связь ковалентная.
В молекуле NaCl, существующей в газовой фазе, эффективные заряды на атомах составляют соответственно +0,8 и –0,8. Следовательно, в этом случае связь на 80% носит ионный характер. В молекуле ВаО (двойная связь) эффективные заряды ±0,43, откуда следует, что степень ионности связи в этой молекуле составляет
Даже в таких молекулах как CsF и RbF, где разница ЭО атомов максимальна, эффективные заряды не равны единице. Это фактически указывает на то, что говорить о ионной связи можно лишь с какой-то степенью точности.
Ковалентная связь направлена и насыщаема. Направленность обусловлена конкретной ориентацией электронных орбиталей в пространстве. Насыщаемость, т. е. невозможность образования связей больше определённого числа, связана с ограниченной емкостью валентной оболочки. Ионная же связь в силу сферической симметрии кулоновского потенциала является связью ненаправленной и ненасыщенной.