Электроотрицательность. Определение типа химической связи в химических соединениях

Типы связей в молекуле хлорида аммония

Задача 2.
Какие типы связи осуществляются в молекуле NН₄Сl? Ответ мотивировать.
Решение: 
В молекуле  NН₄Сl  имеется два вида связи.
а) Донорно-акцепторная связь. Существование ионов аммония NН₄⁺ объясняется образованием химической связи по донорно-акцепторному механизму Возникает вопрос: как в нейтральной молекуле NH₃, где все электронные орбитали заполнены, возникает связь с протоном и образуется ион NН₄⁺с четырьмя химическими связями? В молекуле аммиака четыре валентные орбитали атома азота (одна 2s и три 2p) находятся в состоянии sp3-гибридизации. Три из них вовлечены в связи с атомами водорода по ковалентному способу. Одна оставшаяся орбиталь заполнена парой собственных электронов атома азота. Именно эта орбиталь с парой электронов и взаимодействует с протоном, ядром атома водорода, не имеющим своих электронов.
Таким образом, атом азота в молекуле аммиака играет роль донора электронной пары, а протон – роль акцептора: 
В ионе NН₄⁺все связи, несмотря на различное их происхождение, энергетически равноценны и все углы между связями равны 109°28′ 
б) Ионная связь. Связь NН₄ – Сl – ионная.  Ионной связью называется химическая связь, осуществляемая за счет электростатического притяжения между ионами,. Соединения, образованные путем притяжения ионов называются ионными. Ионные соединения состоят из отдельных молекул только в парообразном состоянии. В твердом (кристаллическом) состоянии ионные соединения состоят из закономерно расположенных положительных и отрицательных ионов. Молекулы в этом случае отсутствуют.
 

Определение типа химической связи в химических соединениях, пользуясь шкалой электроотрицательности

Задача 3.
Пользуясь шкалой электроотрицательностей определить тип  химической связи  в следующих соединенийх: СаСl₂, Аl₂О₃, ТiО₂, РН₃. К атому какого элемента смещено электронное облако связи?
Решение:
Электроотрицательность (ЭО) представляет собой обобщенную характеристику элемента, связанную не с электронами на отдельных орбиталях, а с внешними электронами вообще, определяемую как сумма энергии ионизации и сродства к электрону. Под электроотрицательностью понимают относительную характеристику способности атома, притягивать электронную пару. Если электроотрицательность атомов, образующих молекулу, одинакова или очень близка, то общая электронная пара располагается симметрично по отношению к обоим ядрам. 
Если электроотрицательность атомов различная, то электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома. В этом случае центры (+) и (-) зарядов не совпадают, и возникает система (электрический диполь) из двух равных по величине, но противоположных по знаку зарядов (d+ и d-), расстояние между которыми (l) называют длиной диполя. 
Подобные ковалентные связи называют полярными. Степень полярности такой связи оценивается значением электрического момента диполя — m, равного произведению эффективного заряда на длину диполя: (m = q^·l).
Наконец, если разница электроотрицательностей (Dc) превышает 1,9, то образуется ионная связь – предельный случай ковалентной полярной связи. Её можно рассматривать как электростатическое притяжение, возникающее между разноименно заряженными ионами.
 Ионная связь, в отличие от ковалентной, является ненаправленной, ненасыщенной, а координационные числа в ионных соединениях определяются соотношением радиусов взаимодействующих ионов.

Разница электроотрицательностей элементов

(Dc)СаСl₂ = 3,16 — 1,0 = 2,16 — связь ионная, электронное облако связи смещено в сторону  хлора;
(Dc)Аl₂О₃ = 3,44 — 1,16 = 2,28 — связь ионная, электронное облако связи смещено в сторону кислорода;
(Dc)ТiО₂ = 3,44 — 1,54 = 1,9 полярная ковалентная связь электронное облако связи смещено в сторону кислорода;
(Dc)РН₃ = 2,2 — 2,19 = 0,01 — связь ковалентная неполярная.