Полярность связи

Кратность связи

Длина связи

Длина ковалентной связи определяется как расстояние между ядрами взаимодействующих атомов. Так как АО атомов перекрываются, она немного меньше, чем сумма радиусов атомов, но пропорциональна этой сумме. Чем длиннее ковалентная связь, тем она слабее. Это обстоятельство особенно важно, когда одним из партнеров по связи является водород. Целый ряд водородных соединений тяжелых атомов распадается на простые вещества при умеренном нагревании.

Под кратностью связи понимают количество общих электронных пар, одновременно образованных между двумя данными атомами. По этому признаку выделяют одинарные, двойные и тройные связи. Между атомами тяжелых металлов возможно образование и четверных связей, но это мы пока рассматривать не будем. Как уже было сказано, σ-связь прочнее, чем π-связь. Поэтому, за малым исключением, одинарные связи всегда σ. Двойная связь не может представлять собой две σ-связи, так как в этом случае между ядрами атомов в маленькой области пространства должны были бы находиться целых 4 электрона, что невозможно из-за их взаимного отталкивания. Поэтому двойная связь – это сумма σ- и π-связей. А тройная – сумма σ- и двух π-связей, лежащих в перпендикулярных друг другу плоскостях. Последнее утверждение очевидно, так как обе эти связи образованы двумя p-орбиталями каждого из атомов, которые, как известно, направлены в пространстве по Декартовым координатам. Чем больше кратность связи, тем больше ее энергия, так как ядра взаимодействующих атомов удерживаются вместе все большей по величине электронной плотностью. Усиление притяжения между ядрами и электронами связи приводит к уменьшению длины связи. Следовательно, чем больше кратность связи, тем меньше ее длина.

Под полярностью связи понимают смещение общей электронной пары в сторону более электроотрицательного атома. Абсолютно неполярными могут быть только связи между одинаковыми атомами. Связь тем полярнее, чем больше разность между электроотрицательностями (ЭО) взаимодействующих атомов. Очевидно, что чем больше ЭО элемента, тем сильнее он тянет к своему ядру общую электронную пару, а чем ниже ЭО партнера по связи, тем меньше он препятствует этому процессу. Смещение общей электронной пары к одному из атомов приводит к тому, что электроны связи большую часть времени проводят в поле ядра атома с большей ЭО и сообщают ему частичный отрицательный заряд. Количественной мерой полярности связи является ее дипольный момент: μ = ℓ ^.q, где ℓ - это длина связи, а q – частичный заряд на каждом из атомов. Дипольный момент связи – это векторная величина, направленная от атома с «-» зарядом к атому с «+» зарядом. Полярность молекулы в целом является векторной суммой дипольных моментов всех связей. Очевидно, что симметричные молекулы будут неполярны, какими бы ни были большими дипольные моменты отдельных связей. Например, неполярными являются молекулы CF₄, BF₃, BeF₂, CO₂.

Увеличение разности ЭО взаимодействующих атомов приводит к тому, что общая электронная пара может полностью перейти к атому с большей ЭО, при этом он превращается в анион, а менее электроотрицательный – в катион. Между ионами уже возникает ионная связь. В промежуточных ситуациях говорят о степени ковалентности в ионных соединениях или о примеси ионности в ковалентных соединениях.

∆ЭО % ионности ∆ЭО % ионности

0 0 1,7 50

0,5 6 2,0 63

1,0 22 2,5 79

1,5 44 3,0 89

Связь между элементами с ∆ЭО>1,7 считается ионной.

6. Насыщаемость

Насыщаемость ковалентной связи заключается в том, что каждый элемент может образовать ограниченное число ковалентных связей, определяемое его электронным строением. Во-первых, число неспаренных электронов в основном или возбужденном состоянии равно числу возможных связей по обменному механизму. Во-вторых, количество неподеленных электронных пар равно количеству возможных донорно-акцепторных связей, в которых данный атом донор; а количество свободных орбиталей может дать донорно-акцепторные связи, где данный атом – акцептор.

Таким образом, теоретически возможная максимальная валентность атома равна числу орбиталей на его внешнем энергетическом уровне. Это означает, что водород не может иметь больше одной связи, а элементы II-го периода – больше 4. Валентность 9 для элементов III-го периода не реализуется из-за их малого объема, но валентность 6 встречается довольно часто. (****).

Дата добавления: 2014-01-04