Ионно-ковалентные и электростатические представления

Ионная связь

В модели принимается, что химическая связь обусловлена электростатическим притяжением противоположно заряженных ионов. Полагают, что (1) каждый атом содержит положительно заряженное ядро, не затрагиваемое в химических реакциях; (2) электроны в атоме подразделяются на внешние, валентные (отвечают за химическое взаимодействие и оптические спектры) и внутренние (химически «недеятельные», более прочно связанные с ядром); (3) место элемента в Периодической системе определяется зарядом ядра, причем от элемента к элементу число валентных электронов растет до тех пор, пока не реализуется наиболее стабильная конфигурация (например, октет); (4) на малых атомных расстояниях закон Кулона не действует, так как электрон не только представляет собой электрический заряд, но и обладает магнитными свойствами.

Кроме того, постулируется способность к взаимному проникновению электронных оболочек атомов при образовании соединения, при котором электроны входят в оболочку атомов-партнеров и создают электронные пары. Электронные оболочки могут также стабилизироваться до состояния октета, причем не только за счет полной передачи электронов другому атому (с образованием ионов), но и за счет обобществления электронов без переноса заряда (ковалентная связь).

Современные представления от изложенных отличаются не очень сильно. Так, считается (Степанов Н. Ф., 1990), что ионная связь — такой тип химической связи, для которой характерно перераспределение электронной плотности атомов в молекуле по сравнению со свободными атомами. Вблизи ядра (или группы ядер) электронная плотность оказывается близкой к электронной плотности свободного иона. Электронная плотность способна смещаться от атома с низким потенциалом ионизации к атому с высоким сродством к электрону. Типичные примеры: Na⁺Cl", Cs⁺F, Li⁺(AlF₄)~. Энергия ионной связи в существенной степени определяется кулоновским взаимодействием ионов, причем геометрическая конфигурация молекул и твердых тел определяется именно такого типа взаимодействием.

Заметим, однако, что, говоря об ионном характере химической связи либо о ее полярности, по умолчанию имеют в виду еще и степень переноса заряда между атомами (или эффективный заряд 8 атома в молекуле). Даже для одного из наиболее ионных кристаллов NaCl подразумевают распределение заряда Na⁸⁺Cl^6-, учитывающее возможность (хотя и незначительную) отклонения эффективного заряда от целочисленного.

Обращаем внимание, что степень ионности (ковалентности) в обычном понимании относится только к системам в основном электронном состоянии. При росте колебательного возбуждения и приближении к диссоциационному пределу (этот случай можно записать как б —> 0) распределение электронной плотности в бинарных соединениях может отвечать распаду на нейтральные атомы. Ионные комплексы уже в низшем электронном состоянии способны в газовой фазе распадаться на бинарные составляющие (Li⁺[A1F₄]~ —> LiF и A1F₃).

Теория Косселя объясняет образование комплексных соединений даже в том случае, когда в качестве лигандов выступают нейтральные молекулы. В них центры тяжести положительного и отрицательного электричества могут не совпадать^[1], образуя так называемые постоянные диполи. К центральному иону притягивается гот конец диполя, на котором преобладает заряд, противоположный заряду центрального иона. Возможна ситуация, при которой в электрическом поле центрального иона диполь индуцируется, что и считается причиной координационной связи. Так, образование аммиакатов по Косселю объясняется взаимодействием между ионами металлов и диполями молекул аммиака. При использовании таких представлений широко применяется понятие о степени окисления и допускается деформация (сжимаемость) ионов.

• [1] Центром тяжести положительного или отрицательного электричества назы