книги / Неорганическая химия

вятся положительно заряженными ионами, а присоединяющие к себе электроны — отрицательно заряженными (рис. 19). Про­ тивоположно заряженные ионы вследствие электростатического взаимодействия притягиваются, образуя нейтральные молекулы.

Химическая связь в подобных соединениях, обусловленная электростатическим притяжением противоположно заряженных ионов, является ионной (иначе электровалентной, гетерполяр*.

Рис. 19. Схема перехода атомов М § и С1 в ионы (по К осселю )

ной) связью. Следовательно, в наиболее типичном виде ионная связь образуется при взаимодействии наиболее электроотрица­ тельного элемента с наименее электроотрицательным (например Сз, КЬ, К, N3 с Р, С1, Вг, О).

Измеряется валентность, по теории Косселя, или числом электронов, теряемых атомом, — в а л е н т н о с т ь э л е к т р о п о ­

ские процессы можно записать в виде следующих уравнений:

Однако атомы многих элементов в своих соединениях не всегда приобретают структуру инертного газа. Например, ато­ мы элементов середины больших периодов (цинка 2п, хрома Сг, железа Ре и др.), переходя в ионное состояние, отличаются по структуре своих электронных оболочек от структуры электрон­ ных оболочек инертных газов.

Эта теория, обладая известной простотой и наглядностью, охватывает и объясняет сравнительно ограниченную часть хи-* мических соединений (соли, основные окислы, основания, неко­ торые кислоты). Большинство же химических соединений (орга­ нические соединения, ряд соединений неорганической химии)

нов вокруг «атомного остова» является группировка, тождест­ венная атомам инертных газов. Но такая группировка, по Льюису, может достигаться только путем образования у двух соеди­ няющихся атомов одной или нескольких общих пар электронов. Эти электроны входят одновременно в состав общей электрон­ ной оболочки двух атомов (без перехода самих атомов в ион­ ное состояние) и вращаются по орбитам, охватывающим ядра обоих атомов, связывая их в молекулу.

Условно единичную ковалентную связь, осуществляемую па­ рой общих электронов, принято обозначать двумя точками меж­ ду химическими символами соединяющихся атомов. Эта связь в наиболее типичном виде возникает при взаимодействии ато­ мов элементов с одинаковой или почти одинаковой электроотрицательностыо.

Ковалентно-связующие пары электронов могут возникать не только так, что каждый из соединяющихся атомов поставляет

Рис. 21. Схема ковалентной связи по Льюису

Валентность атома по теории Льюиса определяется числом электронов, доставляемых данным атомом на образование об­ щих электронных пар с другими атомами, с которыми данный атом соединяется. Ковалентная связь является более универ­ сальной, чем ионная. Она возникает как между атомами одного и того же элемента:

Н :Н (Н 2); О : : О (0 2); Ы; :Ы(М2),

так и между атомами разных, но близких по своим свойствам элементов.

Разновидностью ковалентной связи является так называе­ мая донорно-акцепторная к о о р д и н а ц и о н н а я с в я з ь (см. гл. XX). Если при возникновении обычной ковалентной связи каждый из соединяющихся атомов дает в совместное пользова­ ние по одному электрону, то координационная связь обусловли­ вается парой электронов, принадлежащих одному атому (доно­ ру), по месту которой присоединяется другой атом (акцептор). Например, в молекуле аммиака ЫН3 у азота N имеется свобод­ ная пара электронов:

н

Н: Ы:

• •

Н

по месту которой может возникнуть связь с другим ионом (на­ пример с Н +), имеющим незаполненный электронный слой:

Теория ковалентной связи Льюиса удачно объясняла образо­ вания связанных пар электронов, а также перехода электронов близких по своим химическим свойствам.

Обе рассмотренные выше теории, по существу дополняя од^ на другую, внесли значительный вклад в развитие учения о ва­ лентности и химической связи.

Однако эт.и теории не вскрыли сущности механизма образо­ вания связанных пар электронов, а также перехода электронов от одного атома к другому. Обе теории не объясняют причины появления переменной валентности, проявляемой многими эле­ ментами, они носят до известной степени формальный характер.

Понятие валентности и химической связи нуждались в более глубоком обосновании, непосредственно вытекающем из свойств и структуры самих атомов. Основой современного учения об атоме явились квантово-механические представления. Они озна­ меновали собой и начало новых, более глубоких представлений

овалентности и химической связи.

4.СОВРЕМЕННАЯ ТЕОРИЯ ВАЛЕНТНОСТИ

ИХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ

Современная теория валентности и химической связи заим­ ствовала общее направление первых двух теорий. Она разви­ лась на основе квантово-механических расчетов строения моле­ кулы водорода, произведенных немецкими физиками Гейтлером и Лондоном (1927). Расчеты показали, что если спины электро­ нов в атомах водорода параллельны, то между атомами при их сближении электронная плотность уменьшается и должны воз­ никать силы отталкивания (рис. 22). При сближении же ато­ мов, обладающих валентными электронами с антипараллельными спинами, электронные оболочки атомов под влиянием обоих ядер деформируются так, что образуется единое электронное

облако молекулы и между атомами возникают рилы притяже­ ния. Эти силы в молекуле водорода достигают максимальной

величины при междуядерном расстоянии в 0,74* КГ" см

О

(0,74 Л). Такой процесс соединения атомов в молекулу сопро­ вождается значительным выделением энергии («1 0 9 ккал}моль).

чтобы могли образоваться свободные ионы. Такой вид химиче­ ской связи носит название полярной связи:

Как видно из схем, полярная связь является промежуточной между ионной и ковалентной связями.

Таким образом, в образовании рассмотренных типов хими< ческих связей лежит одно и то же явление: образование парных

(спаренных) электронов с противоположно направленными спи-

нами. У атомов, внешние электроны которых имеют одинаковые спиновые моменты, химических связей не возникает.

Следовательно, химическая связь обусловливается валент-» ными электронами (неспаренными или непрочно спаренными), и их количество определяет возможное число валентных связей,

бой д л и н у д и п о л я и характеризуют величину полярности данной молекулы.

Для характеристики полярности молекул обычно берут не не­ посредственно длину диполя I, а так называемый дипольный момент |1, представляющий собой произведение этой длины на величину электрического заряда одного из концов диполя:

поле, то под действием этого поля происходит смещение электро­ нов относительно ядра атома, смещение самих ядер атомов, об­ разующих молекулу, ориентация полярных молекул в простран­ стве в соответствии с направлением поля и т. д. Эти изменения носят название п о л я р и з а ц и и .

Если некоторые молекулы при своем беспорядочном движе-

нии достаточно приблизятся к источнику электрического поля, то последнее будет заметно действовать на входящие в состав молекулы атомные ядра и электроны. В результате все части­ цы, одноименно с полем заряженные, будут отталкиваться, а противоположно заряженные притягиваться. Электрические

Рис. 25. Схемы строения некоторых молекул

центры тяжести положительных и отрицательных зарядов бу­ дут смещаться относительно друг друга, и неполярная молекула превратится в полярную. При дальнейшем притяжении молекул лы к источнику поля ее диполь будет возрастать

концами своих диполей, ориентируясь определен­ ным образом по отношению к нему; диполь их

увеличивается (рис. 27). Молекулы ориентируются и притягива­ ются тем сильнее, чем они более полярны.

Полярная структура молекул оказывает влияние и на их молекулярное взаимодействие. Наличие диполя приводит к то­ му, что определенное взаимное расположение одной молекулы относительно другой более устойчиво, чем у молекул неполяр­ ных. Здесь обе молекулы стремятся ориентироваться таким об­ разом, чтобы по соседству были разноименные полюсы; в ре­ зультате между молекулами возникают силы электрического взаимодействия, и молекулы более или менее прочно стягива­ ются Друг с другом.

Под действием ближе расположенного полюса соседней мо­ лекулы каждая из них деформируется (изменяется строение электронных оболочек и др.). Это связано с увеличением дли­ ны диполей, усилением межмолекулярного взаимодействия.

Между полярной и неполярной молекулами также происхо­ дит межмолекулярное взаимодействие, причем сначала в непо­ лярной молекуле возникает индуцированный диполь, который

ной связью. Отсюда, величину положительной и отрицательной валентности элементов, входящих в неполярные соединения, можно определять теми зарядами, которые получились бы у ионов, если бы каждая из связей распалась так, что электроны, образующие связь, полностью сместились от одних атомов к другим в соответствии с положением этих элементов в периоди­ ческой системе. Если, например, все 6 валентных электронов 5 в серном ангидриде будут смещены от серы к кислороду, то ва­ лентность серы будет равна + 6, а кислорода —2; в фосфорном ангидриде Р2О5 валентность фосфора будет + 5, а кислорода —2 и т. д.

7. ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ

Кроме рассмотренных видов внутримолекулярных связей, своеобразной формой межмолекуля,рного взаимодействия явля-1 ется так называемая водородная связь, т. е. связь через атом во­ дорода. Первые представления о ней. были развиты еще в 1887 г. академиком М. А. Ильинским. Она может возникать как между атомами, принадлежащими разным молекулам, так и од* ной и той же молекуле. Наиболее сильно эта связь проявляется, когда водород находится в состоянии положительного иона и связан с ионами наиболее электроотрицательных элементов (Р, О, N. С1, 5). Например, связь между молекулами фтористого во­ дорода можно представить так:

••••Н — Р» ••• Н —■ Р»• •••Н р« ••• •Н — Р.

Сплошными линиями показана основная связь, а пунктиром — водородная (связь через водородный мостик).

Водородный атом отличается от всех других атомов следую* щим. Когда теряется электрон, остается одно ядро (протон) без электронов. Это ядро в тысячи раз меньше иона любого другого

элемента. Вследствие отсутствия электронов ион водорода Н+ не только не испытывает отталкивания от электронных слоев других атомов или ионов, но может притягиваться ими. Он близ­ ко подходит к другим ионам, особенно к ионам электроотрица­ тельных элементов, внедряется в их электронные оболочки, всту* пает в более тесную связь с их электронами. Этим, в частности,

объясняется то, что ион Н* в воде, в жидком аммиаке химиче­ ски связан с молекулами НгО, ЫН3 и находится в виде иона

ные комплексы.

Ассоциация молекул воды на основе водородной связи пока* зана на рис. 28. Ниже приведена ассоциация молекул жидкого аммиака, этилового спирта и уксусной кислоты: