Материал: Курс общей химии. Спиридонов Б.А
а величина a – ковалентности связи.
Диаграмма энергетических уровней гетероядерных двухатомных молекул 2 – го периода аналогична диаграмме гомоядерных молекул 2 – го периода. Например, рассмотрим рас-
пределение электронов по орбиталям молекулы CO и ионов
CN- и NO+.
Молекула CO и ионы CN-, NO+ изоэлектронны молекуле N2 (содержит по 10 валентных электронов), что соответствует следующей электронной конфигурации в невозбужденном состоянии:
(ζsсв.)2 (ζsразр.)2 (πусв.)2 (πzсв.)2 (ζхсв.)2
Энергетическая диаграмма уровней молекулы BeH2 имеет
вид: Четыре валентных электрона невозбужденной молекулы
св.
BeH2 располагаются на ζ S и ζ свx - орбиталях, что описывается
св.
формулой (ζ S ) 2 (ζ свx ) 2.
3.8. Ионная связь
Химическая связь, возникающая за счет перехода электронов от атома к атому, называется ионной, или электрова-
98
лентной. Электровалентность определяется числом электронов, теряемых или приобретаемых каждым атомам. Причиной возникновения ионной связи является большая разность ЭО взаимодействующих атомов 2,0 и более. Принципиального различия в механизме возникновения ковалентной и ионной связей нет. Эти виды связи отличаются лишь степенью поляризации электронного облака связи, а, следовательно, длинами диполей и величинами дипольных моментов. Чем меньше разность электроотрицательностей атомов, тем более проявляется ковалентная связь и менее - ионная. Даже в таком ‘‘идеальном‖ ионном соединении, как фторид франция, ионная связь составляет около 9394 %.
Если рассмотреть соединения элементов какого – либо периода с одним и тем же элементом, то по мере передвижения от начала к концу периода преимущественно ионный характер связи меняется на ковалентный. Например, у фторидов элементов 2 – ого периода в ряду LiF, BeF2, BF3, CF4, NF3, OF2, F2 ионная связь характерная для фторида лития, постепенно ослабевает и переходит в типично ковалентную связь в молекуле фтора.
Для однотипных молекул, например HF, HCl, HBr, HS (или H2O, H2S, H2Se), дипольный момент тем больше, чем
больше ЭО элементов (ЭОF > ЭОCl; ЭОО > ЭOS, Se). Образующиеся ионы можно представить в виде заряжен-
ных шаров, силовые поля которых равномерно распределяются во всех направлениях пространства (рис. 30). Каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака по любому направлению. Иначе говоря, ионная связь в отличие от ковалентной характеризуется ненаправленностью.
99
Рис. 30. Распределение электрических силовых полей двух разноименных ионов
В отличие от ковалентной связи ионная связь характеризуется еще и ненасыщенностью. Объясняется это тем, что образующиеся ионы способны притягивать большое количество ионов противоположного знака. Число притягивающихся ионов определяется относительными размерами взаимодействующих ионов. Вследствие ненаправленности и ненасыщаемости ионной связи, энергетически наиболее выгодно, когда каждый ион окружен максимальным числом ионов противоположного знака. Таким образом, для ионных соединений понятие простых двухионных молекул типа NaCl, CsCl теряет смысл. Ионные соединения в обычных условиях представляют собой кристаллические вещества. Весь кристалл можно рассматривать как гигантскую молекулу, состоящую из ионов
Na n , Cl n и Cs n Cl n
Лишь в газообразном состоянии ионные соединения существуют в виде неассоциированных молекул типа NaCl и CsCl.
Ионная связь, как было показано выше, не является чисто ионной даже в типичных молекулах (CsF, F2F). Неполное разделение зарядов в ионных соединениях объясняется взаимной поляризацией ионов, т.е. влиянием их друг на друга. Поляризуемость – способность к деформации электронных оболочек в электрическом поле.
Это приводит к деформации электронных оболочек ионов. Наибольшее смещение испытывают при поляризации
100
электроны внешнего слоя, поэтому в первом приближении можно считать, что деформации подвергается только внешняя электронная оболочка. Поляризуемость различных ионов не-
одинакова
Li+ < Na+ < K+ < Rb+ < Cs+
Увеличение R иона, увеличение поляризуемости.
Точно также поляризуемость галогенов изменяется в сле-
дующей последовательности:
F- < Cl- < Br- < I-
Увеличение R иона, увеличение поляризуемости.
Чем меньше заряд иона, тем меньше его поляризуемость. Поляризующая способность ионов, т.е. их способность оказывать деформирующее воздействие на другие ионы зависит от заряда и размера ионов. Чем больше заряд иона и меньше его радиус, тем сильнее создаваемое им электрическое поле, следовательно, тем больше его поляризующая способность. Таким образом, анионы характеризуются (в сравнении с катионами) сильной поляризуемостью и слабой поляризующей способностью.
Рис. 31. Смещение электронного облака аниона в результате поляризации
101
Под действием электрических полей каждого иона внешняя электронная оболочка смещается в сторону противоположно заряженного иона. Действие электрических полей смещает и ядра атомов в противоположных направлениях. Под действием электрического поля катиона внешнее электронное облако аниона смещается. Происходит как бы обратный перенос части электронного заряда от аниона к катиону (рис. 31).
Таким образом, в результате поляризации электронные облака катиона и аниона оказываются не полностью разделенными и частично перекрываются, связь из чисто ионной превращается в сильнополярную ковалентную. Следовательно, ионная связь – предельный случай полярной ковалентной связи. Поляризация ионов оказывает заметное влияние на свойства образуемых ими соединений. Поскольку с усилением поляризации возрастает степень ковалентности связи, то это сказывается на диссоциации солей в водных растворах. Так, хлорид BaCl2 принадлежит к сильным электролитам и в водных растворах практически полностью распадается на ионы, тогда как хлорид ртути HgCl2 почти не диссоциирует на ионы. Это объясняется сильным поляризующим действием иона Hg2+ радиус которого (1,1 Аº) заметно меньше радиуса иона Ba2+ (1,34 Аº)
Особенно высоким поляризующим действием обладает ион водорода, который может сближаться с анионом до близкого расстояния, внедряясь в его электронную оболочку и вызывая сильную ее деформацию. Так, радиус Cl- равен 1,81 Аº , а расстояние между ядрами атомов хлора и водорода в
HCl – 1,27 Аº.
3.9. Водородная связь
Общие понятия. Водородная связь – разновидность донорно – акцепторной связи, осуществляющаяся между молекулами различных веществ, в состав которых входит водород. Если молекулу такого вещества обозначить НХ, то взаимодействие за счет водородной связи можно выразить так
102