Главная страница «Первого сентября»Главная страница журнала «Химия»Содержание №14/2003

УЧЕБНАЯ КНИГА ПО ХИМИИ

ДЛЯ УЧИТЕЛЕЙ СРЕДНИХ ШКОЛ,
СТУДЕНТОВ ПЕДАГОГИЧЕСКИХ ВУЗОВ И ШКОЛЬНИКОВ 9–10 КЛАССОВ,
РЕШИВШИХ ПОСВЯТИТЬ СЕБЯ ХИМИИ И ЕСТЕСТВОЗНАНИЮ

УЧЕБНИКЗАДАЧНИКЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМНАУЧНЫЕ РАССКАЗЫ ДЛЯ ЧТЕНИЯ

Продолжение. См. № 4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47, 48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13/2003

§ 4.10. Донорно-акцепторный
способ образования связи

Вы изучили способ образования связи, при котором каждый атом отдает по одному электрону; этот способ называется ковалентным.
Другой способ образования связи состоит в том, что один атом предоставляет пару электронов, находящихся в спаренном состоянии на его орбитали, а другой атом – свободную, незанятую орбиталь. В результате возникает связь, образованная парой электронов, ставшей теперь общей для обоих атомов. Такой способ называется донорно-акцепторным, а саму связь иногда называют донорно-акцепторной. Связи, образованные ковалентным и донорно-акцепторным способами, отличаются только происхождением, а по своим свойствам не отличаются. Донорно-акцепторная связь называется также координационной.
Частица (атом, ион, молекула), предоставляющая электронную пару, называется донором; частица, предоставляющая свободную орбиталь (ячейку), т. е. принимающая электронную пару, называется акцептором.
Молекула водорода может быть образована двумя способами: ковалентным – из двух атомов водорода и донорно-акцепторным из протона Н+ (ядро атома водорода), не имеющего электронов, и иона водорода Н с двумя электронами (рис. 4.20). В результате этих двух реакций получаются совершенно одинаковые молекулы водорода.

Рис.4.20. Донорно-акцепторный способ образования химической связи
Рис.4.20.
Донорно-акцепторный способ
образования химической связи

Образование химической связи по донорно-акцепторному механизму – явление чрезвычайно распространенное. С его помощью объясняется существование ионов аммония , гидроксония Н3О+ и огромного числа других ионов и молекул.
Разве это не удивительно, что такие разные по составу частицы, как СН4, NH3, , Н2О или Н3О+, имеют подобное пространственное строение (почти одинаковые углы между связями)! Как это объяснить?
Если аммиак NН3 пропускать через водный раствор хлороводорода HCl (соляная кислота), то происходит реакция:

NH3 + HCl = NH4Cl.

HCl и NH4Cl в водном растворе ведут себя как сильные электролиты и находятся в ионном состоянии, поэтому правильнее уравнение реакции записать в ионном виде:

или в сокращенном ионном виде:

Возникает вопрос: как в нейтральной молекуле NH3, где все электронные орбитали заполнены, возникает связь с протоном и образуется ион с четырьмя химическими связями? В молекуле аммиака четыре валентные орбитали атома азота (одна 2s и три 2p) находятся в состоянии sp3-гибридизации. Три из них вовлечены в связи с атомами водорода по ковалентному способу. Одна оставшаяся орбиталь заполнена парой собственных электронов атома азота (рис. 4.21). Именно эта орбиталь с парой электронов и взаимодействует с протоном, ядром атома водорода, не имеющим своих электронов.

 Рис.4.21.
Рис.4.21.
Схема образования иона
донорно-акцепторным способом

Таким образом, атом азота в молекуле аммиака играет роль донора электронной пары, а протон – роль акцептора:

В ионе все связи, несмотря на различное их происхождение, энергетически равноценны и все углы между связями равны 109°28', как в молекуле метана СН4.

Заметим, что равные углы между связями и энергетическая равноценность связей в ионе говорят о том, что заряд иона распределен равномерно по всем его связям, а не закреплен на какой-либо отдельной связи.

В ионе аммония (или в молекуле гидроксида аммония NH4ОН) атом азота занимает центральное место и называется комплексообразователем. Вокруг него расположены, или, как говорят, координированы, четыре эквивалентных атома водорода. Они или другие подобные частицы называются лигандами и составляют внутреннюю координационную сферу. Число лигандов, окружающих комплексообразователь, называется координационным числом. В ионе координационное число атома азота равно четырем.
Координационное число может совпадать со значением валентности, но часто его превосходит. Подобного типа соединения, число химических связей в которых выше валентности, называются координационными, или комплексными. Таких соединений известно так много, что в химии выделяется отдельное ее направление – химия комплексных соединений.
Очень важным в химии воды и водных растворов является ион гидроксония Н3О+. Вода очень слабый электролит, и ее молекулы в крайне незначительной степени распадаются на ионы водорода Н+ и гидроксид-ионы ОН, т. е. диссоциируют:

Н2О = Н+ + ОН.

Однако существование «голого» (без электрона) маленького заряженного протона в воде совершенно невероятно, и он, если и образуется, сразу соединяется с молекулой воды:

Н2О + Н+ = Н3О+.

поэтому правильнее записывать уравнение диссоциации воды в таком виде:

Н2О + Н2О = Н3О+ + ОН.

В растворах кислот также нет свободных ионов водорода, а существуют только ионы гидроксония. Впрочем, и сами ионы гидроксония окружены оболочками молекул воды, и их нельзя считать свободными. В воде и растворах щелочей нет и свободных гидроксид-ионов ОН. Они соединены с молекулами воды. В связи с этим представление о свободных ионах применимо только к газовому состоянию вещества.

Посмотрите еще раз на рис. 4.19 (см. § 4.9. Одинарная химическая связь. «Химия», 2003, № 12), на котором изображена модель молекулы воды. В молекуле имеется две sp3-гибридные орбитали, заполненные парами электронов. Одна из таких орбиталей и становится донором пары электронов, за счет чего и образуется связь с протоном:

Таким образом, в ионе гидроксония Н3О+ координационное число атома кислорода равно трем. Нарисуйте схему строения этого иона.
При пропускании аммиака через воду образуется раствор, в котором присутствуют молекулы гидроксида аммония NН4ОН, слабого основания, диссоциирующего в незначительной степени на ионы аммония и гидроксид-ионы ОН.
Какой же связью соединены ионы и ОН? В молекулах NН4ОН связь NН4–ОН полярная. Гидроксид-ион в этом соединении входит в так называемую внешнюю координационную сферу. Границу внутренней сферы при написании формулы комплексного соединения отделяют от внешней сферы квадратными скобками, например формулу NН4ОН можно записать в виде [NН4]ОН.

Список новых и забытых понятий и слов

Донорно-акцепторный способ образования связи;
донорно-акцепторная связь;
донор;
акцептор;
комплексообразователь;
лиганд;
внутренняя координационная сфера;
координационное число;
координационные, или комплексные, соединения;
ион гидроксония;
внешняя координационная сфера.

ЗАДАЧИ И ВОПРОСЫ

1. Объясните причины взаимодействия иона водорода Н+ и молекулы воды с образованием иона гидроксония Н3О+.
2. Почему углы между связями в молекуле Н2О и ионе Н3О+ примерно одинаковые (тетраэдрические)?
3. Как вы объясните причину примерно одинаковых углов между связями в таких разных молекулах и ионах, как метан СН4, аммиак NH3, вода Н2О, ион аммония , ион гидроксония Н3О+.
4. Переведите на русский язык.

The shared pair of electrons of a bond may also be formed by one of the two bonded atoms providing both electrons. In such a case the bond is sometimes called a dative bond, but as it is just like a covalent bond, once it is formed, two are not always distinguished.
The atom providing the two electrons to make up the dative bond is known as thе donor. It must, of course, have an «unused» pair of electrons available, and such a pair is referred to as a lone pair. The atom sharing the pair of electrons from the donor is known as the acceptor.
When it is not necessary to distinguish between a dative bond and a covalent bond the «–» symbol is used for both. Two other symbols to represent a dative bond are in use and have certain points in their favour.
The first shows a dative bond between atoms A and B as AB, A being the donor and B the acceptor. This indicates, in a convenient way, the origin of the electrons making up the bond.
The second shows an AB bond as A(+)B(–). This method indicates the electrical charges which develop on atoms A and B as a result of dative bond formation. A, the donor, develops a positive charge by partly transferring two electrons to B; B, the acceptor, develops a corresponding negative charge. On this basis, the dative bond can be regarded as a covalent bond with a certain amount of ionic character.

О.С.ЗАЙЦЕВ