Ионный характер ковалентных связей

Молекулы, состоящие из двух одинаковых атомов, как, например, H2 или Cl2, всегда являются чисто ковалентными соединениями. Однако, когда ковалентной связью соединены два разных атома, связывающие электроны обобществляются между ними неравномерно. Это обусловлено неодинаковой способностью таких двух атомов притягивать к себе электроны. В результате образуется полярная ковалентная связь. Такая связь характеризуется наличием на одном из атомов небольшого положительного заряда, а на другом атоме-небольшого отрицательного заряда. Связь с двумя разноименными по знаку зарядами представляет собой электрический диполь. Заряды такого диполя обозначаются 5+ и 5 — . Символ 5 означает, что заряды невелики (меньше заряда одного электрона). Количественной мерой электрического диполя является произведение расстояния между двумя зарядами на величину заряда, такое произведение называется электрический дипольный момент.

Величина зарядов, возникающих при образовании полярной ковалентной связи, зависит от различия в способности притягивать электроны у двух атомов, связанных такой ковалентной связью. Способность атома притягивать электроны принято называть его электроотрицательностью. Для количественного определения электроотрицательности предложено несколько шкал. Чаще всего используется шкала электроотрицательности, которую предложил Л. Полинг. Построение этой шкалы основано на экспериментальных значениях энтальпии образования связей в двухатомных молекулах.

 

Электроотрицательность элементов периодической системы последовательно возрастает при перемещении слева направо вдоль каждого периода. В пределах каждой группы (за исключением части элементов группы Ш) электроотрицательность последовательно убывает при перемещении сверху вниз. В табл. 2.2 указаны электроотрицательности некоторых элементов, вычисленные Полингом. В шкале Полинга электроотрицательность фтора (наиболее электроотрицательного из всех элементов) условно принята равной 4,0. Отметим, что электроотрицательность является безразмерной величиной.

Приведем несколько примеров, показывающих, как пользоваться данными табл. 2.2 для оценки ионного характера ковалентных связей.

Чем больше разность электроотрицательностей, тем больше доля ионного характера, или степень ионности связи. Разность электроотрицательностей, равная 2,1, соответствует приблизительно 50%-ному ионному характеру. Связи с разностью электроотрицательностей больше 2,1 могут считаться ионными. Связи с меньшей разностью электроотрицательностей относят к полярным ковалентным связям. Чем меньше разность электроотрицательностей, тем меньше степень ионности связи. Нулевая разность электроотрицательностей указывает на отсутствие ионного характера и, следовательно, на чисто ковалентную связь.

Положительный заряд на катионе в ионном соединении может притягивать к себе электроны от соседнего аниона. Это приводит к искажению электронного облака аниона (см. рис. 2.11). Такое искажение называется поляризацией. Способность катиона притягивать электроны и поляризовать анион называется его поляризующей способностью. Степень поляризации ионной связи является мерой степени ковалентности связи. Карты электронной плотности чисто ионных соединений, например фторида лития, не обнаруживают никакого искажения.

В 1923 г. К. Фаянс выдвинул предположение, что все соединения характеризуются определенной степенью ковалентности. Далее он предположил, что поляризация ионной

Эти три правила называются правилами Фаянса.

 

Оглавление: