Донорно-акцепторная связь

Взаимодействия молекул с образованием донорно-акцепторной ковалентной связи широко распространены. Такие связи еще называются координационными.

Донор электронов располагает атомом, одна из орбиталей которого содержит пару электронов. Акцептор электронов располагает атомом, одна из орбиталей которого вакантна, т.е. не заселена электронами.

Когда взаимодействуют молекулы электроноакцепторы и электронодоноры, перекрывание орбиталей приводит к образованию донорно-акцепторной ковалентной связи. Донорно-акцепторная ковалентная связь образуется между атомами при участии пары электронов электронодонора и вакантной орбитали электроноакцептора.

На рис. 13 представлено образование донорно-акцепторной связи при взаимодействии газообразного аммиака и хлороводорода. Атом водорода с вакантной орбиталью соединяется с молекулой аммиака донорно-акцепторной связью, оставляя при этом свой электрон атому хлора.

 

 

Рис. 13. Механизм образования донорно-акцепторной связи

 

Азот в аммиаке выполняет функцию донора, а ион водорода – акцептора электронов. Переход водорода от хлороводорода без электрона компенсируется парой электронов атома азота. В образовавшемся ионе NH₄⁺ все связи ковалентные и равноценные.

 

2.4. Ионная связь

Случаю предельной поляризации ковалентной связи отвечает ионная связь. Ионная связь отличается от ковалентной тем, что при её образовании практически отсутствует перекрывание атомных орбиталей. Например, при сближении иона лития Li⁺ с ионом фтора F^– происходит их объединение в ионную пару за счет электростатического притяжения (рис. 14).

Ионная связь обусловлена взаимодействием противоположно заряженных сферических ионов, удерживающая их на расстоянии длины химической связи.

 

 

lсв

 

Рис. 14. Ионная связь во фториде лития Li⁺F^-. Пунктиром обозначена 2 s -орбиталь, электрон с которой перешел на 2 р - орбиталь атома фтора; 2 s -орбиталь фтора не обозначена

 

Длина ионной связи соответствует расстоянию между центрами ионов.

Ионная связь образуется между атомами, существенно отличающимися по электроотрицательности. Электроотрицательность атома – параметр, характеризующий способность атома притягивать к себе электрон. Расчеты электроотрицательности (ЭО) были выполнены Л. Полингом и Р. Малликеном. Большинство химиков пользуется шкалой электроотрицательности Полинга (табл. 2). Чем выше разность электроотрицательностей химически связанных атомов, тем полярнее связь, достигающая в пределе состояния ионной пары. Существует качественная оценка ионности связи (i):

Таблица 2