что такое донорно акцепторный механизм в химии

Донорно-акцепторный механизм образования химической связи предполагает перенос заряда между акцептором и донором без создания между ними общей химической связи. Также возможна передача неподеленной пары электронов к акцептору от донора, в результате образуется связь.

Образование солей аммония

Рассмотрим донорно-акцепторный механизм на примере солей аммония. Начнем со взаимодействия аммиака (NH3) и трифторида бора (BF3). В процессе реакции происходит выделение 171,4 кДж/моль энергии. Взаимодействие протекает по уравнению:

Из четырех орбиталей, имеющихся у атома бора, три заполнены электронами, следовательно, есть одна вакантная орбиталь. В молекуле аммиака четыре орбитали азота укомплектованы электронами, причем три из них по обменному механизму дополнены электронами водорода. Одна орбиталь имеет электронную пару, принадлежащую только атому азота. Ее называют неподеленной электронной парой. Именно благодаря ей возможен донорно-акцепторный механизм.

Соединение между аммиаком и трифторидом бора возможно благодаря тому, что вакантная электронная пара аммиака размещается на свободной орбитали фторида бора.

Это донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Атом азота увеличивает валентность благодаря использованию неподеленной пары электронов для дополнительной связи. Бор повышает валентность посредством расположения на орбитали дополнительных электронов.

Таким образом, валентность этих химических элементов характеризуется и неспаренными электронами, и неподеленными электронными парами, и свободными орбиталями на внешнем энергетическом уровне.

Определения

Донором в данном примере выступает атом азота, который отдает свою электронную пару на образование химической связи. Акцептором является бор, обладающий вакантной орбиталью, принимающий электронную пару.

Процесс сопровождается уменьшением потенциальной энергии данной системы, выделением эквивалентного количества энергии. Вопросы, касающиеся механизма образования данного вида ковалентной связи, включены в курс школьной программы по химии, они предлагаются в итоговых тестах выпускникам средней общеобразовательной школы.

Образование катиона аммония

Ковалентная связь, образованная по донорно акцепторному механизму, характерна для солей аммония. Остановимся подробнее на ее особенностях. Итак, именно по донорно-акцепторному механизму образована связь между атомами азота и водорода в реакции:

В качестве акцептора выступает пустая орбиталь катиона водорода. Азот в катионе аммония проявляет валентность 4. Образование связи происходит и благодаря паре электронов, которые до начала взаимодействия принадлежали азоту.

Это связь ковалентная по донорно-акцепторному механизму. В итоге взаимодействия образуется катион аммония, который по ионному механизму будет объединяться с анионами, содержащимися в кислотах.

Образование угарного газа

Донорно-акцепторный механизм можно рассмотреть на примере молекулы СО. У атома углерода на внешнем энергетическом уровне располагаются два неспаренных электрона. Такое же количество неспаренных электронов есть и у атома кислорода. В результате между атомами образуется двойная связь.

За счет пары электронов кислорода и пустой орбитали углерода, для получения связи используется донорно-акцепторный механизм.

Молекула азотной кислоты

Благодаря наличию трех неспаренных электронов атом азота в данном соединении образует три варианта связей: с кислородом двойную, одинарную с кислородом гидроксильной группы. По донорно-акцепторному механизму образована связь между еще одним атомом кислорода и азота.

Неспаренные электроны размещаются на одной орбитали, при этом одна освобождается.

Также можно допустить, что атомом азота отдан кислороду электрон. Превратившись в катион аммония, имеющий 4 неспаренные электрона, он удерживает анион благодаря силам электростатического взаимодействия.

Свойства связи

В качестве донора выступают молекулы, в составе которых есть атомы N, O, F, Cl, связанные с атомами иных химических элементов. Акцептором выступает частица, имеющая вакантные электронные уровни. К примеру, это могут быть представители d-семейств, которые имеют незаполненные d-орбитали.

В молекуле аммиака для образования связи задействованы три неспаренных электрона атома азота, и по 1s-электрону у трех атомов водорода. Связи находятся вдоль трех осей р-орбиталей. Молекула имеет вариант правильной пирамиды, в углах которой располагаются атомы водорода, а в вершине — азот азота. Угол между связями составляет 107 градусов. Аналогичные по форме молекулы образуют с водородом следующие элементы: сурьма, мышьяк, фосфор.

Свойства ковалентной связи, которая образуется по донорно-акцепторному механизму, не отличаются от характеристик связи, сформированной по обменному механизму. В качестве доноров могут выступать атомы азота, серы, фосфора, кислорода, владеющие неподеленными электронными парами на валентных орбиталях небольшого размера.

Также акцепторами выступают d-элементы, у которых есть незаполненная энергетическая ячейка во внешнем электронном слое.

Отметим, что на данный механизм образования связи распространяются все основные характеристики: насыщаемость, длина, кратность.

Особенности органических соединений

Взаимодействие по обменному механизму возможно для органических доноров. В частности, среди них можно отметить π-доноров, типичным примером которых является тетракис(диметиламино)этилене (ТДАЭ), органические акцепторы (фуллерены), хинодиметаны с акцепторными заместителями.

При химическом взаимодействии подобных соединений создается комплекс с переносом заряда. В нем заряженный положительно донор с отрицательно заряженным акцептором взаимодействуют благодаря силам электростатической природы. Значение имеют системы, в которых перенос заряда в основном электронном состоянии происходит частично, а в случае фото возбуждения наблюдается полная его передача.

Такие системы, донорно-акцепторные диады, триады, внутри которых между акцептором и донором есть мостиковая группа, позволяющая повышать длительность состояния с переносом электрического заряда, применяются для получения устройств, преобразующих солнечную энергию. Подобное явление, связанное с переносом заряда в любых его формах, применяется во многих биологических процессах.

Именно поэтому так подробно рассматриваются особенности протекания взаимодействий по донорно-акцепторному механизму в органических соединениях, анализируются возможности ускорения (замедления) подобных процессов, варианты введения дополнительных веществ (катализаторов).

Подведем некоторые итоги

Донорно-акцепторное взаимодействие является одним из важнейших проявлений ковалентной полярной химической связи. Ему уделяется существенное внимание в неорганической, аналитической, органической химии.

К примеру, именно с точки зрения донорно-акцепторного механизма поясняется образование ковалентных локализованных связей в молекулярных ионах координационных (комплексных) соединений. Связь в них создается благодаря неподеленной паре электронов лиганда и свободной орбитали комплексообразователя. Также донорно-акцепторный механизм поясняет формирование промежуточных продуктов. В частности, это создание комплексов с переносом заряда.

Существует модель донорно-акцепторного механизма лишь в рамках представлений о валентности как о возможности локализации плотности электронов в процессе формирования ковалентных связей. Именно этот механизм является основой образования разнообразных комплексных соединений. Такое взаимодействие необходимо для кислотно-основных превращений, касающихся переноса иона водорода (акцептора), образования наноструктур.

Источник

Химическая связь

Химическая связь и строение вещества

Все системы стремятся к равновесию и к уменьшению свободной энергии — так гласит один из постулатов химической термодинамики. Атомы, взаимодействующие в молекуле вещества, тоже подчиняются этому закону. Они стремятся образовать устойчивую конфигурацию — 8-электронную или 2-электронную внешнюю оболочку. Этот процесс взаимодействия называется химической связью, благодаря ему получаются молекулы и молекулярные соединения.

Как понятно из определения химической связи, при взаимодействии двух атомов один из них может притянуть к себе внешние электроны другого. Эта способность называется электроотрицательностью (ЭО). Атом с более высокой электроотрицательностью (ЭО) при образовании химической связи с другим атомом может вызвать смещение к себе общей электронной пары.

Механизм образования химической связи

Существует два механизма взаимодействия атомов:

обменный — предполагает выделение по одному внешнему электрону от каждого атома и соединение их в общую пару;

донорно-акцепторный — происходит, когда один атом (донор) выделяет два электрона, а второй атом (акцептор) принимает их на свою свободную орбиталь.

Независимо от механизма химическая связь между атомами сопровождается выделением энергии. Чем выше ЭО атомов, т. е. их способность притягивать электроны, тем сильнее и этот энергетический всплеск.

Также на прочность влияют следующие показатели:

Длина связи — расстояние между ядрами атомов. С уменьшением этого расстояния растет энергия связи и увеличивается ее прочность.

Кратность связи — количество электронных пар, появившихся при взаимодействии атомов. Чем больше это число, тем выше энергия и, соответственно, прочность связи.

На примере химической связи в молекуле водорода посмотрим, как меняется энергия системы при сокращении расстояния между ядрами атомов. По мере сближения ядер электронные орбитали этих атомов начинают перекрывать друг друга, в итоге появляется общая молекулярная орбиталь. Неспаренные электроны через области перекрывания смещаются от одного атома в сторону другого, возникают общие электронные пары. Все это сопровождается нарастающим выделением энергии. Сближение происходит до тех пор, пока силу притяжения не компенсирует сила отталкивания одноименных зарядов.

Основные типы химических связей

Различают четыре вида связей в химии: ковалентную, ионную, металлическую и водородную. Но в чистом виде они встречаются редко, обычно имеет место наложение нескольких типов химических связей. Например, в молекуле фосфата аммония (NH₄)₃PO₄присутствует одновременно ионная связь между ионами и ковалентная связь внутри ионов.

Также отметим, что при образовании кристалла от типа связи между частицами зависит, какой будет кристаллическая решетка. Если это ковалентная связь — образуется атомная решетка, если водородная — молекулярная решетка, а если ионная или металлическая — соответственно, будет ионная или металлическая решетка. Таком образом, влияя на тип кристаллической решетки, химическая связь определяет и физические свойства вещества: твердость, летучесть, температуру плавления и т. д.

Основные характеристики химической связи:

насыщенность — ограничение по количеству образуемых связей из-за конечного числа неспаренных электронов;

полярность — неравномерная электронная плотность между атомами и смещение общей пары электронов к одному из них;

направленность — ориентация связи в пространстве, расположение орбиталей атомов под определенным углом друг к другу.

Ковалентная связь

Как уже говорилось выше, этот тип связи имеет два механизма образования: обменный и донорно-акцепторный. При обменном механизме объединяются в пару свободные электроны двух атомов, а при донорно-акцепторном — пара электронов одного из атомов смещается к другому на его свободную орбиталь.

Как вы помните, сила притяжения электронов определяется электроотрицательностью атома. Если у двух атомов она одинакова, между ними будет неполярная связь, а если один из атомов имеет большую ЭО — к нему сместится общая электронная пара и получится полярная химическая связь.

Ковалентная неполярная связь образуется в молекулах простых веществ, неметаллов с одинаковой ЭО: Cl₂, O₂, N₂, F₂ и других.

Посмотрим на схему образования этой химической связи. У атомов водорода есть по одному внешнему электрону, которые и образуют общую пару.

Ковалентная полярная связь характерна для неметаллов с разным уровнем ЭО: HCl, NH₃,HBr, H₂O, H₂S и других.

Посмотрим схему такой связи в молекуле хлороводорода. У водорода имеется один свободный электрон, а у хлора — семь. Таким образом, всего есть два неспаренных электрона, которые соединяются в общую пару. Поскольку в данном случае ЭО выше у хлора, эта пара смещается к нему.

Другой пример — молекула сероводорода H₂S. В данном случае мы видим, что каждый атом водорода имеет по одной химической связи, в то время как атом серы — две. Количество связей определяет валентность атома в конкретном соединении, поэтому валентность серы в сероводороде — II.

Число связей, которые могут быть у атома в молекуле вещества, называется валентностью.

Характеристики ковалентной связи:

Ионная связь

Как понятно из названия, данный тип связи основан на взаимном притяжении ионов с противоположными зарядами. Он возможен между веществами с большой разницей ЭО — металлом и неметаллом. Механизм таков: один из атомов отдает свои электроны другому атому и заряжается положительно. Второй атом принимает электроны на свободную орбиталь и получает отрицательный заряд. В результате этого процесса образуются ионы.

Разноименно заряженные ионы стремятся друг к другу за счет кулоновского притяжения, которое одинаково направлено во все стороны. Благодаря этому притяжению образуются ионные кристаллы, в решетке которых заряды ионов чередуются. У каждого иона есть определенное количество ближайших соседей — оно называется координационным числом.

Обычно ионная связь появляется между атомами металла и неметалла в таких соединениях, как NaF, CaCl2, BaO, NaCl, MgF2, RbI и других. Ниже схема ионной связи в молекуле хлорида натрия.

Характеристики ионной связи:

не имеет направленности.

Ковалентная и ионная связь в целом похожи, и одну из них можно рассматривать, как крайнее выражение другой. Но все же между ними есть существенная разница. Сравним эти виды химических связей в таблице.

Характеризуется появлением электронных пар, принадлежащих обоим атомам.

Характеризуется появлением и взаимным притяжением ионов.

Общая пара электронов испытывает притяжение со стороны обоих ядер атомов.

Ионы с противоположными зарядами подвержены кулоновскому притяжению.

Имеет направленность и насыщенность.

Ненасыщенна и не имеет направленности.

Количество связей, образуемых атомом, называется валентностью.

Количество ближайших соседей атома называется координационным числом.

Образуется между неметаллами с одинаковой или не сильно отличающейся ЭО.

Образуется между металлами и неметаллами — веществами со значимо разной ЭО.

Металлическая связь

Отличительная особенность металлов в том, что их атомы имеют достаточно большие радиусы и легко отдают свои внешние электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы (катионы). В итоге получается кристаллическая решетка, в узлах которой находятся ионы, а вокруг беспорядочно перемещаются электроны проводимости, образуя «электронное облако» или «электронный газ».

Свободные электроны мигрируют от одного иона к другому, временно соединяясь с ними и снова отрываясь в свободное плавание. Этот механизм по своей природе имеет сходство с ковалентной связью, но взаимодействие происходит не между отдельными атомами, а в веществе.

Наличие такого «электронного облака», которое может прийти в направленное движение, обусловливает электропроводность металлов. Другие их качества — пластичность и ковкость, объясняются тем, что ионы в кристаллической решетке легко смещаются. Поэтому металл при ударном воздействии способен растягиваться, но не разрушаться.

Характеристики металлической связи:

Металлическая связь присуща как простым веществам — таким как Na, Ba, Ag, Cu, так и сложным сплавам — например, AlCr₂, CuAl₁₁Fe₄, Ca₂Cu и другим.

Схема металлической связи:

M — металл,

n — число свободных внешних электронов.

К примеру, у железа в чистом виде на внешнем уровне есть два электрона, поэтому его схема металлической связи выглядит так:

Обобщим все полученные знания. Таблица ниже описывает кратко химические связи и строение вещества.

Типы химической связи и их основные отличительные признаки

Водородная связь

Данный тип связи в химии стоит отдельно, поскольку он может быть как внутри молекулы, так и между молекулами. Как правило, у неорганических веществ эта связь происходит между молекулами.

Объясним подробнее механизм этого вида химической связи. Есть молекулы А и В, содержащие водород. При этом в молекуле А есть электроотрицательные атомы, а в молекуле В водород имеет ковалентную полярную связь с другими электроотрицательными атомами. В этом случае между атомом водорода в молекуле В и электроотрицательным атомом в молекуле А образуется водородная связь.

Такое взаимодействие носит донорно-акцепторный характер. Донором электронов в данном случае выступают электроотрицательные элементы, а акцептором — водород.

Графически водородная связь обозначается тремя точками. Ниже приведена схема такого взаимодействия на примере молекул воды.

Характеристики водородной связи:

Кратко о химических связях

Итак, самое главное. Химической связью называют взаимодействие атомов, причиной которого является стремление системы приобрести устойчивое состояние. Во время взаимодействия свободные внешние электроны атомов объединяются в пары либо внешний электрон одного атома переходит к другому.

Образование химической связи сопровождается выделением энергии. Эта энергия растет с увеличением количества образованных электронных пар и с сокращением расстояния между ядрами атомов.

Основные виды химических связей: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая и водородная. В отличие от всех остальных водородная ближе к молекулярным связям, поскольку может быть как внутри молекулы, так и между разными молекулами.

Как определить тип химической связи:

Ковалентная полярная связь образуется в молекулах неметаллов между атомами со сходной ЭО.

Ковалентная неполярная связь имеет место между атомами с разной ЭО.

Ионная связь ведет к образованию и взаимному притяжению ионов. Она происходит между атомами металла и неметалла.

Металлическая связь бывает только между атомами металлов. Это взаимодействие положительных ионов в кристаллической решетке и свободных отрицательных электронов. Масса рассеянных по всему объему свободных электронов представляет собой «электронное облако».

Водородная связь появляется при условии, что есть атом с высокой ЭО и атом водорода, связанный с другой электроотрицательной частицей ковалентной связью.

Химическая связь и строение молекулы: типом химической связи определяется кристаллическая решетка вещества: ионная, металлическая, атомная или молекулярная.

Определить тип химической связи в 8 классе поможет таблица.

Источник

Химические связи

Различают несколько типов химических связей: ковалентная, ионная, металлическая, водородная.

Ковалентная связь возникает между двумя атомами по обменному механизму (обобществление пары электронов) или донорно-акцепторному механизму (электронов донора и свободной орбитали акцептора).

Ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых веществ (Cl₂, Br₂, O₂), органических веществ (C₂H₂), а также, в общем случае, между атомами неметалла и другого неметалла (NH₃, H₂O, HBr).

Существует донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи, при котором один атом выступает в качестве донора неподеленной электронной пары. Другой атом не тратит свои электроны, а только лишь предоставляет орбиталь (ячейку) для этой электронной пары.

Ионная связь

В наиболее частом случае ионная связь образуется между типичным металлом и типичным неметаллом. Примеры:

Большой подсказкой служит таблица растворимости, ведь все соли имеют ионные связи: CaSO₄, Na₃PO₄. Даже ион аммония не исключение, между катионом аммония и различными анионами образуются ионные связи, например в соединениях: NH₄I, NH₄NO₃, (NH₄)₂SO₄.

Часто в химии встречаются несколько связей внутри одной молекулы. Рассмотрим, например, фосфат аммония, обозначив тип каждой связи внутри этой молекулы.

Металлическая связь

«Облако» электронов в металлах способно приходить в движение под различным воздействием. Именно оно является причиной электропроводности металлов.

Водородная связь

Водородные связи возникают между атомом водорода и другим более электроотрицательным атомом (O, S, N, C).

Отчасти за счет водородных связей наблюдается то самое исключение, связанное с усилением кислотных свойств в ряду галогеноводородных кислот: HF → HCl → HBr → HI. Фтор является самым ЭО-ым элементов, сильно притягивает к себе атом водорода другой молекулы, что снижает способность кислоты отщеплять водород и снижает ее силу.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник