Главная страница «Первого сентября»Главная страница журнала «Химия»Содержание №23/2004

ЛЕКЦИИ ДЛЯ УЧИТЕЛЕЙ

М.А.АХМЕТОВ

Конспект лекций
по общей химии

Продолжение. Начало см. в № 8, 12, 13, 20/2004

Глава 3. Химическая связь

3.1. Классификация химических связей

Одним из наиболее важных вопросов химии является вопрос химической связи, требующий объяснения причин и выявления закономерностей образования связей между атомами, ионами, молекулами на основе теории строения атома и периодического закона Д.И.Менделеева, а также характеристики этих связей посредством интерпретации физических и химических свойств веществ. В настоящее время для изучения химической связи в основном используют два метода:
1) валентных связей;
2) молекулярных орбиталей.
В рамках первого метода рассматривают индивидуальные атомы, вступающие во взаимодействие, исходя из принципа завершенности электронной оболочки (правило октета). Ковалентная связь с точки зрения метода валентных связей образуется за счет обобществления электронной пары.
Простой метод валентных связей для химика наиболее понятен, удобен и нагляден, лучше всего отвечает целям первичного обучения. Недостаток метода валентных связей состоит в том, что в его рамках нельзя объяснить некоторые экспериментальные данные.
Большей эффективностью обладает метод молекулярных орбиталей, в котором рассматриваются электроны, находящиеся в поле притяжения, созданном всеми атомными ядрами молекулы. С точки зрения метода молекулярных орбиталей в молекуле нет атомов как таковых, а есть взаимно отталкивающиеся ядра и взаимодействующие с ними и между собой электроны. Метод молекулярных орбиталей позволяет полнее объяснить экспериментальные данные.
При характеристике химической связи обычно пользуются такими понятиями, как «валентность», «степень окисления» и «кратность связи».
Валентность – способность атома химического элемента к образованию связи с другими атомами. За величину валентности принимают для ионных соединений количество отданных или принятых электронов. Для ковалентных соединений валентность равна числу обобществленных электронных пар.
Степень окисления – это условный заряд, который был бы на атоме в том случае, когда все полярные ковалентные связи были бы ионными.
Кратность связи между данными атомами равна числу их обобществленных электронных пар.
Все связи, рассматриваемые в химии, можно разделить на связи, приводящие к образованию новых веществ, и межмолекулярные связи.
Связи, приводящие к образованию новых веществ, возникают в результате спаривания электронов. Спаренные электроны находятся в поле притяжения всех ядер молекул. Такое перераспределение электронной плотности дает выигрыш в энергии в сравнении с несвязанными атомами. Именно наличием этого выигрыша и обусловлено образование химической связи. В зависимости от способа перераспределения электронов выделяют связи ковалентные, ионные и металлические. По наличию или отсутствию поляризации ковалентные связи делят на полярные – между атомами разных элементов – и неполярные – между атомами одного элемента. По способу образования ковалентные связи разделяют на обычные, донорно-акцепторные и дативные.

3.2. Электроотрицательность элементов

Характеристику связи между атомами можно давать на основе электроотрицательности.
Электроотрицательность – способность атома, связанного с другим атомом, притягивать к себе электронное облако, вызывая тем самым поляризацию связи. Используют различные количественные оценки электроотрицательности атома, например полусумму его сродства к электрону и потенциала ионизации (метод Малликена) (табл. 3.1).

Таблица 3.1

Относительные электроотрицательности атомов в виде
полусуммы сродства к электрону и потенциала ионизации

Период Группы элементов
I II III IV V VI VII VIII
1 Н
2,1
            He
2 Li
0,97
Be
1,47
B
2,01
C
2,50
N
3,07
O
3,50
F
4,10
Ne
3 Na
1,01
Mg
1,23
Al
1,47
Si
1,47
P
2,1
S
2,6
Cl
2,83
Ar
4 K
0,91
Ca
1,04
Sc
1,20
Ti
1,32
V
1,45
Cr
1,56
Mn
1,60
Fe
1,64

Co
1,70

Ni
1,75

5 Cu
1,75

Rb
0,89

Zn
1,66

Sr
0,99

Ga
1,82
Ge
2,02
As
2,20
Se
2,48
Br
2,74
Kr

Существуют и другие подходы к определению электроотрицательности. Так, первой и наиболее известной является шкала Л.Полинга, полученная из термохимических данных и предложенная в 1932 г. За начало отсчета в этой шкале произвольно принята величина электроотрицательности наиболее электроотрицательного элемента фтора, (F) = 4,0 (табл. 3.2).

Таблица 3.2

Электроотрицательности атомов
в стабильных степенях окисления по Полингу

Период Группы элементов
I II III IV V VI VII VIII
1 Н
2,1
            He
2 Li
1,0
Be
1,5
B
2,0
C
2,5
N
3,0
O
3,5
F
4,0
Ne
3 Na
0,9
Mg
1,2
Al
1,5
Si
1,8
P
2,1
S
2,5
Cl
3,0
Ar
4 K
0,8
Ca
1,0
Sc
1,3
Ti
1,5
V
1,6
Cr
1,6
Mn
1,5
Fe
1,8

Co
1,8

Ni
1,8

5 Cu
1,9

Rb
0,8

Zn
1,6

Sr
1,0

Ga
1,6
Ge
1,8
As
2,0
Se
2,4
Br
2,8
Kr

Электроотрицательность элементов периодической системы, как правило, последовательно возрастает слева направо в каждом периоде. В пределах каждой группы, за несколькими исключениями, электроотрицательность последовательно убывает сверху вниз. С помощью электроотрицательностей можно охарактеризовать химическую связь. Чем больше разница электроотрицательностей атомов, образующих химическую связь, тем больше степень ионности этой связи. Связи при разности электроотрицательностей атомов больше 2,1 могут считаться чисто ионными (по данным других научных источников, 50%-й ионности связи соответствует разность электроотрицательностей атомов, равная 1,7).
Связи с меньшей разностью электроотрицательностей атомов относят к полярным ковалентным связям. Чем меньше разность электроотрицательностей атомов, образующих химическую связь, тем меньше степень ионности этой связи. Нулевая разность электроотрицательностей атомов указывает на отсутствие ионного характера у образованной ими связи, т. е. на ее сугубую ковалентность.
Электроотрицательность атома, по-видимому, зависит и от степени его окисления. Так, для трех оксидов хрома:, , – наблюдается изменение их характера от основного (CrO) через амфотерный (Сr2O3) до кислотного (СrO3). Один и тот же элемент – хром – в СrO ведет себя как типичный металл, в Сr2O3 – как амфотерный металл, а в СrO3 – как типичный неметалл.
При составлении химических формул соединений следует учитывать, что более электроотрицательные элементы помещаются правее, например, H2S, OF2, SCl2O, Br3N, SiBr2F2.

3.3. Типы химической связи

Метод валентных связей основывается на постулате, согласно которому все атомы стремятся обрести законченную электронную оболочку, но достигают этого разными способами. Атомы металлов обычно отдают электроны, приобретая при этом электронную конфигурацию атома предшествующего инертного газа. Атомы d- и f-элементов, проявляющие переменную валентность, могут иметь и другие устойчивые электронные конфигурации. Атомы неметаллов часто достраивают свой внешний электронный слой. Если в соединении присутствует более электроотрицательный элемент, неметалл может отдавать электроны до обретения устойчивой степени окисления (например, для Cl – это +1, +3, +5, +7).
Когда атом металла образует связь с атомом неметалла, первый отдает электроны, а второй принимает. В случае взаимодействия типичного металла с типичным неметаллом между их атомами образуется ионная связь:

2Na + Cl2 = 2NaCl.

При реакции неметалла с неметаллом возникает ковалентная связь. Для атомов одного вида такая связь будет неполярной:

О + О = О2.

Связь между атомами разных неметаллов является ковалентной полярной:

S + O2 = O=S=O.

Атомы металла в простом веществе достигают октета за счет образования валентными электронами единой системы (электронного газа), что называется металлической связью и обусловливает высокую электро- и теплопроводность металла, а также его пластичность.
Для образования простой ковалентной связи каждый из атомов предоставляет по одному электрону:
А•|•Б.
При возникновении донорно-акцепторной связи один атом – донор – предоставляет два электрона, а другой атом – акцептор – выделяет для этого вакантную электронную орбиталь:
А : | Б.
В случае дативной связи оба атома либо обе частицы одновременно выступают в роли и донора, и акцептора электронов. Например,

в димере Al2Cl6: «акцепторные» атомы хлора отдают свои неподеленные электронные пары, которыми заселяются вакантные d-орбитали «донорных» атомов алюминия.
Межмолекулярные связи (взаимодействия) носят как электростатический, так и донорно-акцепторный характер (орбитальное связывание). Среди межмолекулярных взаимодействий можно выделить диполь-дипольное. Очевидно, что два диполя будут ориентироваться относительно друг друга противоположными полюсами (рис. 3.1).

Рис. 3.1. Схема диполь-дипольного взаимодействия

Рис. 3.1.
Схема диполь-дипольного
взаимодействия

Наиболее ярким примером диполь-дипольного взаимодействия является водородная связь:

Н2О…Н–О–Н.

Другой тип межмолекулярного взаимодействия – индукционное. Любой диполь, безусловно, оказывает электростатическое воздействие на рядом находящиеся неполярные молекулы, вызывая их поляризацию (рис. 3.2).

Рис. 3.2. Схема индукционного взаимодействия
Рис. 3.2.
Схема индукционного взаимодействия

Например, неполярная молекула брома, подходя к -облаку молекулы этилена, поляризуется так, что атакующим центром оказывается атом брома с частично положительным зарядом на нем. Об этом свидетельствует образование промежуточного бромониевого катиона:

Возможно межмолекулярное взаимодействие и между совершенно неполярными молекулами. Мы привыкли рассматривать электронную плотность как нечто неизменное во времени. Однако электронная плотность, как и атмосфера Земли, подвержена колебаниям (флуктуациям). Смещение электронной плотности у одного атома (образование мгновенного диполя) вызовет соответствующее смещение и у другого (рис. 3.3).

Рис. 3.3. Схема дисперсионного взаимодействия
Рис. 3.3.
Схема дисперсионного взаимодействия

Следствием подобных сдвигов электронной плотности является взаимное притяжение атомов. Данное взаимодействие называется дисперсионным и позволяет объяснить возможность существования конденсированных фаз (жидкой и твердой) для совершенно неполярных атомов и молекул, например для гелия.
Все вышесказанное, касающееся типов химической связи, наглядно можно представить в виде следующей схемы (рис. 3.4).

Рис. 3.4. Схема классификации химических связей
Рис. 3.4.
Схема классификации химических связей