ТЕМА № 9. Донорно-акцепторна връзка. Йонна връзка. Водородна връзка.

By vankata_6

I. Донорно-акцепторна връзка.При образуване на обща електронна двойка при КХВ всеки атом отдава по един или повече валентни електрони.ХВ, при която един атом има неподелена електронна двойка (донор) и я отдава при образуването на ХВ, а другият атом има свободна АО (акцептор). Тя е КХВ, но образувана по донорно-акцепторен механизъм.

D : + A D : A

донор акцептор

Донорно-акцепторната връзка е полярна поради преноса на електрони от атома-донор към атома-акцептор. Например при образуването на амониевия катион (NH4

+) и хидроксониевия катион (H3O+) донори са N-атом от NH3 и O-атом от водата, а акцептор – H+:

H : N :

H

H

H+

+ H : N : H

H

H

+

:ОН2 + Н+ → H3O+

Азотът от NH3 има свободна електронна двойка и я отдава на Н+ , който има свободна 1s-орбитала. Веднъж образуван амониевият йон, той представлява самостоятелна и стабилна частица, в която всички връзки са равностойни, т.е. не може да се разпознае кой от Н-атомите е бил акцептор при образуване на връзката. След като бъде образувана тази връзка не се различава от другите три N-H връзки. Тя е равностойна на тях по енергия и здравина. Следователно Донорно-акцепторната връзка се различава от КХВ само по механизма на образуването си

В координационните (комплексните) съединения също се осъществява донорно-акцепторна връзка. Например образуването на медо-амонячния комплекс:

Cu2+ + 4 NH3 Cu(NH3)42+

Cu2+ е комплексообразувател със свободни 4s- и 4p- АО, а: NH3 е лиганд (аденд) с неподелена електронна двойка. Cu2+ са акцептори, а NH3 е донор, т.к. притежава неподелена електронна двойка при N-ния атом.Електронната конфигурация на медния атом и на медните йони може да се представи с помощта на квантови клетки по следния начин:

3d 4s 4p

Cu

Cu2+

Тетраедричния модел на медноамонячния комплекс има вида: (схема! С АО и

медния атом в центъра!)

Донорно-акцепторна връзка се среща и в ОХ:

[RNH3]+ ; [R-OH]+

H

II. Йонна връзка.Йонната химична връзка се образува между атомите на ХЕ с метален и с неметален х-р, с голяма разлика в . Колкото тази разлика е по-голяма, толкова повече електронната двойка от връзката е изтеглена към по-електроотрицателния атом. Според съвременните представи чисто йонна връзка не съществува, защото не може да се извърши пълен преход на електрони от единия атом към другия. Следователно йонната възка е граничен случай на полярна връзка, при която атомът с по-голяма електроотрицателност изтегля към себеси общата електронна двойка.По-правилно е да се говори за степен на йонен или ковалентен характер на ХВ. В зависимост от разликата в на двата атома можем да преценим посоката на електронния преход при хим. взаимодействие. Колкото разликата в е по-голяма, толкова в по-голяма степен е изтеглена ел. двойка към по-електроотрицателния атом и толкова в по-голяма степен връзката е йонна.

Образуването на йонна връзка е свързано с отдаване на е- от атом с метален характер, за което е необходима йонизационна енергия (I) и приемането на тези електрони от атом с неметален характер, при което се отделя енергия = на електронното сродство (A). Йонната връзка се образува, когато (I) е ниска, а (A) е голямо.

ПРИМЕР: Образуването на ХВ в NaCl. При сбилижаване на атомите на Na и Cl електронната плътност между двете ядра се разделя несиметрично, поради различната (). Тя изцяло се съсредоточава около ядрото на Cl-атом и той се натоварва отрицателно, превръщайки се в Cl-. Това е равносилно на преход на е-.Натриевият атом има ниска йонизационна енергия - лесно отдава последния си електрон (3s1) и се превръща в натриев йон - електроположително зареден и придобива устойчива ел. конфигурация на най-близкия преходен инертен газ (Ne)

Na 1s22s22p63s1 – 1 e- - > 1s22s22p6 Na +

Хлорът има високо електронно сродство и лесно приема електрон, като добива стабилна, октетна конфигурация на стоящия след него инертен

газ Аргон (Ar). При това се получава електроотрицателен хлориден йон:

Z=17 Cl 1s22s22p63s23p5 + 1 е- - > Cl 1s22s22p63s23p6

Така получените йони са стабилни частици с противоположни заряди и между тях възникват електростатични сили на привличане – създава се йонна връзка:

Na + Cl - > NaCl (OРП!)

Процесът на йонно свързване протича с отделяне на енергия, т.е. енергията на йоните намалява в сравнение с изходните атоми. Затова йонните съединения са по-стабилни в сравнение с излираните изходни атоми.

Йонната химична врзъка, за разлика от КХВ, не е насочена в пространството, т.к. всеки йон е електрически заредена частица,чието силово поле е равномерно разпределено във всички направления. Той може да привлича противоположно заредени йони във всяко направление.

Взаимодействието между два противоположно заредени йона води до компенсация на техните силови полета само по посока на остта, която ги свързва. Всеки йон може да привлича противоположно заредени йони и в други направления, което характеризира ненаситеността на йонната ХВ.

При взаимодействието на два противоположно заредени йона компенсиране на техните силови полета настъпва само по посока на оста, която ги свързва. Всеки йон може да привлича противойони и в други направления. Този факт характеризира друго важно свойство на йонната връзка - нейната ненаситеност.

Разпределение на силовите полета на два разноименни + йонна

Йонната ХВ е много здрава и това се отразява върху физ. с-ва на йонните с-я: голяма твърдост. Йонните с-я са равнително малко (CsCl, CaF2, NaI). Те се означават с емпирични, а не с молекулни формули.

Формира се ЙОННА КРИСТАЛНА РЕШЕТКА от противоположно заредени йони, свързани чрез електростатични сили на привличане.

в равнината в пространството

Здравината на връзката между йоните в кристалната решетка се характеризира

с величината енергия на кристалната решетка . Това е енергията, която

трябва да се израходва за разграждането на кристалната решетка и за разделяне на частиците до разстояния, при които те НЕ ВЗАИМОДЕЙСТВАТ помежду си.

Емпиричните формули изразяват най-простото състояние между йони, но не и строежа на кристала.Йонните съединения имат висока T топене и кипене , поради голямата здравина на ХВ; крехкост ; висока електропроводимост в стопилка и воден р-р.

Кристалът NaCl не провежда ел. ток, т.к. йоните са свързани в кристална решетка. Докато във воден р-р или стопилка йонната кристална решетка се разгражда и се образуват йони (в стопилка) или хидратирани йони (воден р-р).

III. Водородна връзка.3.1 Определение

ХВ, в която взема участие H-атом. Образува се от допълнително взаимодействие между ковалентно свързания H-атом от една молекула и елктроотрицателния атом със свободна електронна двойка от друга молекула (F, Cl, O, N) от друга молекула или от същата молекула. Тя се означава с пунктир.

3.2. Видове

Вътрешномолекулни Водородната връзка се осъществява в рамките на една молекула. Тя възниква между атомите в една и съща молекула, когато в нея има атомни групировки с

подвижен H-атом и по-електроотрицателен атом. Характерна е за производните на бензена,като заместителите са на о- място един спрямо друг.

C

O H

O HO

Cl:

HO:O

NO

O:

H

о-хидроксибензоена к-на о-хлорфенол о-нитрофенол

вътрешномолекулни водородни връзки, възникващи при заместители на орто-място в молекулата на бензена

МеждумолекулниОсъществяват се между молекулите на водата, R-COOH, R-OH, между молекулите на водата и алкохола

Н Н

Н О : Н О : Н О

Н

междумолекулна водородна връзка в молекулата на водата

CH3 C

O:

O-H :O

H-O

C CH3

Образуват се асоциати между молекулите на оц. к-на

:O H :O H :O H :O H R R R R

Междумолекулни връзки при алкохолите

:О Н :О Н :О Н :О Н R H R H

Междумолекулни връзки м/у ROH и H20

С междуводородните връзки се обясняват по-високите стойности на Тк на алкохолите в сравнение с алканите със същата молекулна маса.Наличието на ВВ влияе върху физичните и химичните стойности на в-вата. Чрез тях се обясняват някой особенни физ. с-ва на H20 – високата Тк, голяма плътност при 4оС, голямата й специфична топлина и др. Вторичната и третичната структура на белтъците се обуславя от възникването на ВВ.

Природата на водородната връзка все още не е добре изяснена. Известно е, че тя е много по-слаба от ковалентната и превишава междумолекулните сили на взаимодействие - т.нар. вандерваалсови сили.

By Vankata_6, Юни, 2009 г.