II. Донорно-акцепторная связь (по ковалентному типу)

Образуется за счёт неподеленной пары электронов одного элемента (донор -пары) и свободной орбитали другого элемента (акцептор -пары).

Пример 1:

NH₃ + HCl  NH₄Cl

3 ковал. связи

Часто донорно-акцепторную связь считают разновидностью ковалентной связи. Однако в молекулах с такими связями нарушен принцип насыщаемости (число связей больше, чем требуется по валентности).

Пример 2:

Комплексное соединение Na₃[AI⁺³F₆]^-3.

АI⁺³ может образовать 3 ионные связи. А присоединяются к нему 6 ионов F^-. Значит, наряду с ионными связями обязательно есть донорно-акцепторные:

ионы F^-: 1s²2s²2p⁶ - доноры -пар;

ион АI⁺³ - акцептор -пар;

АI⁰ - З  АI⁺³: 1s²2s²2p³3s⁰3p⁰.

III. Ионная связь

Образуется между металлами и неметаллами, и в основе образования ионов лежит стремление атомов иметь завершённый электронный слой.

Пример:

2Na + Cl₂  2NaCl ; рассмотрим механизм образования связи:

_{1 1}Na⁰ (1s²2s²2p⁶3s¹) Na⁺(1s²2s²2p⁶)- оболочка, как у Ne,

₁₇C1⁰ (1s²2s²2p⁶3s²3p⁵) Cl^- (1s²2s²2p⁶3s²3p⁶)- оболочка, как у Аr,

Na⁺+Cl^-  NaCl (электростатическое взаимодействие)

Единичные молекулы встречаются редко, строение вещества кристаллическое. В кристаллической решетке чередуются (+) и (-) заряженные ионы:

Свойства ионной связи:

а) ненаправленность - каждый ион создает вокруг себя равномерное поле, в которое с любой стороны может войти ион с противоположным зарядом;

б) ненасыщаемость - число этих ионов с противоположным зарядом в решетке довольно велико - гораздо больше, чем это требуется по валентности

(4 или 6, или 8, или 12...) - в зависимости от типа решетки.

IV. Металлическая связь

Очень прочная ( у большинства металлов высокие t°_пл).

Кристаллическая решетка отличается от ионной: в узлах находятся (+) заряженные ионы или нейтральные атомы, а свободные легко передвигаются между узлами, называются «электронный газ» и объясняют основное свойство металлов - электропроводность: направленное движение свободных электронов.

Самые электропроводные: Аu, Ag, Сu, Fe, AI.

При повышении t увеличивается хаотическое движение атомов и ионов в узлах решеток, и это мешает направленному движению - т.е. увеличивается сопротивление и уменьшается электропроводность.

V. Водородная связь

Очень слабая, но важна для биологии. Образуется между атомами Н одной молекулы и электроотрицательными атомами другой молекулы.

Природа сил:

1. электростатическая;

2. донорно-акцепторная.

Примеры:

1) В молекуле HF ковалентная полярная связь, молекулу можно представить в виде диполя

Так как молекулы сильно поляризованы, между ними возникает притяжение прежде всего за счет электростатических сил. И в отличие от HCl, единичных молекул HF нет, а известны «ассоциаты» Н₂ F₂, …, H₆ F ₆

Это сказывается на химических свойствах плавиковой кислоты: в отличие от других кислот типа НГал, плавиковая кислота является слабой (диссоциация затруднена из-за межмолекулярного взаимодействия):

2) Рассмотрим молекулу Н₂О. Сравним соединения Н₂О и H₂S (на основании положения кислорода и серы в Периодической системе соединения Н₂О и H₂S должны быть похожи). = 18 г/моль, = 34 г/моль, однако при обычных условиях Н₂О - жидкость, a H₂S - газ. Почему так, а не наоборот? По-видимому, на самом деле значительно больше 18 г/моль. Это возможно только в том случае, если при обычных условиях Н₂О существует не в виде единичных молекул, а объединяется в ассоциаты. Сравним кислород и серу: кислород более электроотрицателен, чем сера. Значит связи Н-О более полярны, чем Н-S и между молекулами Н₂О легко образуются водородные связи:

Установили, что единичные молекулы Н₂О встречаются только при высокой температуре (в перегретом паре). А в жидком состоянии существуют ассоциаты (Н₂О)₈, (Н₂О)₆, (Н₂О)₄ и др.

Также установлено, что несмотря на многообразие рисунков у снежинок, они изначально кристаллизуются в форме тетраэдра: одна молекула воды окружена четырьмя другими за счет образования водородных связей.