Repetitor_po_Khimii

При перекрывании гибридных sp3-орбиталей с s-орбита-

лями четырех атомов водорода образуются четыре σ-связи (рис. 14). Молекула СН4 имеет форму тетраэдра. Диполъ-

ный момент этой молекулы (т. е. векторная сумма диполь-

ных моментов связей С—Н) равен нулю, следовательно, молекула является неполярной.

Рис. 14. Перекрывание электронных облаков в молекуле СН4

Итак, в образовании ковалентных. связей принимают участие «обычные» облака (s, p, d, f) и гибридные облака (sp, sp2, sp3 и др.). Все эти облака имеют определенную ориентацию в пространстве. Поэтому и ковалентные связи, которые обра-

зуют эти облака, также характеризуются определенной направленностью.

Направленность ковалентных связей обусловливает определенное пространственное строение молекул ковалентных соединений.

Наиболее распространенные геометрические формы молекул различного типа представлены в табл. 19.

		Таблица 19
Пространственное строение молекул различного типа
Тип молекулы	Пространственное строение	Примеры молекул
AB2	Угловое	Н2О, H2S, OF2
	Линейное	ВеСl2, MgBr2, CO2
АВ3	Пирамидальное	NH3, PCl3, AsH3
	Треугольное	BCl3, AlBr3
АВ4	Тетраэдрическое	CH4, CCl4, SiH4

Вопросы для контроля

1.Чем определяется валентность элемента в ковалентных соединениях?

130

2.В результате чего может увеличиваться число неспаренных электронов в атомах?

3.Что такое возбужденное состояние атома?

4.Что обычно представляет собой возбуждение атома при образовании им химических связей?

5.Что является причиной переменной валентности многих элементов?

6.Чем объясняется существование элементов с постоянной валентностью?

7.Чему равно максимальное число неспаренных электронов в возбужденных состояниях атомов для большинства элементов?

8.Что такое гибридизация атомных орбиталей?

9.Какие типы гибридизации являются наиболее важными? Сколько гибридных орбиталей образуется в результате: sp-, sp2-, sp3-гибриди-

зации?

10.Какое геометрическое строение характерно для молекул, которые содержат sp-гибридизованные атомы?

11.Какова геометрическая форма молекул типа АВ3, которые содержат sp2-гибридизованный атом А?

12.Какова геометрическая форма молекул типа АВ4, которые содержат sp3-гибридизованный атом А?

13.Почему ковалентные связи имеют определенную направленность? Что она обусловливает?

14.Назовите известные вам виды пространственного строения молекул. Приведите примеры молекул.

Задания для самостоятельной работы

1.Для атомов элементов 2-го и 3-го периодов (см. табл. 18) напишите электронные и электронно-графические формулы внешнего электронного слоя в возможных возбужденных состояниях.

2.Какой тип гибридизации характерен для: а) кремния в SiCl4; б) магния в MgBr2; в) алюминия в АlBr3? Нарисуйте схемы перекрывания электронных облаков в данных молекулах. Какова гео-

метрическая форма этих молекул? Полярными или неполярными являются они?

3.Какие из следующих молекул являются полярными и какие неполярными: OF2, MgBr2, PCl3, ВСl3, H2S, АlBr3? Почему?

4.Как указано в табл.19, молекула оксида углерода (IV) СО2 имеет линейную форму. Сколько σ- и π-связей в этой молекуле? Какие элек-

тронные облака атома углерода участвуют в образовании этих связей? Полярной или неполярной является молекула СО2?

131

132

NH3 + H+ NH4+

§ 3.9. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

Ионная, металлическая, водородная связи. Межмолекулярные взаимодействия.

Типы кристаллических решеток

Донорно-акцепторная связь

Механизм образования ковалентной связи, при котором

каждый атом предоставляет для создания общей электронной пары один неспаренный электрон, называется обменным механизмом. В § 3.7, 3.8 мы рассмотрели связи, которые образо-

ваны по обменному механизму.

Однако существует и другой механизм образования ковалентной связи, который называется донорно-акцепторным механизмом. Ковалентная связь, которая образуется по до-

норно-акцепторному механизму, называется донорно-ак- цепторной связью. При образовании донорно-акцепторной

связи один атом (донор) предоставляет неподеленную пару

электронов, которая становится общей электронной парой между ним и другим атомом (акцептором):

Донорноакцепторная связь иногда обозначается стрел-

кой, которая направлена от атома-донора к атому-акцептору:

А В.

Донорно-акцепторная связь образуется в результате пере-

крывания орбитали с неподеленной электронной парой ато- ма-донора и свободной орбнтади атома-акцептора:

А + В А В

Донорно-акцепторная связь имеет такие же свойства, как и обычная ковалентная связь, а отличается от нее только

происхождением общей электронной пары.

Образование донорно-акцепторной связи рассмотрим на

примере иона аммония NH+4 . Этот сложный ион образуется в результате присоединения иона водорода Н+ к молекуле аммиака NH3:

Строение внешнего электронного слоя атома азота: 2s22p3

Три неспаренных электрона, которые находятся на 2p-под- уровне, участвуют в образовании трех ковалентных связей с атомами водорода в молекуле NH3. Это обычные связи, образованные по обменному механизму. Неподеленная электронная пара, которая находится у атома азота на 2s-подуров-

не, может участвовать в образовании донорно-акцепторной связи, т. е. атом азота в молекуле аммиака может быть донором электронной пары. Ион водорода вообще не имеет элек-

тронов, но имеет свободную 1s-орбиталь, поэтому он может быть акцептором электронов:

Все четыре связи N—H в ионе аммония являются равноценными. Это обусловлено тем, что в момент образования связи в атоме азота происходит гибридизация 2s-орбитали и трех 2p-орбиталей, т. е. sp3-гибридизация. В результате возникают четыре одинаковые гибридные орбитали, которые направлены к вершинам тетраэдра. Таким образом, ион аммония, как и молекулы типа АВ4, имеет тетраэдрическую форму.

Обратите внимание, что валентность азота в ионе аммония

равна IV, так как он образует четыре ковалентные связи. Следовательно, если элемент образует ковалентные связи

ипо обменному, и по донорно-акцепторному механизму, то его валентность больше числа неспаренных электронов

иопределяется общим числом орбиталей на внешнем элект-

ронном слое. К ним относятся: а) орбитали с неспаренными электронами; б) орбитали с неподеленными электронными парами; в) свободные орбитали.

Для азота валентность IV является максимальной, потому что внешний электронный слой атома азота (второй энерге-

133

тический уровень) состоит из четырех орбиталей. Такую валентность азот имеет и в таких соединениях, как N2O5, HNO3, NaNO3 и т. п. Например, в молекуле азотной кислоты атом азота образует три ковалентные связи по обменному механизму и одну донорно-акцепторную связь:

Ионная связь

Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей ( ЭО > 1,7), то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование частиц, имеющих электрические заряды. Эти частицы называются ионами:

А • + •В А+ + [:В]–

ионы

Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью.

Ионную связь можно рассматривать как крайний случай ковалентной полярной связи.

Как вы уже знаете, наименьшую ЭО имеют типичные металлы, атомы которых наиболее легко отдают электроны, а наибольшую ЭО имеют типичные неметаллы, атомы кото-

рых легко присоединяют электроны. Поэтому ионная связь

образуется между атомами типичных металлов и атомами типичных неметаллов.

При отдаче электронов атомы металлов превращаются

в положительно заряженные ионы, которые называются катионами, например:

Na0 – 1e# Na+ — катион натрия; Са0 – 2e# Са2+ — катион кальция.

При присоединении электронов атомы неметаллов пре-

вращаются в отрицательно заряженные ионы, которые называются анионами, например:

134

Рис. 15. Схема строения кристаллической решетки NaCI

Сl0 + 1e# Cl– — хлорид-анион; О0 + 2e# О2– — оксид-анион.

Например, образование ионной связи при взаимодействии атомов натрия и хлора схематично можно показать так:

	Общее число	11 протонов	17 протонов	11 протонов	17 протонов
	заряженных	11 электро-	17 электро-	10 элек-	18 электро-
	частиц	нов	нов	тронов	нов
	Суммарный	0	0	+1	–1
	заряд
	Электронная
	конфи-	1s22s22p63s1	1s22s22p63s13p5	1s22s22p6	1s22s22p63s23p6
	гурация

Как видно из этого примера, ионы имеют завершенные электронные конфигурации, т. е. при образовании ионной связи, как и при образовании ковалентной связи, атомы переходят в более устойчивое состояние.

По своим свойствам ионная связь отличается от ковалентной связи. Силы электростатического взаимодействия направлены от данного иона во все стороны. Поэтому дан-

ный ион может притягивать ионы противоположного знака в любом направлении. Этим обусловлены ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи. В кристаллической решет-

ке ионных соединений вокруг каждого иона располагается определенное число ионов с противоположным зарядом.

Например, в кристаллической решетке хлорида натрия NaCl каждый ион натрия Na+ окружен шестью хлорид-ионами Cl–, а каждый хлорид-ион окружен шестью ионами натрия (рис. 15). Таким образом, для ионных соединений понятие «молекула» при обычных условиях теряет смысл.

Существуют вещества, мо-

135

Рис. 16. Схема кристаллической решетки металлов

лекулы которых содержат и ионные, и ковалентные связи. К таким веществам относятся, например, щелочи и многие соли. Так, в молекулах гидроксида натрия NaOH и сульфата натрия Na2SO4 связи между атомами натрия и кислорода представляют собой ионные связи, а остальные связи (между атомами кислорода и водорода в NaOH и между атомами кислорода и серы в Na2SO4) — ковалентные полярные.

Металлическая связь

Как известно, атомы металлов более или менее легко отдают электроны, которые находятся на внешнем электронном слое. В результате атомы металлов превращаются в положительно заряженные ионы. Это происходит не только

при взаимодействии металлов с другими веществами, но и при образовании простых веществ-металлов.

Простые вещества, которые образуют элементы-металлы, при обычных условиях представляют собой твердые кристаллические вещества (кроме рту-

ти Hg). В кристаллах металлов часть их атомов находится в ионизированном состоянии. В узлах кристаллической ре-

шетки металлов находятся положительные ионы и атомы металлов, а между узлами — электроны (рис. 16). Эти электроны становятся общими для

всех атомов и ионов металла и могут достаточно свободно перемещаться по всей кристаллической решетке.

Поэтому электроны, которые находятся в кристаллической решетке металлов, называются свободными электронами, иди «электронным газом».

• Связь между всеми положительно заряженными ионами металлов и свободными электронами в кристаллической решетке металлов называется металлической связью.

136

Металлическая связь обусловливает важнейшие физические свойства металлов (см. § 7.3).

Водородная связь

Водородная связь является особым видом химической связи. В образовании этой связи участвует атом водорода,

который в данной молекуле уже связан обычной ковалентной связью с атомом какого-либо элемента, имеющего большую электроотрицательность (например, с фтором, кислородом, азотом). Ковалентные связи Н—F, Н—О, Н—N

являются сильно полярными (большая разность ЭО!). Поэтому атом водорода имеет избыточный положительный за-

ряд +δ, а на атомах фтора, кислорода и азота находятся избы-

точные отрицательные заряды:

+δ –δ +δ –δ´ +δ –δ˝

H—F H—O H—N

В результате электростатического взаимодействия происходит притяжение положительно заряженного атома водорода одной молекулы к электроотрицательному атому другой молекулы. Определенный вклад в образование водородной связи вносит донорно-акцепторное взаимодействие «полусвободной» 1s-орбитали атома водорода и орбитали с неподеленной парой электронов электроотрицательного атома:

+δ –δ +δ –δ +δ –δ	–δ´ +δ –δ´ +δ –δ´ +δ
H—F … H—F … H—F	O—H … O—H … O—H
	|	|	|
	H	H	H

Это примеры образования межмолекулярных водородных связей. (Водородные связи обозначаются точками.) Обра-

зование межмолекулярных водородных связей является причиной существования ассоциатов молекул типа (HF)n, (Н2O)n и др.

Водородная связь может быть не только межмолекулярной, но и внутримолекулярной. Например, в салициловом

альдегиде происходит образование водородной связи между

атомом водорода группы —ОН и атомом кислорода группы

>С=О:

137

Внутри- и межмолекулярные водородные связи суще-

ствуют в молекулах белков, ДНК и др.

Таким образом, при образовании водородной связи атом

водорода находится между двумя атомами с высокой ЭО;

с одним из них он связан обычной ковалентной связью, а с другим — водородной связью.

Энергия водородной связи* приблизительно в десять раз меньше энергии обычной ковалентной связи и варьируется в пределах 15—40 кДж/моль. Тем не менее, водородные связи играют важную роль во многих физико-химических и биологических процессах.

Межмолекулярные взаимодействия

Межмолекулярная водородная связь является одним из видов межмолекулярных взаимодействий.

Существуют также универсальные силы взаимодействия между любыми молекулами, которые не приводят к разрыву

или образованию новых химических связей. Эти силы называются ван-дер-ваальсовыми силами (в честь голландского

физика Ван-дер-Ваальса). Они обусловливают притяжение молекул данного вещества (или различных веществ) друг

к другу в жидком и твердом агрегатных состояниях.

Одним из видов ван-дер-ваальсовых сил является ориентационное взаимодействие. Такое взаимодействие возникает

между дипольными молекулами; противоположно заряженные концы диполей притягиваются друг к другу (рис. 17, а).

Если рядом находятся полярная и неполярная молекулы, то под влиянием полярной молекулы в неполярной молекуле возникает (индуцируется) диполь. Постоянный диполь и ин-

*Эвергия связи — это энергия, необходимая для разрыва химической связи во всех молекулах, которые составляют 1 моль вещества. Чем больше энергия связи, тем прочнее связь.

138

дуцированный диполь притягиваются друг к другу. Такой вид взаимодействия называется индукционным (рис. 17, б).

Рис. 17. Схемы сил межмолекулярного взаимодействия: а) ориентационные; б) индукционные; в) дисперсионные

В неполярных молекулах за счет флуктуации электронной плотности возникают мгновенные диполи, между которыми

также действуют силы притяжения. Эти силы называются дисперсионным взаимодействием (рис. 17, в).

Типы кристаллических решеток

Рассмотренные в данном разделе виды химической связи обусловливают существование различных типов кристаллических решеток, которые сведены в табл. 20.

Вопросы для контроля

1.Что называется обменным механизмом образования ковалентной связи?

2.Какая связь называется донорно-акцепторной связью?

3.При перекрывании каких орбиталей образуется донорно-акцептор- ная связь?

4.Отличаются ли свойства донорно-акцепторной связи от свойств обычной ковалентной связи?

5.Что является донором и что — акцептором при образовании донор- но-акцепторной связи в ионе аммония?

6.Чем определяется валентность элемента, атомы которого образуют ковалентные связи и по обменному, и по донорно-акцепторному механизму?

139