книги / Неорганическая химия
..pdfвятся 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
л о ж и т е л ь н а я |
(Ыа+1, Са+2, Мб+2), или |
числом элект |
|
ронов, присоединяемых |
атомом, — в а л е н т н о с т ь о т р и ц а |
||
т е л ь н а я (С1“ \ |
5 -2). |
Происходящие |
при этом химиче |
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)
ею не охватываются. Ионы, за исключением иона водорода име ют слои окружающих ядро электронов. При сближении проти воположно заряженных ионов между ними возникает возра стающий процесс отталкивания. На известном расстоянии при тяжение и отталкивание могут уравновеситься, и ионы, не сли
ваясь окончательно друг с другом, при |
|
|
|
|||||||
обретут |
своеобразное колебательное |
|
|
|
||||||
состояние |
около определенного |
поло |
|
|
|
|||||
жения равновесия. При таком сближе |
|
|
|
|||||||
нии |
разноименно |
заряженных |
ионов, |
|
|
|
||||
особенно |
в твердом |
веществе, |
может |
|
|
|
||||
создаваться кристаллическая |
решетка |
|
|
|
||||||
вещества, в которой каждый ион одно |
|
|
|
|||||||
го заряда будет находиться в окруже |
|
|
|
|||||||
нии ионов другого заряда (рис. 20).. |
|
|
|
|||||||
Следовательно, |
к |
ионным |
соедине |
|
|
|
||||
ниям в обычных состояниях |
(твердом, |
|
• N3 |
Ф о |
||||||
жидком), строго говоря, не приложимо |
|
|||||||||
ионы |
натрия |
н о н ы х л о р а |
||||||||
понятие молекула, оно применяется к |
||||||||||
ним весьма условно. Про многие неор |
Рис. 20. Схема кристалличе |
|||||||||
ганические вещества по существу нель |
ской |
решетки |
хлористого |
|||||||
зя |
говорить, что они состоят из моле-, |
|
натрия |
|||||||
кул |
как |
таковых. |
|
Каждый |
кусочек |
|
|
|
хлористого натрия в действительности представляет собой бес конечную кристаллическую решетку, в которой каждый ион Ыа + совершенно одинаково связан с шестью ионами С1~ и наоборот: каждый ион С1~ связан с шестью ионами Ыа+ , В растворе кри
сталл распадается на ионы |
и С1 |
, которые между собой не |
имеют устойчивой связи. Точно также |
кальцит СаСОз представ |
ляет собой кристалл, в узлах решетки которого размещены ионы Са++ и СО,” " .
Формулы, которыми принято выражать эти вещества, долж ны рассматриваться лишь как выражение количественных отно шений реагирующих веществ. Следовательно, молекула являет ся лишь одной из форм строения вещества, формой, способной, к индивидуальному существованию, к‘ физической независи мости.
Существуют структурные единицы, не способные к индиви дуальному существованию, подвергающиеся бесконечной агре гации.
3. ТЕОРИЯ КОВАЛЕНТНОЙ (ГОМЕОПОЛЯРНОЙ, ИЛИ АТОМНОЙ) с в я з и
Эта теория, развитая |
в 1916 |
г. американским химиком |
Г. Льюисом, как. и теория |
ионной |
связи, основывается на том |
же положении, что наиболее устойчивой группировкой электро
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
на ее образование |
по одному |
электрону. Могут |
быть |
случаи, |
|
когда она осуществляется, двумя, тремя электронами с |
образо |
||||
ванием двух, трех |
электронных |
пар и более (рис. |
21). |
|
|
• и |
|
|
|
н |
N |
|
|
|
|
||
|
|
|
0 с фи / |
||
|
|
Л*—-* |
ч |
|
|
|
|
' V |
) |
||
|
|
|
|
'Л-' |
|
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:
Н |
' Н “ + |
Н : N: + Н+- Н : Ы : Н |
|
Н |
Н |
(ЫН3 |
НС1 -* ЫН4С1). |
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).
Если |
при |
этом |
не |
происходит |
перехода |
электронов |
от |
одного |
|||||
|
|
; |
|
|
|
атома к другому, и электроны |
соеди |
||||||
|
|
|
|
|
|
няющихся атомов как бы «обобще-- |
|||||||
|
|
|
|
|
|
ствляются», |
|
совершая |
совместное |
||||
|
|
|
|
|
|
движение в поле обоих ядер, то воз |
|||||||
|
|
|
|
|
|
никающая |
между |
атомами |
связь |
||||
|
|
|
|
|
|
будет ковалентной. |
|
|
|||||
|
|
|
|
|
|
|
Если электронная пара полно-, |
||||||
|
|
|
|
|
|
стыо смещается к одному из атомов |
|||||||
|
|
|
|
|
|
с превращением его в отрицательно |
|||||||
|
|
|
|
|
|
заряженный |
ион, |
а другой |
атом — |
||||
|
|
|
|
|
|| |
в положительно заряженный (напри- |
|||||||
|
|
|
|
|
мер М §СЬ), |
то электростатическое |
|||||||
|
|
|
|
|
1* притяжение |
|
этих |
ионов |
приводит к |
||||
|
|
|
|
|
|
образованию |
молекулы |
(по |
Коссе-» |
||||
|
|
|
|
|
|
лю) с ионной связью. |
|
|
|||||
Рис. 22. Распределение |
плот |
|
Если же оба атома реагирующих |
||||||||||
элементов, |
хотя и отличаются друг |
||||||||||||
ности |
электронного |
облака |
в |
||||||||||
от |
друга по |
химическим |
свойствам:, |
||||||||||
устойчивом |
(1) и неустойчивом |
||||||||||||
(2) состояниях молекулы |
во |
но |
не проявляют |
резко |
противопо-< |
||||||||
|
|
дорода |
|
|
|
ложных свойств, то электронная па* |
|||||||
|
|
|
|
|
|
ра у них несколько оттягивается к |
|||||||
|
|
|
|
|
|
одному из атомов, но не настолько, |
чтобы могли образоваться свободные ионы. Такой вид химиче ской связи носит название полярной связи:
молекула С1а |
молекула НС1 |
молекула ЫаС1 |
|
С1:С1 |
Н :С1 |
Ыа+: С Г |
|
к овал ен тн ая, атом ная, |
п ол ярн ая св я з ь |
и он н ая, |
эл е к т р о в а - |
или гом еоп ол яр н а я |
|
л ен тн ая , |
или гетер о - |
свя зь |
|
п о л я р н а я с в я з ь |
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,
которое атом может проявить. Так, атом водорода, имеющий всего один, электрон, в соединениях может быть только однова лентным. Атом гелия, имеющий два спаренных электрона, не проявляет химической связи и не образует химических соедине ний. Однако при разобщении спаренных электронов гелия он мог бы проявить две валентности. Но это разобщение электро нов потребовало бы огромной затраты энергии (456 ккал1моль), которая не может быть покрыта энергией образования двух хи* мических связей молекулы гелия. Это значит, что такое соеди нение будет энергетически неустойчиво. Наоборот, например у
МомВе ИИ |
И 4 4. |
|
Нормальное состо* |
Побужденное состояние |
|
яние атома |
н> |
г$} ?р> |
атомс | |
♦4 ♦ * |
атома.
\отомд‘ 4* 44 4
Нормальное состояние
15’ 2%2р>
Н 4 4 4 4
— 44 ♦ 4 4
возбужденное состояние атома
Рис. 23. Зависимость валентности элемента от числа наружных электронов
атомов бериллия, бора, углерода энергия разрыва двух спарен* ных наружных электронов сравнительно небольшая и пол* ностью покрывается энергией образования химических связей. Поэтому атомы бериллия проявляют валентность, равную двум» атом бора — трем, атом углерода — четырем (рис. 23),
5. ПОЛЯРНОСТЬ МОЛЕКУЛ И ДИПОЛЬНЫЙ МОМЕНТ
Так как каждая молекула состоит из положительно заря-1
.женных атомных ядер и отрицательно заряженных электронов, то в занимаемом объеме можно найти такие точки, которые бу дут являться как бы ее электрическими «центрами тяжести» по ложительных и отрицательных зарядов.
' При совпадении этих электрических «центров тяжести» моле кула будет электрически симметричной. К таким молекулам от носятся гомеополярные молекулы (например Н2, О2, Ы2, С12, СН4). При очень резком расхождении электрических «центров тяжести» молекула будет иметь противоположные заряды и по строена по ионному типу, т. е. состоять из ионов (молекулы со* лей. щелочей, некоторых кислот).
При несовпадении электрических «центров тяжести», когда об щая пара электронов смещена в сторону одного из атомов, мо
лекула построена по типу п о л я р н о й |
(например |
молекулы |
||
НС1, Н20 , |
ЫН3 спиртов, эфиров, |
органических кислот). Такие |
||
молекулы |
называют д и п о л ь н |
ы м и |
или просто |
диполями |
(рис 24). В дипольных молекулах расстояния между электри ческими центрами тяжести зарядов разные. Они выражают со-
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:
|
|
|
|
|
|
|
р. = |
1е. |
|
|
|
|
|
|
|
|
Так |
как |
длина диполя I |
обычно |
имеет |
величину |
порядка |
||||||||||
л. 10 |
|
см, |
а заряд электрона |
равен 4,8*10 |
электростатических |
|||||||||||
единиц, то дипольный |
момент |
выражается |
величиной |
порядка: |
||||||||||||
|х = 4,8*Ю~10*л*Ю—8= |
4,8*л*10“ 18 |
электростатических |
|
единиц. |
||||||||||||
Если принять множитель |
Ю” ,8за единицу полярности, нося |
|||||||||||||||
щую название дебая й |
(по имени голландского ученого Дебая), |
|||||||||||||||
|
|
|
|
то дипольный момент можно выразить величиной: |
||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
р. = 4,8 пЭ. |
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|
Коэффициент 4,8л можно рассматривать как |
||||||||||||
|
|
|
|
величину, определяющую собой |
полярность |
мо-« |
||||||||||
|
|
|
|
лекул |
в |
дебаях. |
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|
Дипольные моменты молекул простых газов |
||||||||||||
|
|
|
|
(Н2, 0$, |
N2, С12 и |
др.), а также |
С0 2, С32 равны |
|||||||||
|
|
|
|
нулю, так как эти молекулы построены симмет |
||||||||||||
|
|
|
|
рично, их электрические центры тяжести зарядов |
||||||||||||
|
|
|
|
совпадают. Полярные молекулы, наоборот, обла |
||||||||||||
|
|
|
|
дают |
большим |
дипольным |
моментом |
(Н20 |
||||||||
|
|
|
|
1,84; |
5 0 2 1,6; |
ЫН3 1,46) и имеют |
несимметрич |
|||||||||
|
|
|
|
ное строение |
(рис. 25). |
|
|
|
|
|
|
|||||
Рис. 24. |
Схемы |
|
|
6. |
ПОЛЯРИЗАЦИЯ МОЛЕКУЛ |
|
|
|
||||||||
различных |
ти |
|
|
|
|
|
||||||||||
пов |
молекул: |
|
|
И МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ СИЛЫ |
|
|
|
|||||||||
ввер х у—ион |
|
|
|
|
вза и м о д е й с тв и я |
|
|
|
|
|||||||
ная молекула; в |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
се р е д и н е — |
Хотя |
молекулы |
состоят |
из |
положительно |
и |
||||||||||
полярная моле |
отрицательно заряженных |
частей, |
в целом |
они |
||||||||||||
кула |
(диполь); |
|||||||||||||||
внизу —непо |
электрически |
нейтральны, |
так |
как |
все |
|
отрица |
|||||||||
лярная |
моле |
тельные заряды их электронов скомпенсированы |
||||||||||||||
|
кула |
|
положительными зарядами ядра. Но они |
не без |
||||||||||||
сил. |
|
|
|
различны к воздействию внешних электрических |
||||||||||||
Так, если поместить молекулы во внешнее электрическое |
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
(рис. 26), |
|
|
+ |
|
Появление диполя в неполярной молекуле об |
||||
О |
||||
условлено ее деформацией — отклонением от нор |
||||
мальной внутренней структуры. Этот так называ |
||||
емый наведенный |
(иначе, индуцированный) |
ди |
о |
|
поль, вызванный действием внешнего электриче |
||||
ского поля, сохраняется до тех пор, пока дейст |
|
|||
вует поле, и величина его возрастает с напряже |
|
|||
нием поля. |
|
|
|
|
На полярных молекулах с постоянным дипо |
Рис. 26. По |
|||
лем воздействие |
внешнего электрического |
поля |
||
проявляется несколько иначе: молекулы распо |
ляризация |
|||
неполярных |
||||
лагаются к полю противоположно заряженными |
молекул |
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
затем |
взаимодействует с |
диполем |
полярной |
молекулы. |
|
|
||||||||
В практике часто возникает необходимость оценивать не |
||||||||||||||
только |
ковалентность атомов того |
или иного |
элемента |
в соеди |
||||||||||
|
|
|
нениях, но и его относительную, за- |
|||||||||||
|
|
|
рядность, |
|
вызванную |
смещением |
||||||||
|
|
|
электронов в сторону того или ино |
|||||||||||
|
|
|
го ядра. |
Так, |
хлористый |
водород |
||||||||
о |
ф <& |
НС1, обладающий полярной связью, |
||||||||||||
в водном растворе и в других реак |
||||||||||||||
циях расщепляется так, что связую |
||||||||||||||
|
^ |
о |
щая пара электронов целиком пе |
|||||||||||
|
реходит к хлору: |
|
|
|
|
|
|
|||||||
|
|
|
|
|
Н : С1: -> |
Н+ : С1: “ |
|
|
||||||
|
|
|
который отщепляется в виде отри |
|||||||||||
_ |
|
& |
цательного иона с валентностью —1« |
|||||||||||
2 3 |
о , |
а водород с валентностью + 1. |
|
|||||||||||
Точно также в окиси хлора СЬО |
||||||||||||||
|
|
|
расщепление связи, между хлором и |
|||||||||||
|
& |
кислородом |
можно |
рассматривать |
||||||||||
|
так, |
что |
|
С1 |
отщепляется |
в |
ви |
|||||||
|
|
|
|
|||||||||||
|
|
|
де положительного |
иона |
с |
валент* |
||||||||
|
|
|
ностыо |
+ 1: |
|
|
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
ГЧ+ |
|
: О : С1: |
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
:С1 |
|
|
|
|
|||
Рис. 27. Схема поляризации по |
Аналогичный подход можно при |
|||||||||||||
лярных |
молекул в постоянном |
|||||||||||||
электрическом поле: |
менить |
к |
|
соединениям |
Р2О5, |
50з |
||||||||
\ — беспорядочное |
движ ение о т д е л ь |
и т. д. |
|
образом, |
понятие о |
поло |
||||||||
ля; 2 — движ ение |
в постоянном эл ек |
Таким |
||||||||||||
ных м ол екул вне |
электри ческого п о |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
трическом поле |
жительной |
и отрицательной |
валент |
||||||||||
|
|
|
ности |
|
может |
быть |
распространено |
|||||||
не только на ионные соединения, |
но и на соединения с неполяр |
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
гидроксония |
Н30 +, аммония ЫН4+. |
|
||||||
Водородный ион, связываясь с ионами сильно электроотри |
||||||||
цательных |
элементов |
(Р, |
|
|
|
|||
О, N и др.), усиливает |
|
|
Нч |
|||||
поляризацию |
связей: свя |
|
|
|||||
зующая электронная пара |
|
- ч |
у Л . |
|||||
оттягивается |
к ионам |
Р, |
|
|
О— н |
|||
О, N и т. д., усиливая эф |
н, |
н/ |
||||||
фективный |
ядерный |
за |
||||||
ряд водородного иона. В |
\о— н |
н |
||||||
результате |
молекулы |
во |
/ |
\ |
— о |
|||
. . . . / * |
||||||||
ды, фтористого водорода, |
—н |
0---НА |
||||||
жидкого аммиака, спирта |
|
н / |
|
|||||
приобретают |
резко |
выра |
Рис. 28. |
Ассоциацня молекул воды на ос |
||||
женную способность |
об |
|
нове водородной связи |
|||||
разовывать |
|
более |
слож |
|
|
|
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: