Поскольку в этой молекуле оба атома кислорода равноценны (и, следовательно, равноценны обе связи s-o), свойства молекулы лучше передает графическая формула с делокализацией π-связью:
Где, пунктирные линии означают, что одна из общих электронных пар в равной степени распределена между одной и другой связями S-O. Другими словами, эта электронная пара принадлежит не двум, а трем атомам и, следовательно, образованная ею связь является трехцентровой.
Примерами структур с многоцентровыми (делокализованными) π-связями могут служить такие, как HNO3, C6H6, CO32–.
5. Ионная и металлическая связь. Механизм образования ионной связи. Степень ионности связи. Ионные кристаллические решетки. Координационное число иона.
Природа металлической связи. Строение кристаллов металлов.
1. с. 71-73; 2. с. 143-147; 3. с. 130-132; 4. с. 90-93; 8. с. 138-144.
Ионной химической связью называется связь, которая образуется между катионами и анионами в результате их электростатического взаимодействия. Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи, образованной атомами с сильно различающимися электроотрицательностями.
При ионной связи происходит значительное смещение пары электронов к наиболее электроотрицательному атому.Этот атом приобретает отрицательный заряд и превращается в анион. Другой атом, лишившись своего электрона, образует катион. Ионная связь образуется только между атомами таких элементов, которые значительно отличаются по своей электроотрицательности (разность ЭО ≥ 1.9).
Ионная связь характеризуется ненаправленностью в пространстве и ненасыщаемостью. Электрические заряды ионов обусловливают их притяжение и отталкивание, в целом определяют стехиометрический состав соединения.
В целом ионное соединение представляет собой гигантскую ассоциацию ионов противоположных знаков. Поэтому химические формулы ионных соединений отражают лишь простейшее соотношение между числом атомов элементов, входящих в состав такой ассоциации.
Взаимодействие, удерживающее атомы металлов в едином кристалле, называется металлической связью.
Природа металлической связи подобна ковалентной связи: оба типа связи основаны на обобществлении валентных электронов. Однако в атомах металлов количество таких электронов значительно меньше количества вакантных орбиталей, поэтому они могут переходить из одной орбитали в другую. Невысокие энергии ионизации металлов обусловливают легкость отрыва валентных электронов от атомов и перемещение по всему объему кристалла. Благодаря свободному перемещению электронов металлы обладают высокой электрической проводимостью и теплопроводностью.
Таким образом, относительно небольшое количество электронов обеспечивает связывание всех атомов в кристалле металла. Связь такого типа, в отличие от ковалентной, является нелокализованной и ненаправленной.
Металлическая связь имеет некоторое сходство с ковалентной, поскольку основана на обобществлении валентных электронов. Однако при ковалентной связи обобщены валентные электроны только двух соседних атомов, в то время как при металлической связи в обобществлении этих электронов принимают участие все атомы.
7. Межмолекулярное взаимодействие. Ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействие молекул. Зависимость энергии межмолекулярного взаимодействия от величины дипольного момента, поляризуемости и размера молекул. Энергия межмолекулярного взаимодействия и агрегатное состояние веществ. Характер изменения температур кипения и плавления простых веществ и молекулярных соединений р-элементов IV-VII групп.
1. с. 73-75; 2. с. 149-151; 3. с. 139-140; 4. с. 93-95; 8. с. 144-146.
Хотя молекулы в целом нейтральны, между ними проявляется межмолекулярное взаимодействие.
Силы сцепления, действующие между одиночными молекулами и приводящие вначале к образованию молекулярной жидкости, а затем молекулярных кристаллов, получили название межмолекулярных сил, или сил Ван-дер-Ваальса.
Силы межмолекулярного взаимодействия, как и химическая связь, имеет электростатическую природу, но, в отличие от последних, очень слабые, проявляются на значительно больших расстояних и характеризуются отсутствием насыщаемости.
Различают три типа межмолекулярного взаимодействия. К первому типу относится ориентационное взаимодействие двух полярных молекул. При сближении полярные молекулы ориентируются относительно друг друга противоположно заряженными концами диполей. Чем более полярны молекулы, тем прочнее связь. Энергия ориентационного взаимодействия определяется прежде всего электрическим моментом диполя молекул (т.е. их полярностью).
Индукционное взаимодействие – это электростатическое взаимодействие полярной и неполярной молекулы.
В неполярной молекуле под действием поля полярной возникает наведенный (или индуцированный) диполь, который притягивается к постоянному диполю полярной молекулы. Энергия индукционного взаимодействия определяется электрическим моментом диполя полярной молекулы и поляризуемостью неполярной молекулы.
Дисперсионное взаимодействие возникает в результате взаимного притяжения так называемых мгновенных диполей. Диполи такого типа возникают в неполярных молекулах в любой момент времени вследствие несовпадения электрических центров тяжести электронного облака и ядер, вызванного их независимыми колебаниями.
Относительная величина вклада отдельных составляющих в общую энергию межмолекулярного взаимодействия зависит от двух основных электростатических характеристик молекулы – ее полярности и поляризуемости, которые, в свою очередь, определяются размерами и структурой молекулы.
8. Водородная связь. Механизм образования и природа водородной связи. Сравнение энергии водородной связи с энергией химической связи и энергией межмолекулярного взаимодействия. Межмолекулярные и внутримолекулярные водородные связи. Характер изменения температур плавления и кипения гидридов р-элементов IV-VII групп. Значение водородных связей для природных объектов. Аномальные свойства воды.
1. с. 75-77; 2. с. 147-149; 3. с. 140-143; 4. с. 95-96.
Одной из разновидностей межмолекулярного взаимодействия является водородная связь. Она осуществляется между положительно поляризованным атомом водорода одной молекулы и отрицательно поляризованным атомом другой молекулы:
Хδ- - Нδ- . . . Хδ- - Нδ- ,
где Х – атом одного из наиболее электроотрицательных элементов – F, O, N, реже Cl или S.
Образование водородной связи обусловлено прежде всего тем, что у атома водорода имеется только один электрон, который при образовании полярной ковалентной связи с сильноэлектроотрицательным элементом смещается в сторону этого элемента. На атоме водорода возникает высокий эффективный положительный заряд, что в сочетании с отсутствием внутренних электронных слоев позволяет другому атому сближаться до расстояний, близких к длинам атомных связей.
Таким образом, водородная связь образуется в результате диполь-дипольного взаимодействия. Однако в отличие от обычного диполь-дипольного взаимодействия, механизм возникновения водородной связи обусловлен и донорно-акцепторным взаимодействием, где донором является атом электроотрицательного элемента одной молекулы, а акцептором – атом водорода другой.
Водородная связь обладает свойствами направленности и насыщаемости.. Наличие водородной связи существенно влияет на физические и химические свойства веществ. Например, температуры плавления и кипения HF, H2O, NH3 выше, чем у гидридов других элементов тех же групп. Причиной аномального поведения является наличие водородных связей, на разрыв которых требуется дополнительная энергия.