ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК Природа хімічного зв'язку

Атоми різних елементів, що надходять до складу простих та складних речовин, утримуються разом завдяки наявності хімічного зв'язку.

Хімічний зв'язок утворюється внаслідок взаємодії атомів (чи будь-яких інших частинок у речовині), яка зумовлює їхнє сполучення в молекули (кристали).

Згідно сучасним уявленням, хімічний зв'язок має елект­ричний характер. Частинки, які взаємодіють, обмінюються електронами, тобто відбувається змінений електронної кон­фігурації атомів.

Хімічний зв'язок  виникає за рахунок електростатичної вза­ємодії ядер, що заряджені позитивно, та електронів, що за­ряджені негативно.

Одна з найбільш суттєвих властивостей, що визначає тип зв'язку між атомами, — це електронегативність, тобто здатність атомів у сполуці притягати до себе електрони. Умовну кількісну оцінку електронегативності дає шкала відносних електронегативностей.

У періодах спостерігається загальна тенденція зростання електронегативностей елементів, а в групах — її падіння. Елементи розташовуються в ряд, на основі якого можна порівняти електронегативності елементів, що знаходяться у різних періодах:

F > 0 > N  > С1 > Вг > S > Р > С > Н > Sі > А1 > Мg > Са > Na  > К > Сs…

Тип хімічного зв'язку залежить від того, наскільки ве­лика різниця значень електронегативностей атомів елемен­тів, що сполучаються. Чим більше відрізняються за елект-ронегативністю атоми елементів, що утворюють зв'язок, тим зв'язок більш полярний. Провести різку межу між типами хімічного зв'язку не можна.ЇІри утворенні молекул виявляється загальна закономір­ність: стан системи найстійкіший тоді, коли її енергія мінімальна. Це спостерігається, коли сили кулонівського притя­гання врівноважені силами відштовхування згідно з зако­ном Борна.

В основу теорії хімічного зв'язку покладені уявлення про , те, що стійким є такий стан атома, коли його зовнішній енергетичний рівень закінчений, тобто містить 8 електронів

(для елементів І періоду— 2).

Атоми, що мають завершені зовнішні рівні, хімічно - інертні, тобто стійкі. Завершені зовнішні рівні мають атоми наступних шести хімічних елементів: Не, Nе, Аг, Кг, Хе, Rn. Звідси їх назва — інертні, або благородні гази. Атоми інших хімічних елементів мають незавершені зовнішні рівні та в процесі хімічних реакцій прагнуть завершити їх шля­хом:

■ утворення спільних електронних пар з іншими атомами;

■ віддавання або приєднання електронів;

■ усуспільнення електронів.

Ці процеси призводять до утворення хімічного зв'язку між атомами хімічних елементів, внаслідок чого електронні структури атомів стають енергетично більш вигідними, а. отже, більш стійкими.

Найважливішими характеристиками хімічного зв'язку є енергія і довжина зв'язку. Довжина зв'язку — відстань між двома ядрами атомів, які утворюють молекулу. Оди­ницею виміру довжини зв'язку є нанометр:    -

1 нм = 1О:⁹ м.

Під енергією зв'язку розуміють ту енергію, яка необхідна для розриву зв'язку, тобто для руйнування молекули до окре­мих атомів.

Енергію зв'язку прийнято вимірювати у кілоджоулях на 1 моль (кДж/моль) речовини. Так, для молекули Н₂: енергія зв'язку        435,кДж/моль довжина зв'язку      0,074 нм.

Якщо ми говоримо про утворення молекули Н₂ з двох атомів Гідрогену, то енергія виділяється, якщо зв'язок роз­ривається, то енергія поглинається.

Якщо треба обчислити енергію зв'язку однієї молеку­ли, то треба дане значення поділити на число Авогадро 6,02-10²³.

Якщо треба визначити енергію зв'язку в багатоатомній молекулі, наприклад у молекулі метану, то спочатку визна­чають енергію вибуху всіх чотирьох С—Н зв'язків:

СН₄----- > С + 4Н - 1647 кДж/моль •

Потім обчислюють середнє значення кожного окремого зв'язку: 1647 : 4 = 412 кДж/моль.

Слід зазначити, що дійсне значення енергії кожного окре­мого зв'язку відрізняється від середнього її зна­чення.

Типи хімічного зв'язку

Відомо чотири основних типи зв'язку

Суть процесу утворення металічного зв'язку полягає в наступному: атоми металів легко віддають валентні електро­ни та перетворюються на позитивно заряджені іони. Віднос­но вільні електрони, відірвавшись від атомів, усуспільню­ються та переміщуються між позитивними іонами металів.

Молекули можуть утворюватися за рахунок іонного або ковалентного зв'язку. Можливі типи зв'язку атомів у простій молекулі (мал. 2):

00     О      О

Іонна                 полярна             неполярна

молекула               молекула              молекула

Схематичне зображення простих молекул

Назвіть відомі вам родини елементів.

 Чому ці елементи об'єднані у родини особливо подібних між собою елементів?

 Яка ж будова останньої оболонки у лужних металів, галогенів, інертних газів?

 Чому інертні гази — інертні?                                                                                                          

Відповідь така: бо мають завершений, стабільний останній шар

І нші ж атоми тому утворюють сполуки, що прагнуть завершити свій зовнішній шар і в такий спосіб стабілізувати останній енергетичний рівень. Є такі способи завершення останнього шару:

1. За рахунок об'єднання (колективізації) валентних зовнішніх хмари]

неспарених електронів, з утворенням спільних хмар, що складають¹

ся із пари (по одному електрону від кожного із атомів). Такий зв'язок назвали ковалентним.         

Ковалентний зв'язок

Хімічний зв'язок, який утворюється за допомогою спільних електронних пар, називається ковалентним (від лат. уаіеп-ііа — сила,«ко» — спільна дія).

При взаємодії атомів з однаковою електронегативністю утворюються молекули з ковалентним неполярним зв'язком.  '

При взаємодії атомів; значення електронегативнос-тей яких не дуже відрізняються, відбувається зміщення за­гальної електронної пари до більш електронегативного ато­ма, і утворюються молекули з ковалентним полярним зв'яз­ком.

На атомі, від якого зміщена електронна пара, виникає частковий позитивний заряд (+8), а на атомі, до якого змі­щена електронна пара — частковий негативний заряд (-6). У результаті в молекулі виникають два полюси та вона пере­творюється на диполь («ди» — два, «поль» — Полюс). Заря­ди +5 і -6 завжди менші від заряду електрона.

Ковалентний зв 'язок характеризується насичуваністю та спрямованістю.

Насичуваність ковалентного зв'язку визначається валент­ними можливостями атомів.

У залежності від того, яку форму та який напрямок ма­ють електронні хмари у просторі під час взаємного пере­кривання, можуть утворюватися сполуки з лінійною та ку­товою будовою молекул.

Спрямованість хімічних зв'язків пояснюється різним роз­ташуванням електронних хмар у просторі.

Тип хімічного зв'язку залежить від того, наскільки ве­лика різниця значень електронегативностей атомів, що спо­лучаються. Чим більше відрізняються за електронегативніс-. тю атоми елементів, що утворюють зв'язок, тим хімічний зв'язок полярніший. Провести чітку межу між типами хіміч­них зв'язків не можна.

 Наприклад, у молекулах водню та хлору зв'язок ковалентний неполярний — з'єднуються два атоми з однаковою електронегативністю: Н₂ (електронега-тивність обох атомів 2,1) та С1₂ (електронегативність обох атомів 3,0). Вони мають спільну електронну пару.

У молекулі хлороводню НС1 зв'язок ковалентний полярний — з'єднуються два атоми з різною електронегативністю (електронегативність Гідрогену 2,1; Хлору — 3,0), Тут спіль­на електронна пара відтягнута до Хлору.

Ковалентний полярний зв'язок існує у сірководні Н₂8 (електронегативність Гідрогену 2,1; Сульфуру — 2,5), окси­дах сірки 80₂ та 80₃ (електронегативність Сульфуру — 2,5; Оксигену — 3,5), аміаку МН₃ (електронегативність Нітроге­ну 3,0; Гідрогену — 2,1), оксидах карбону СО та С0₂ (елект­ронегативність Карбону 2,5; Оксигену — 3,5).

У молекулах хлориду натрію ШС1 зв'язок іонний — з'єд­нуються два атоми з електронегативностями, що дуже відріз­няються (електронегативність Натрію 0,9; Хлору — 3,0). Тут Натрій віддає валентний електрон Хлору. 

                    Na: Сl

Таким чином, іонний зв'язок — крайній випадок прояв ковалентного зв'язку.

Ковалентний хімічний зв'язок між двома атомами, який утворений однією парою електронів, називається одинар­ним (простим), двома парами електронів — подвійним, трьома парами електронів — Потрійним.

Подвійний та потрійний хімічні зв'язки називають крат­ними.

Розрізняють також о- та тс-ковалентні зв'язки, які відріз­няються характером перекривання валентних орбіталей ато­мів, що взаємодіють, а також симетрією розподілу елект­ронної густини зв'язку по відношенню до лінії, яка з'єд­нує центри двох атомів.

σ-зв'язок - зв'язок, під час утворення якого перекривання електронних хмар відбувається вздовж прямої, що сполучає центри двох атомів,

σ-зв'язок утворюється при перекриванні s—s, s~р, р—р, а також гібридних орбіталей одна з одною і з негібрид-ними орбіталями (мал. 3).

Різновидом полярного ковалентного зв'язку є зв'язок, що утворений за донорно-акцепторним механізмом.

Механізм утворення ковалентного зв'язку за рахунок не-поділеної пари електронів одного атома та вільної орбіталі іншого називається донорно-акцепторним. 

Частинка, що дала для зв'язку неподілену електронну пару, називається донором, а частинка, що прийняла .цю пару електронів на свою вільну орбіталь, називається ак­цептором.

При цьому усі чотири зв'язки в іоні амонію рівноцінні (за довжиною зв'язку, енергії та ін.).Різниця лише у спо­собі утворення..