ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Типы химических связей из "Теоретические проблемы органической химии" Существует большое разнообразие химических связей, отличающихся друг от друга по тем или иным признакам. Все связи могут быть подразделены на несколько типов по принципу их электронного строения. Ниже приводится принятая в настоящее время классификация химических связей. [c.32] Гетерополярная (электровалентная) связь. Связь называется гетерополярной, или электровалентной, если между двумя атомами или двумя группами атомов имеет место электростатическое взаимодействие, приводящее к образованию химической связи. [c.32] Наиболее важной из всех связей этого типа является ионная связь, обусловленная электростатическн1М притяжением избыточных электрических зарядов противоположно заряженных ионов. Атомы металлов, например, легко теряют свои внешние электроны, а атомы неметаллов, наоборот, стремятся присоединить добавочные электроны. Таким образом, могут возникнуть устойчивые катионы и анионы, которые в основном сохраняют свое электронное строение при приближении друг к другу и при образовании молекулы или кристалла. В кристаллах галогенидов щелочных металлов нет отдельных молекул МеХ. Кристаллы состоят из катионов металла и анионов галоида. Кристаллическая решетка большинства галогенидов тюстроена так, как это изображено на рис. 3 для хлористого натрия. [c.32] Между каждым из ионов и шестью ионами с зарядами противоположного знака, образующими октаэдр вокруг данного иона, существует сильное взаимное притяжение. Иными словами, каждый ион образует ионные связи с шестью своими соседями. Эти связи объединяют все ионы в кристалле в одну гигантскую молекулу . В таких кристаллах координационное число ионов равно шести, причем под координационным числом подразумевается число ближайших соседей. [c.32] Гетерополярные связи могут быть также обусловлены притяжением между ионом и молекулой, обладающей постоянным или наведенным диполем, а также взаимным притяжением постоянных диполей двух молекул. Некоторые из таких связей будут подробно рассмотрены ниже. [c.33] Гомеополярная (ковалентная) связь. Связь называется гомеополярной или ковалентной (последний термин употребляется в настоящее время чаще), если атомы, образующие эту связь, обладают близким по своему значению сродством к электрону. [c.33] Вопрос об отличии ковалентных связей от ионных можно решить, пользуясь несколькими критериями. Важным критерием является полярность, т. е. наличие постоянного дипольного момента. [c.33] В ковалентных (гомеополярных) связях силы притяжения в основном обусловлены деформацией электронных оболочек непосредственно взаимодействующих атомов. [c.33] Дипольный момент гомеополярных связей невелик, а для гомеополярных связей между одинаковыми атомами он близок или равен нулю. Ионная связь, напротив, обладает большой полярностью. В предельном случае результируюш,ие положительный и отрицательный заряды сосредоточены в центрах ионов и находятся на сравнительно большом расстоянии друг от друга. Дипольный момент ионной связи равен примерно 9—12 D, так как заряд электрона равен 4,8-10 электростатических единиц, а длина ионной связи составляет 2—3 А. Опытные данные соответствуют этой величине (для КС1—8 D, для КВг—9,07 D, для sJ—10,2D). [c.34] Наиболее характерной особенностью ковалентной связи является ее насыщаемость. Важным свойством ковалентной связи, в отличие от ионной, является также ее неизменная пространственная направленность. Так, в ковалентно построенных симметричных молекулах СН4, ССЦ, С(СНз)4 угол между направлениями связей равен 109°28, в СН2=СНг,. l2= l2—120° и т. п. [c.34] Ковалентные связи кислорода, серы, азота, фосфора, мышьяка и некоторых других элементов также имеют определенное взаимное направление в пространстве. [c.34] Гетерополярные соединения склонны образовывать ионные кристаллические решетки, строение которых определяется размерами ионов, величиной сил отталкивания и другими факторами. Характерной особенностью таких решеток является одинаковая прочность связи иона с каждым из ближайших соседей. Гомеополярные соединения дают в твердом состоянии молекулярные кристаллические решетки, построенные из отдельных молекул, удерживаемых в кристалле небольшими силами Ван-дер-Ваальса. Наличие в узлах решетки молекул как дискретных единиц объясняется присущим ковалентным связям свойством насыщаемости, т. е. тем, что ковалентно связанные атомы одной молекулы уже не могут дополнительно связаться с атомами другой молекулы . Отличия в строении ионных и молекулярных решеток внешне проявляются в различных физических свойствах твердых ионных и твердых ковалентных соединений. Так, энергии сублимации ионных соединений (переход от твердого тела к газообразным молекулам) обычно велики, например для солей типа Na l —50—60 ккал/моль. Энергия сублимации кристаллических ковалентных соединений составляет всего примерно 10 ккал/моль. Ионные соединения имеют высокие точки плавления, в то время как несложные ковалентные соединения (Hg, lg. HJ при обычных условиях—газообразные вещества. [c.34] Отличия ионных соединений от ковалентных в известной мере про. являются также при растворении их в воде. Водные растворы ионных соеди. [c.34] Критерием ковалентности или ионности связи может также служить ее энергия. [c.35] ТО для ковалентно построенных соединений удается получить хорошее совпадение значений вычисленной энергии связи с найденными экспериментально. Так, например, для молекул Вгд, С1а, J 1, JBr, NaK вычисленные энергии составляют (в ккал) 51, 46, 40 и 14,5, а энергии, определенные экспериментным путем—соответственно 52, 49, 42 и 14,5. В случае ионных связей наблюдается резкое расхождение величины вычисленной таким образом энергии с найденной опытным путем. Так, например, для молекулы Na l вычисленная энергия составляет 37 ккал, а найденная экспериментально 98 ккал. [c.35] Как при всякой классификации вообще, при классификации химических связей на ионные и ковалентные оказывается, что имеются многочисленные промежуточные формы связи между ионной и ковалентной. Однако наличие качественных отличий в электронном строении типично ионных и типично ковалентных связей, а также некоторые типичные отличия в свойствах ионно и ковалентно построенных соединений являются подтверждением правильности и законности такой классификации. [c.35] Вновь образовавшаяся ковалентная связь N—Н ничем не отличается от трех остальных связей, кроме своего происхождения. [c.36] Такая ковалентная связь, которая образуется за счет эле1 -тронной пары только одной из реагирующих частиц, согласно предложению Льюиса и Сиджвика, носит название координационной (иначе семиполярной, донорно-акцепторной) связи. Атом или ион, отдающий свою электронную пару для образования связи, называется донором (атом азота—в первой реакции, атом кислорода—во второй и анион фтора— в третьей). Атом или ион с незаполненной внешней электронной оболочкой, обобщающий чужую электронную пару, называется акцептором (протон в первой реакции, этил-катион—во второй, атом бора—в третьей). [c.36] Реагенты, образующие новую связь за счет своей неподеленной электронной пары, называются нуклеофильными, или электронодонорными 1(реже—анионоидными). [c.36] Вернуться к основной статье