КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ В ДВУХАТОМНЫХ МОЛЕКУЛАХ ТИПЫ

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ В ДВУХАТОМНЫХ МОЛЕКУЛАХ
ТИПЫ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ
Ковалентная связь. На примере молекулы H 2 мы рассмотрели
квантовую теорию ковалентной связи, которая объяснила особенности
образования химической связи. Также было установлено, что свойства
ковалентной связи принципиально зависят от того, одинаковыми или
различными являются атомы, образующие химическую связь. По этому
признаку ковалентная химическая связь может быть 2-х видов:
1.
Гомополярная ковалентная связь – когда атомы, образующие
химическую связь, одинаковы.
2.
Гетерополярная ковалентная связь - когда атомы различны.
Волновая функция химической связи между атомами A и B может
быть записана следующим образом:
 A  B  a A  b B ,
где
A
и
 B - волновые функции, участвующих в химической
связи атомов. Коэффициенты a и b
определяют долю участия каждого
атома в химической связи.
При a  b , химическая связь – гомополярная, и при a  b –
гетерополярная.
При
гомополярной
связи
распределение
электронного
облака
симметрично относительно обоих ядер, поэтому дипольный момент такой
молекулы равен нулю. Другими словами, гомополярная химическая связь –
неполярна. Например, гомополярная ковалентная связь имеет место в
следующих молекулах: H 2 , O2 , Cl2 , N 2 .
При гетерополярной химической связи, электронное облако смещается
в сторону одного из ядер. Дипольный момент такой молекулы отличен от
нуля, т.е. гетерополярные молекулы – полярны..Гетерополярная ковалентная
связь имеет место в молекулах : LiH , CO, HCl, HF
и т. д.
Однако определение ковалентной связи, как полярной или неполярной
является условным, так как даже при гомополярной связи оба электрона в
какой-то момент времени могут оказаться около одного из ядер, тогда
молекула приобретает мгновенный дипольный момент.
В ковалентной химической
связи между различными атомами,
вероятность нахождения электронов около одного из ядер всегда велика.
Поэтому дипольный момент такой молекулы всегда отличен от нуля.
ИОННАЯ СВЯЗЬ
Если в выражении (1) в > а, то связь А – В называется ионной. Значит,
ионная связь является предельной формой гетерополярной связи. Объясним
это.
Ковалентная химическая связь образуется между атомами, имеющими
равную или близкую по величине электроотрицательность (ЭО). Если ЭО
атомов сильно отличаются, то при образозвании химической связи между
такими атомами, электронное облако смещается в сторону атома с большей
ЭО и тогда атомы превращаются в ионы. Химическая связь, возникающая
между этими ионами в результате кулоновского притяжения называется
ионной связью:
A  J  A  e
( J – потенциал ионизации для атома A),
B  e  B   F
( F- сродство к электрону для атома B ).
A  B  A  B   F  J
A  B   A B   E
A  B  A B   E  J  F
Из сказанного ясно, что при образовании ионной связи основную роль
играют электростатические силы. Ввиду волновых свойств электронов
невозможен переход электрона от одного атома к другому полностью, т.е.
чистой ионной связи быть не может. Однако вероятность нахождения
электрона около атома А при a  0, b  1, хотя очень мала, но все же есть.
В качестве примера можно привести молекулу NaCl с классической ионной
связью, где заряд от атома Na не полностью переходит к атому Cl 2 (0,2
0,8
остается вокруг атома Na ): Na
Cl 0,8
Ионная
и
ковалентная
химические
связи
имеют
некоторые
отличительные особенности:
1. Дипольный момент ионной связи значительно больше дипольного
момента ковалентной связи.
2. Ковалентные
связи
обладают
свойством
насыщаемости
и
определенной направленностью в пространстве. Ионные связи не
имеют определенную направленность (ориентацию) и не обладают
свойством насыщаемости.
3. Соединения, образующиеся в результате ионной связи в твердом
состоянии, называются ионными кристаллами, ковалентной связи –
молекулярными
кристаллами.
В
молекулярных
кристаллах
взаимодействие между молекулами осуществляется силами Ван-дерВаальса, в ионных кристаллах – кулоновскими силами. Поэтому
температура плавления ионных кристаллов значительно выше
температуры плавления молекулярных кристаллов. Именно поэтому,
даже
при
комнатной
ковалентной
связью
температуре,
оказываются
некоторые
в
соединения
газообразном
с
состоянии
( H 2 , O2 , Cl2 , CH 4 и т.д.).
4. Водный
раствор
ионных
соединений
хорошо
проводит
электричество, а ковалентных соединений – не проводит.
ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНАЯ СВЯЗЬ
Согласно Гайтлеру и Лондону, ковалентная связь образуется парой
электронов с антипараллельными спинами. Так, например, при образовании
молекул H 2 , Li2 , O2 и т.д. от каждого атома в связи участвует по одному
электрону, а спины их должны быть антипараллельными. Однако в
некоторых случаях ковалентная связь образуется таким образом, что от
одного атома участвуют 2 электрона, а от другого – пустая орбиталь. Такая
ковалентная
связь
называется
донорно-акцепторной
связью.
Атом,
предоставляющий электронную пару называется донором, пустую орбиталь –
акцептором. Рассмотрим пример:
NH 3  H   NH 4
Атом азота
в NH 3 имеет неподеленную пару электронов (2s2)
и
образует донорно-акцепторную связь с протоном, имеющим вакантную
орбиталь.
7 N : 1s 2 2s 2 2 p 3  1s 2 2s 2 2 p x 2 p y 2 p z
| | |
HHH
BH 3  H   BH 4
5 B : 1s 2 2 s 2 2 p1
sp 2  sp x p y
Атом бора имеет одну вакантную p -орбиталь, с учетом возбуждения
2
его валентности ( sp ) образует связь с донором.
BF3  F   BF4
9 F : 1s 2 2 s 2 2 p 5
B : s px p y
Донорно-акцепторная
связь
может
молекулами, напр. между NH 3 и BF3 :
возникнуть
и
между
двумя
H
F
H
F
H  N : B  F  H  N  B  F
H
F
H
F
Здесь положительный В играет роль акцептора (имея вакантную p орбиталь). В молекуле NH 3 , отрицательный N имеет неподеленную пару
электронов ( 2 s ), и поэтому играет роль донора. Как видим, донорноакцепторная связь является как бы комбинацией ковалентной и ионной
связей.