Донорно-акцепторный механизм

На образование общей электронной пары по донорно-акцепторному механизму один из атомов (он в дальнейшем называется донором) предоставляет со своего внешнего энергетического уровня неподеленную электронную пару (А:), а другой (акцептор) – вакантную орбиталь (В). При сближении таких атомов сдвоенное электронное облако донора частично проникает в пустую орбиталь акцептора и начинает одновременно притягиваться ядрами обоих атомов.

В образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму могут принимать участие не только атомы, но и молекулы^*, а также положительно и отрицательно заряженные ионы. Причем, положительно заряженные ионы как правило выступают в роли акцептора, а отрицательно заряженные ионы – в роли донора.

Рассмотрим образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму на примере взаимодействия молекулы аммиака с ионом водорода.

У атома азота на внешнем слое находится 5 электронов:

₇N

Три неспаренных электрона участвуют в образовании по обменному механизму трех ковалентных связей с атомами водорода в молекуле NH₃.

За счет неподеленной электронной пары атом азота может выступать в роли донора при взаимодействии с ионом Н⁺, у которого на внешнем слое совсем нет электронов, но имеется свободная 1s-орбиталь

или NH₄⁺ (ион аммония).

Следует подчеркнуть, что все четыре связи в ионе аммония являются равноценными.

Т аким образом, связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, по своим свойствам ничем не отличается от ковалентной связи, создаваемой за счет неспаренных электронов взаимодействующих атомов.

Ион водорода Н⁺, являясь хорошим акцептором, в водном растворе никогда не бывает в свободном состоянии, так как взаимодействует с молекулой Н₂О, образуя ион гидроксония Н₃О⁺.

или Н₃О⁺ (ион гидроксония)

Хотя для простоты в написании обычно используют символ Н⁺.

Донорно-акцепторный механизм образования связи широко встречается в комплексных соединениях^*. Покажем это на примере взаимодействия гидроксида алюминия с ионом ОН^- в растворе щелочи:

¯

Аналогично происходит образование связей и во многих других молекулах, даже в таких «простых», как молекулы СО, BF.

В структурных формулах ковалентную связь, образованную по донорно-акцепторному механизму, часто обозначают стрелкой, направленной от донора к акцептору. Например:

Ковалентную связь, образованную донорно-акцепторным способом, иногда кратко называют донорно-акцепторной связью (в комплексных соединениях – координационной). Под этим термином следует однако понимать не особый вид ковалентной связи, а лишь определенный способ ее образования.

Свойства ковалентной связи

При образовании ковалентной, а также и любой другой химической связи, всегда выделяется энергия, которая называется энергией связи. Однако практически измерить ее в большинстве случаев бывает достаточно трудно. Проще измерить значение энергии, которое необходимо затратить для разрыва связи. В соответствии с законом сохранения энергии эти две величины будут одинаковыми.

Таким образом, энергия связи – это та энергия, которая выделяется при ее образовании, или та энергия, которую нужно затратить, чтобы разорвать связь.

Энергия связи измеряется в кДж/моль. Например, энергия связи Н – Н равна 436 кДж/моль. Это означает, что такое количество энергии выделяется при образовании 6,02 · 10²³ связей между атомами Н.

Энергии большинства ковалентных связей имеют значения порядка 10² – 10³ кДж/моль и зависят, в первую очередь, от площади перекрывания электронных облаков и размеров взаимодействующих атомов.

Атомы, связанные химической связью, удерживаются на определенном расстоянии друг от друга, что позволяет говорить о длине химической связи. Длина связи – это расстояние между ядрами взаимодействующих атомов.

Длина связи и ее энергия являются мерой прочности связи. Как правило, с увеличением длины связи ее энергия уменьшается. Особенно хорошо эта закономерность прослеживается в однотипных молекулах, образованных элементами одной группы (табл. 11).

Таблица 11. Зависимость энергии ковалентной связи Э-Н от ее длины в однотипных молекулах

Молекула ЭН3	Длина связи (нм.)	Энергия связи кДж/моль	Моле-кула ЭН	Длина связи (нм.)	Энергия связи кДж/моль
NH3	0,101	380	HF	0,092	565
PH3	0,142	323	HCl	0,128	431
AsH3	0,152	281	HBr	0,141	364
SbH3	0,170	256	HI	0,160	297

Как следует из таблицы 11, у элементов, расположенных в одной и той же группе, длина связи в однотипных молекулах возрастает сверху вниз, а её энергия уменьшается.

Как известно, в А группах таблицы Д.И. Менделеева радиусы атомов сверху вниз увеличиваются. Это позволяет сделать вывод о том, что с увеличением размеров взаимодействующих атомов длина связи будет возрастать, а энергия связи между атомами – уменьшаться.

Увеличение кратности связи между двумя атомами приводит к уменьшению длины связи и возрастанию её общей энергии (табл. 12).

Таблица 12. Характеристика одинарной и кратных связей между атомами углерода

Тип связи	Длина связи, нм	Энергия связи, кДж/моль
С – С	0,154	348
С = С	0,135	635
С ≡ С	0,120	830

Как следует из таблицы 12, энергия двойной (С = С) или тройной связи (С ≡ С) между атомами углерода меньше удвоенной (696) или утроенной (1044) энергии одинарной связи (С – С). Это подтверждает, что σ- и π-связи не одинаковые по прочности. Энергия π-связи меньше, поэтому она слабее и в ходе химических реакций будет разрываться в первую очередь.