Дані по енергії іонізації (ЕІ), ПЕІ і складу стабільних молекул - їх реальні значення і порівняння - як вільних атомів, так і атомів, пов'язаних в молекули, дозволяють нам зрозуміти як атоми утворюють молекули за допомогою механізму ковалентного зв'язку.
ковалентних зв'язків - (від латинського «зі» спільно і «vales» має силу) (гомеополярной зв'язок), хімічний зв'язок між двома атомами, що виникає при усуспільнення електронів, що належали цим атомам. Ковалентним зв'язком з'єднані атоми в молекулах простих газів. Зв'язок, при якій є одна загальна пара електронів, називається одинарної; існують також подвійні і потрійні зв'язки.
Розглянемо кілька прикладів, щоб побачити, як ми можемо використовувати наші правила для визначення кількості ковалентних хімічних зв'язків, які може утворити атом, якщо ми знаємо кількість електронів на зовнішній оболонці даного атома і заряд його ядра. Заряд ядра і кількість електронів на зовнішній оболонці визначаються експериментальним шляхом і включені в таблицю елементів.
Розрахунок можливого числа ковалентних зв'язків
Для прикладу, підрахуємо кількість ковалентних зв'язків, які можуть утворити натрій ( Na),алюміній (Al),фосфор (P),і хлор ( Cl). натрій ( Na) і алюміній ( Al)мають, відповідно 1 і 3 електрона на зовнішній оболонці, і, по першому правилу (для механізму утворення ковалентного зв'язку використовується один електрон на зовнішній оболонці), вони можуть утворити: натрій (Na) - 1 і алюміній ( Al) - 3 ковалентних зв'язку. Після утворення зв'язків кількість електронів на зовнішніх оболонках натрію ( Na) і алюмінію ( Al) одно, відповідно, 2 і 6; тобто, менше максимальної кількості (8) для цих атомів. фосфор ( P) і хлор ( Cl) мають, відповідно, 5 і 7 електронів на зовнішній оболонці і, згідно з другою з вищеназваних закономірностей, вони могли б утворити 5 і 7 ковалентних зв'язків. Відповідно до четвертої закономірністю утворення ковалентного зв'язку, число електронів на зовнішній оболонці цих атомів збільшується на 1. Згідно шостий закономірності, коли утворюється ковалентний зв'язок, число електронів на зовнішній оболонці пов'язують атомів не може бути більше 8. Тобто, фосфор ( P) може утворити лише 3 зв'язку (8-5 \u003d 3), в той час як хлор ( Cl) може утворити лише одну (8-7 \u003d 1).
приклад: на підставі аналізу ми виявили, що якась речовина складається з атомів натрію (Na) і хлору ( Cl). Знаючи закономірності механізму утворення ковалентних зв'язків, ми можемо сказати, що натрій ( Na) Може утворити лише 1 ковалентний зв'язок. Таким чином, ми можемо припустити, що кожен атом натрію ( Na)пов'язаний з атомом хлору ( Cl)за допомогою ковалентного зв'язку в цій речовині, і що ця речовина складається з молекул атома NaCl. Формула будови для цієї молекули: Na - Cl. Тут тире (-) означає ковалентний зв'язок. Електронну формулу цієї молекули можна показати наступним чином:
. .
Na: Cl:
. .
Відповідно до електронної формулою, на зовнішній оболонці атома натрію ( Na) в NaCl є 2 електрона, а на зовнішній оболонці атома хлору ( Cl) знаходиться 8 електронів. У цій формулі електрони (точки) між атомами натрію ( Na) і
хлору (Cl) є сполучними електронами. Оскільки ПЕІ у хлору ( Cl) дорівнює 13 еВ, а у натрію (Na) він дорівнює 5,14 еВ, що пов'язує пара електронів знаходиться набагато ближче до атому Cl, Ніж до атому Na. Якщо енергії іонізації атомів, що утворюють молекулу сильно розрізняються, то утворилася зв'язок буде полярної ковалентним зв'язком.
Розглянемо інший випадок. На підставі аналізу ми виявили, що якась речовина складається з атомів алюмінію ( Al) і атомів хлору ( Cl). У алюмінію ( Al) є 3 електрона на зовнішній оболонці; таким чином, він може утворити 3 ковалентні хімічні зв'язки, в той час хлор (Cl), Як і в попередньому випадку, може утворити лише 1 зв'язок. Ця речовина представлено як AlCl 3, А його електронну формулу можна проілюструвати наступним чином:
Малюнок 3.1. Електронна формулаAlCl 3
чия формула будови:
Cl - Al - Cl
Cl
Ця електронна формула показує, що у AlCl 3 на зовнішній оболонці атомів хлору ( Cl) Є 8 електронів, в той час, як на зовнішній оболонці атома алюмінію ( Al) їх 6. По механізму утворення ковалентного зв'язку, обидва сполучних електрона (по одному від кожного атома) надходять на зовнішні оболонки пов'язують атомів.
Кратні ковалентні зв'язку
Атоми, що мають більше одного електрона на зовнішній оболонці, можуть утворювати не одну, а кілька ковалентних зв'язків між собою. Такі зв'язки називаються багаторазовими (частіше кратними) Зв'язками. Прикладами таких зв'язків служать зв'язку молекул азоту ( N= N) І кисню ( O \u003d O).
Зв'язок, що утворюється при об'єднанні одинарних атомів називається гомоатомной ковалентним зв'язком, екщо атоми різні, то зв'язок називається гетероатомних ковалентним зв'язком [Грецькі префекси "гомо" і "гетеро" відповідно означають однакові і різні].
Уявімо, як насправді виглядає молекула зі спареними атомами. Найпростіша молекула зі спареними атомами - це молекула водню.
7.8. Види ковалентного зв'язку
ковалентний зв'язок утворюється за рахунок перекривання електронних хмар пов'язують атомів. існують різні способи перекривання цих електронних хмар.
1. Пряме перекривання:
В цьому випадку єдина область перекривання електронних хмар лежить на прямій, що з'єднує ядра атомів. Зв'язок, утворена таким чином, називається -зв'язком.
Залежно від виду перекриваються хмар може утворитися s-s , s-p , p-p і інші різновиди-зв'язку.
2. Бічний перекривання:
У цьому випадку дві області перекривання електронних хмар знаходяться по різні боки від площини, в якій лежать ядра пов'язують атомів. Зв'язок, утворена при такому перекривання ЕО, називається - зв'язком.
Як і в разі -Зв'язку, в залежності від виду перекриваються хмар можуть утворитися різні різновиди-зв'язку: p-p , p-d ,
d-d і т.п.
І -, і -Зв'язок мають певний напрям, яке виникає через прагнення атомів до максимально ефективному перекривання ЕО, тобто до перекривання хмар в області максимальної електронної щільності. Таким чином, ковалентний зв'язок має спрямованість. Наприклад, в молекулі сірководню H 2 S напрямки двох -зв'язків між атомом сірки і двома атомами водню майже перпендикулярні (див. Схему на стор. 95). У атома є цілком певне число неспарених електронів, тому він може утворити цілком певне число ковалентних зв'язків. Таким чином, ковалентний зв'язок має насичуваність. Наприклад, якщо атом хлору утворив одну-зв'язок з атомом водню (див. Схему на стор. 95), то з'єднатися ще з одним атомом водню він уже не може.
Порівняння характеристик - і -Зв'язку приведено в таблиці 20.
Таблиця 20.Порівняння характеристик - і -Зв'язку
Одна область перекривання |
Дві області перекривання |
Електронні хмари перекриваються частинами з найбільшою електронної щільністю |
Електронні хмари перекриваються своїми периферійними частинами |
Так як-зв'язок майже завжди менш міцна, ніж -Зв'язок, то зазвичай між атомами спочатку утворюється -Зв'язок, а потім, якщо є можливість, то і-зв'язок. Отже,-зв'язок можлива тільки в разі утворення кратних зв'язків (подвійних і потрійних):
| Ціановодород - HCN. Інша назва - синильна кислота. Це безбарвна летюча рідина з температурою кипіння 26 o С. При сильному нагріванні або на світлі вона розкладається. Синильна кислота змішується з водою в усіх відношеннях. За аналогією з галогеноводородами розчин ціановодорода в воді називають синильної кислотою. Синильна кислота і її солі (ціаніди) - дуже сильні отрути (смертельна доза для людини не більше 50 мг), причому сама кислота здатна проникати в організм навіть через неушкоджену шкіру. Потрапивши в організм, ціановодород і ціаніди пов'язують гемоглобін в ціангемоглобін, вражають дихальні центри і викликають задуху. Незважаючи на свою токсичність, синильна кислота використовується у виробництві синтетичних волокон і деяких видів пластмас. У невеликих концентраціях синильна кислота зустрічається в рослинному світі (наприклад, в гіркому мигдалі). |
-Зв'язків, -зв'язків.
1.В кінці параграфа наведені структурні формули чотирьох речовин. Складіть для них електронні і молекулярні формули.
2.Складіть звичайні структурні і електронні формули наступних речовин: CH 3 Cl, COF 2, SO 2 Cl 2 і N 2 H 4. Що стосується труднощі покажіть схеми освіти зв'язків в цих молекулах. вкажіть в структурних формулах -і-зв'язку. Майте на увазі, що в CH 3 Cl атоми Н і Cl пов'язані тільки з атомами С, в COF 2 атоми O і F також пов'язані тільки з атомами вуглецю, а в SO 2 Cl 2 атоми O і С1 пов'язані тільки з атомом S.
7.9. Енергія ковалентного зв'язку
Міцність зв'язку характеризується енергією зв'язку (див. Параграф 7.5). Міцність ковалентного зв'язку можна оцінити двома способами: визначивши енергію, необхідну для розриву всіх зв'язків в певній порції речовини, або визначивши енергію, необхідну для розриву відомого числа зв'язків. У першому випадку така енергія називається енергією атомізації, у другому - енергією зв'язку. На практиці використовують відповідні молярні величини.
Молярна енергія атомізації показує, яку енергію потрібно затратити на поділ 1 благаючи речовини на ізольовані атоми.
Молярна енергія зв'язку показує, яку енергію потрібно затратити на розрив 1 благаючи (6,02. 10 23) зв'язків. Для двохатомних молекул ці енергії збігаються.
І ту, і іншу молярну енергію вимірюють в килоджоулях на моль: в разі енергії атомізації - на моль речовини, а в разі енергії зв'язку - на моль зв'язків. При підрахунку числа зв'язків для визначення Е св подвійну (або потрійну) зв'язок вважають одним зв'язком.
Таблиця 21.Приклади значень Е ат і середніх значень Е св (в кДж / моль)
речовина |
речовина |
||||||
| H 2 | HF | C- H | N \u003d O | ||||
| F 2 | HCl | N- H | C- C | ||||
| Cl 2 | HBr | O- H | C \u003d C | ||||
| Br 2 | HI | Si- H | Cє C | ||||
| I 2 | CO | P- H | Cє N | ||||
| O 2 | IBr | S- H | Si- O | ||||
| N 2 | ClF | C \u003d O | S \u003d O |
З наведених у таблиці 21 значень можна зробити висновок, що міцність ковалентних зв'язків тим більше, чим менше розміри пов'язують атомів і більше кратність зв'язку.
Молярна ЕНЕРГІЯ атомізації, молярна ЕНЕРГІЯ ЗВ'ЯЗКУ.
7.10. Будова молекул. модель гібридизації
Більшість з'єднань з ковалентними зв'язками між атомами складається з молекул.
Поняття "будова молекул" - досить широке поняття і включає в себе, зокрема, хімічну будову і просторове будова.
Хімічна будова молекули описується структурною формулою.
Просторова будова молекули описується просторовою формулою.
Щоб охарактеризувати просторову будову молекули кількісно, \u200b\u200bпотрібно визначити міжатомні відстані та кути між зв'язками. І те, і інше може бути визначено експериментально.
Для оцінки міжатомних відстаней в молекулах речовин, просторова будова яких ще не вивчено, часто використовують так звані атомні (ковалентні) радіуси.
Сума атомних радіусів атомів різних елементів дорівнює середній відстані між атомами цих елементів, пов'язаними простий ковалентного зв'язком, в молекулах або кристалах. Таблиця атомних радіусів приведена в додатку 9.
Для оцінки кутів між зв'язками виявляється корисною модель гібридизації.
Згадаймо хімічну будову молекули метану (див. Рис. На стор. 21). Зі схеми утворення ковалентних зв'язків в цій молекулі (стор. 105) слід, що три з чотирьох зв'язків в цій молекулі абсолютно однакові. Так як осі електронних хмар p-АТ взаємно перпендикулярні, то і три ковалентних зв'язки, утворені за участю цих хмар, повинні бути спрямовані під прямим кутом один до одного. Четверта ж зв'язок має від них дещо відрізнятися. Експериментально встановлено, що всі чотири зв'язку в молекулі метану абсолютно однакові і спрямовані в просторі так, як це показано на малюнку (стор. 21). Тобто атом вуглецю займає положення в центрі тетраедра (правильного четирехгранніка, трикутної піраміди), а атоми водню - в його вершинах. Це можливо тільки в тому випадку, якщо електронні хмари атома вуглецю, що беруть участь в утворенні зв'язку, абсолютно однакові і відповідним чином розташовані в просторі.
В рамках моделі гібридизації передбачається, що таке вирівнювання дійсно відбувається.
Піддані гібридизації АТ та ЕО називають гібридними.
У разі метану CH 4 гібридизації піддаються одна 2s-АТ і три 2p-АТ атома вуглецю, при цьому утворюються чотири sp 3 -гібрідних АТ. Схематично це можна записати так:
1 (2s-АТ) + 3 (2р-АО) 4 (sp 3-АТ).
Енергії орбіталей при цьому стають однаковими:-зв'язку: Для правильного прогнозування структури молекули за допомогою моделі гібридизації АТ необхідно пам'ятати наступне:
1) при утворенні ковалентних зв'язків атомами елементів s- і р-блоків, що мають на валентних ЕПУ тільки неспарені електрони (групи II А, IIIА і IVА), орбіталі, на яких знаходяться ці електрони, завжди гибрідизуючою;
2) при утворенні ковалентних зв'язків атомами елементів р-блоку, мають на валентних ЕПУ крім неспарених електронів ще й неподіленого пари (групи VА і VIа), гібридизація характерна тільки для атомів елементів другого періоду;
3) для атомів елементів IА і VIIа груп експериментальне підтвердження наявності або відсутності гібридизації неможливо;
4) якщо немає перешкод, здійснюється sp 3-гібридизація; якщо не вистачає для цього валентних електронів, або частина з них бере участь в утворенні -зв'язків, то здійснюється sp 2 - або sр-гібридизація.
ХІМІЧНЕ БУДОВА МОЛЕКУЛИ, просторова будова МОЛЕКУЛИ, міжатомними РАССТОЯНТЕ, КУТ МІЖ зв'язку, АТОМНИЙ РАДИУС, ГІБРИДИЗАЦІЯ АТ, ГІБРИДНІ орбіталі, УМОВИ гібридизації АТ.
1.Расположіте молекули наступних речовин в порядку зростання енергії зв'язку: а) H 2 S, H 2 O, H 2 Te, H 2 Se; б) PH 3, NH 3, SbH 3, AsH 3.
2. Для наступних молекул намалюйте схеми утворення ковалентних зв'язків і визначте тип гібридизації АО центральних атомів: а) ССl 4, OF 2, NF 3; б) BeI 2, BF 3, SiCl 4; в) H 3 C- CH 3, HCHO, Н-С N.
Кожен атом складається з позитивно зарядженого ядра і негативно зарядженої електронної оболонки. Завдяки зарядів ядра і електронів між сусідніми атомами виникають електростатичні сили: тяжіння і відштовхування. Якщо зближення атомів приводить до зниження енергії утворюється частки (в порівнянні з енергіями окремих атомів), то утворюється хімічний зв'язок.
Хімічна зв'язок - це сили взаємодії, які утримують частинки один біля одного.
Вчені довели, що головну роль в утворенні зв'язку грають електрони, які найменше пов'язані з ядром, т. Е. Розташовані на зовнішній електронній оболонці. Такі електрони називають валентними.
В атомах елементів головних підгруп всі валентні електрони розташовані на останньому (зовнішньому) електронному шарі і їх число дорівнює номеру групи.
В атомах елементів побічних підгруп валентні електрони розташовані, як правило, на двох останніх електронних шарах, але їх число теж дорівнює номеру групи, до якої відноситься елемент.
Наприклад, в атомі калію один валентний електрон, в атомі марганцю - 7 валентних електронів (рис. 1).
Мал. 1. Електронні конфігурації атомів калію і марганцю
Відповідно до теорії хімічного зв'язку найбільш стійкими є зовнішні оболонки з восьми електронів - октет (якщо в атомі тільки 1 електронний шар, то для нього найбільш стійко двухелектронних стан - дуплет).
Освіта стійкої електронної оболонки може відбуватися кількома способами, тому розрізняють різні види хімічного зв'язку.
ковалентний зв'язок - хімічний зв'язок, утворена перекриванням електронних хмар атомів. Електронні хмари (електрони), що забезпечують зв'язок, називаються загальної електронної парою.
Розрізняють два механізми утворення ковалентного зв'язку: обмінний і донорно-акцепторні.
При обмінному механізмі кожен атом надає по одному електрону для утворення спільної пари:
А · + В \u003d А: В
При донорно-акцепторном механізмі один атом надає вже наявну у нього пару електронів (донор), а інший атом надає вільну орбіталь для цієї пари електронів (акцептор):
А: + □ В \u003d А: В
Зв'язок, що здійснюється за рахунок утворення спільних електронних пар, в однаковій мірі належать обом атомам, називається ковалентним неполярной.
ковалентний неполярний зв'язок утворюється між атомами неметалів з однаковими значеннями відносної електронегативності, наприклад в молекулах хлору, азоту, між атомами вуглецю в етилену (табл. 1).
|
молекулярні формули |
електронні формули |
графічні формули |
|
|
Табл. 1. Приклади з'єднань, в яких присутні ковалентні неполярні зв'язку
Число загальних електронних пар залежить від того, скільки електронів не вистачає кожному атому для октету. Хлор - елемент VII-А підгрупи, отже, на його зовнішньому електронному шарі 7 електронів. До октету не вистачає одного електрона, значить, буде утворена одна загальна пара електронів в Cl 2. Між атомами азоту в молекулі N 2 утворюються три загальні електронні пари, т. Е. Потрійна ковалентний зв'язок. Між атомами вуглецю в етилену утворюється подвійна ковалентний зв'язок.
Зверніть увагу, що з кожного правила є винятки і правило октету не завжди виконується (приклад - молекула сірчистого газу SO 2).
Ковалентний полярна зв'язок здійснюється за рахунок утворення спільних електронних пар, які зміщуються до атома більш електронегативного елемента. При цьому на атомах утворюються часткові заряди: δ + і δ- (рис. 2).
Мал. 2. Утворення ковалентного зв'язку в молекулі хлороводню
Чим більше різниця електронегативності атомів елементів, тим більше полярність зв'язку.
іонна зв'язок - граничний випадок ковалентного полярної зв'язку.
іонна зв'язок - це електростатичне тяжіння між іонами, утвореними шляхом практично повного зсуву електронної пари до одного з атомів. Цей тип зв'язку утворюється, якщо різниця значень відносної електронегативності атомів велика (як правило, більше 1,7 за шкалою Полінга).
іонна зв'язок зазвичай утворюється між типовим металомі типовим неметаллом. Наприклад, в хлориде натрію NaCl атом натрію свій 1 валентний електрон віддав атому хлору і перетворився в катіон, а атом хлору, прийнявши 1 електрон, перетворився в аніон. Катіон з аніоном притягуються, і утворюється іонна зв'язок (рис. 3).
Мал. 3. Освіта іонної зв'язку в хлориде натрію
Солі, луги, основні оксиди, карбіди, нітриди відносяться до іонним з'єднанням. Всі ці речовини при звичайних умовах тверді, з високими температурами плавлення (як правило, 700-1000 ° С), їх розчини і розплави електропровідні.
Тугоплавкість іонних сполук пояснюється тим, що іон може притягувати до себе протилежно заряджені іони в будь-яких напрямках і великій кількості. Отже, іони міцно з'єднуються в кристалічну решітку. Наприклад, в кристалічній решітці кухонної солі один катіон натрію оточений шістьма аніонами хлору, а кожен аніон хлору оточений шістьма катіонами натрію (рис. 4). Таким чином, весь кристал кухонної солі являє собою як би одну величезну макромолекулу, що складається з величезної кількості іонів. І хімічна формула NaCl визначає тільки їх співвідношення в кристалі. При звичайних умовах молекули NaCl не існує.
Мал. 4. Модель кристалічної решітки хлориду натрію
В одному речовині можуть реалізовуватися відразу кілька типів хімічного зв'язку. Наприклад, в хлориде амонію присутні ковалентні зв'язки, утворені за обмінним і донорно-акцепторного механізму, а також іонна зв'язок між катіоном амонію і хлорид-іоном (рис. 5).
Мал. 5. Освіта хімічних зв'язків в хлориде амонію
Підведення підсумків уроку
Ви дізналися, що таке хімічний зв'язок і чому вона утворюється, в чому різниця між ковалентним і іонним зв'язком, як зобразити схеми утворення хімічного зв'язку в різних речовинах.
Список літератури
1. Новошінскій І.І., Новошінская Н.С. Хімія. Підручник для 10 класу загальноосвітніх. уста. Профільний рівень. - М .: ТОВ «ТИД« Русское слово - РС », 2008. (§§ 8, 14)
2. Кузнєцова Н.Є., Литвинова Т.М., Льовкін А.Н. Хімія: 11 клас: Підручник для учнів общеобразов. уста. (Профільний рівень): в 2-х ч. Ч.2. М .: Вентана-Граф, 2008. (§9)
3. Радецький А.М. Хімія. Дидактичний матеріал. 10-11 класи. - М .: Просвещение, 2011. (с. 88-95)
4. Хомченко І.Д. Збірник завдань і вправ з хімії для середньої школи. - М .: РІА «Нова хвиля»: Видавець Умеренков, 2008. (с. 39-41)
Домашнє завдання
1.С. 39-40 №№ 7.3, 7.5, 7.7, 7.17із Збірника завдань і вправ з хімії для середньої школи (Хомченко І.Д.), 2008.
2.Предложен перелік речовин: H 2 S, CO, KOH, K 2 O, Na 2 SO 4, CuCl 2, HI, S, PCl 3, N 2 O 5. Випишіть з нього формули речовин: а) з іонним зв'язком; б) з ковалентним зв'язком.
3. Складіть електронну формулу молекули SO 2. Покажіть зміщення електронної густини. Вкажіть тип хімічного зв'язку.
Вперше що пояснила будову електронної оболонки, сприяло створенню уявлення про хімічний зв'язок і її електронної природі. Відповідно до моделі Бора електрони можуть займати в атомі положення, яким відповідають певні енергетичні стану, т. Е. Енергетичні рівні. У 1915р. німецький фізик Коссель пояснив хімічного зв'язку в солях, а в 1916 році американський вчений Льюїс запропонував трактування хімічного зв'язку в молекулах. Вони виходили з уявлень про те, що атоми елементів володіють тенденцією до досягнення електронної конфігурації благородних газів (повного заповнення зовнішнього електронного шару). Уявлення Косселя і Льюїса отримали назви електронної теорії валентності.
Валентність елементів головних підгруп періодичної системи залежить від числа електронів, що знаходяться на зовнішньому електронному шарі. Тому ці зовнішні електрони прийнято називати валентними. Для елементів побічних підгруп в якості валентних електронів можуть виступати як електрони зовнішнього шару, так і електрони внутрішніх підрівнів.
Розрізняють три основних типи хімічного зв'язку: ковалентний, іонну, металеву.
Табліца.Тіпи хімічного зв'язку і їх основні відмінні ознаки.
| Хімічна зв'язок | зв'язуються атоми | характер елементів | Процес в електронній оболонці | Утворені частки | Кристалічна решітка | характер речовини | приклади |
| іонна | Атом металу і атом неметалла | Електрополо- тивний і електро- негативний |
Перехід валентних електронів | Позитивні і негативні іони | іонна | Солеобраз- ний |
NaCl CaO NaOH |
| ковалентний | Атоми неметалів (рідше-атоми металів) | Електроотріца- вальний рідше електрополо- тивний |
Освіта загальних електронних пар, заповнення молекулярних орбіталей | молекули |
молекулярна |
Летючий або нелеткий | Br 2 CO 2 C 6 H 6 |
| --------- | атомна | Алмазоподоб ний |
Алмаз Si SiC | ||||
| металеві кая |
атоми металів | Електрополо- тивний |
Віддача валентних електронів | Позитивні іони і електронний газ | металева | Металлічес- кая |
Метали і сплави |
Ковалентних зв'язків.
Ковалентний зв'язок утворюється за рахунок загальних електронних пар, що виникають в оболонках пов'язують атомів.
Неоходімо ввести поняття електронний торгівельний. Електронегативність - це здатність атомів хімічного елемента відтягувати до себе загальні електронні пари, які беруть участь в утворенні хімічного зв'язку.
ряд електроотріцательностей
Відносні електронегативності елементів (по Полингу)
| група | I | II | III | IV | V | VI | VII | VIII | |||
| період | |||||||||||
| 1 | H 2,1 |
He - |
|||||||||
| 2 | Li 0,97 |
Be 1,47 |
B 2,01 |
C 2,50 |
N 3,07 |
O 3,5 |
F 4,10 |
Ne - |
|||
| 3 | Na 1,01 |
Mg 1,23 |
Al 1,47 |
Si 1,74 |
P 2,1 |
S 2,6 |
Cl 2,83 |
Ar - |
|||
| 4 | K 0,91 |
Ca 1,04 |
Sc 1,20 |
Ti 1,32 |
V 1,45 |
Cr 1,56 |
Mn 1,60 |
Fe 1,64 |
Co 1,70 |
Ni 1,75 |
|
| Cu 1,75 |
Zn 1,66 |
Ga 1,82 |
Ge 2,02 |
As 2,20 |
Se 2,48 |
Br 2,74 |
Kr - |
||||
| 5 | Rb 0,89 |
Sr 0,99 |
Y 1,11 |
Zr 1,22 |
Nb 1,23 |
Mo 1,30 |
Tc 1,36 |
Ru 1,42 |
Rh 1,45 |
Pd 1,35 |
|
| Ag 1,42 |
Cd 1,46 |
In 1,49 |
Sn 1,72 |
Sb 1,82 |
Te 2,01 |
I 2,21 |
Xe - |
||||
| 6 | Cs 0,86 |
Ba 0,97 |
La * 1,08 |
Hf 1,23 |
Ta 1,33 |
W 1,40 |
Re 1,46 |
Os 1,52 |
Ir 1,55 |
Pt 1,44 |
|
| Au 1,42 |
Hg 1,44 |
Tl 1,44 |
Pb 1,55 |
Bi 1,67 |
Po 1,76 |
At 1,90 |
Rn - |
||||
| 7 | Fr 0,86 |
Ra 0,97 |
Ac ** 1,00 |
* Лантаноїди - 1,08 - 1,14 | |||||||
Дуже рідко хімічні речовини складаються з окремих, не пов'язаних між собою атомів хімічних елементів. Таким будовою в звичайних умовах має лише невеликий ряд газів званих благородними: гелій, неон, аргон, криптон, ксенон і радон. Найчастіше ж хімічні речовини складаються не з розрізнених атомів, а з їх об'єднань в різні угруповання. Такі об'єднання атомів можуть нараховувати кілька одиниць, сотень, тисяч або навіть більше атомів. Сила, яка утримує ці атоми в складі таких угруповань, називається хімічний зв'язок.
Іншими словами, можна сказати, що хімічним зв'язком називають взаємодію, яке забезпечує зв'язок окремих атомів в більш складні структури (молекули, іони, радикали, кристали і ін.).
Причиною утворення хімічного зв'язку є те, що енергія більш складних структур менше сумарної енергії окремих, що утворюють її атомів.
Так, зокрема, якщо при взаємодії атомів X і Y утворюється молекула XY, це означає, що внутрішня енергія молекул цієї речовини нижче, ніж внутрішня енергія окремих атомів, з яких воно утворилося:
E (XY)< E(X) + E(Y)
З цієї причини при утворенні хімічних зв'язків між окремими атомами виділяться енергія.
В освіті хімічних зв'язків беруть участь електрони зовнішнього електронного шару з найменшою енергією зв'язку з ядром, звані валентними. Наприклад, у бору такими є електрони 2 енергетичного рівня - 2 електрони на 2 s-орбіталі і 1 на 2 pорбіталі:
При утворенні хімічного зв'язку кожен атом прагне отримати електронну конфігурацію атомів благородних газів, тобто щоб в його зовнішньому електронному шарі було 8 електронів (2 для елементів першого періоду). Це явище отримало назву правила октету.
Досягнення атомами електронної конфігурації благородного газу можливо, якщо спочатку поодинокі атоми зроблять частину своїх валентних електронів загальними для інших атомів. При цьому утворюються загальні електронні пари.
Залежно від ступеня усуспільнення електронів можна виділити ковалентний, іонну і металеву зв'язку.
ковалентний зв'язок
Ковалентний зв'язок виникає найчастіше між атомами елементів неметалів. Якщо атоми неметалів, що утворюють ковалентний зв'язок, відносяться до різних хімічних елементів, такий зв'язок називають ковалентним полярної. Причина такої назви криється в тому, що атоми різних елементів мають і різну здатність притягувати до себе спільну електронну пару. Очевидно, що це призводить до зміщення загальної електронної пари в сторону одного з атомів, в результаті чого на ньому формується частковий негативний заряд. У свою чергу, на іншому атомі формується частковий позитивний заряд. Наприклад, в молекулі хлороводню електронна пара зміщена від атома водню до атома хлору:
Приклади речовин з ковалентним полярної зв'язком:
СCl 4, H 2 S, CO 2, PH 3, SiO 2 і т.д.
Ковалентний неполярний зв'язок утворюється між атомами неметалів одного хімічного елемента. Оскільки атоми ідентичні, однакова і їх здатність відтягувати на себе загальні електрони. У зв'язку з цим зміщення електронної пари не спостерігається:
Вищеописаний механізм утворення ковалентного зв'язку, коли обидва атоми надають електрони для утворення спільних електронних пар, називається обмінним.
Також існує і донорно-акцепторні механізм.
При утворенні ковалентного зв'язку за донорно-акцепторного механізму загальна електронна пара утворюється за рахунок заповненої орбіталі одного атома (з двома електронами) і порожній орбіталі іншого атома. Атом, що надає неподеленную електронну пару, називають донором, а атом з вільною орбиталью - акцептором. Як донори електронних пар виступають атоми, що мають спарені електрони, наприклад N, O, P, S.
Наприклад, по донорно-акцепторного механізму відбувається утворення четвертої ковалентного зв'язку N-H в катіоні амонію NH 4 +:
Крім полярності ковалентні зв'язки також характеризуються енергією. Енергією зв'язку називають мінімальну енергію, необхідну для розриву зв'язку між атомами.
Енергія зв'язку зменшується зі зростанням радіусів пов'язують атомів. Так, як ми знаємо, атомні радіуси збільшуються вниз по підгрупах, можна, наприклад, зробити висновок про те, що міцність зв'язку галоген-водень збільшується в ряду:
HI< HBr < HCl < HF
Також енергія зв'язку залежить від її кратності - чим більше кратність зв'язку, тим більше її енергія. Під кратністю зв'язку розуміється кількість загальних електронних пар між двома атомами.
іонна зв'язок
Іонну зв'язок можна розглядати як граничний випадок ковалентного полярного зв'язку. Якщо в ковалентного-полярної зв'язку загальна електронна пара зміщена частково до одного з пари атомів, то в іонної вона практично повністю «віддана» одного з атомів. Атом, який віддав електрон (и), набуває позитивний заряд і стає катіоном, А атом, що забрав у нього електрони, набуває негативний заряд і стає аніоном.
Таким чином, іонна зв'язок - це зв'язок, утворена за рахунок електростатичного притягання катіонів до анионам.
Утворення такого типу зв'язку характерно при взаємодії атомів типових металів і типових неметалів.
Наприклад, фторид калію. Катіон калію виходить в результаті відриву від нейтрального атома одного електрона, а іон фтору утворюється при приєднанні до атома фтору одного електрона:
Між отриманими іонами виникає сила електростатичного тяжіння, в результаті чого утворюється іонний з'єднання.
При утворенні хімічного зв'язку електрони від атома натрію перейшли до атому хлору і утворилися протилежно заряджені іони, які мають завершений зовнішній енергетичний рівень.
Встановлено, що електрони від атома металу не відриваються повністю, а лише зміщуються в бік атома хлору, як в ковалентного зв'язку.
Більшість бінарних сполук, які містять атоми металів, є іонними. Наприклад, оксиди, галогеніди, сульфіди, нітриди.
Іонна зв'язок виникає також між простими катіонами і простими аніонами (F -, Cl -, S 2), а також між простими катіонами і складними аніонами (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -). Тому до іонних сполук відносять солі і підстави (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH)
металева зв'язок
Даний тип зв'язку утворюється в металах.
У атомів всіх металів на зовнішньому електронному шарі присутні електрони, які мають низьку енергію зв'язку з ядром атома. Для більшості металів, енергетично вигідним є процес втрати зовнішніх електронів.
Зважаючи на таке слабкої взаємодії з ядром ці електрони в металах дуже рухливі і в кожному кристалі металу безперервно відбувається наступний процес:
М 0 - ne - \u003d M n +,
де М 0 - нейтральний атом металу, а M n + катіон цього ж металу. На малюнку нижче представлена \u200b\u200bілюстрація процесів, що відбуваються.
Тобто по кристалу металу «носяться» електрони, від'єднуючись від одного атома металу, утворюючи з нього катіон, приєднуючись до іншого катиону, утворюючи нейтральний атом. Таке явище отримало назву "електронний вітер", а сукупність вільних електронів в кристалі атома неметалла назвали "електронний газ". Подібний тип взаємодії між атомами металів назвали металевим зв'язком.
воднева зв'язок
Якщо атом водню в будь-якому речовині пов'язаний з елементом з високою електронегативність (азотом, киснем або фтором), для такого речовини характерно таке явище, як воднева зв'язок.
Оскільки атом водню пов'язаний з електронегативним атомом, на атомі водню утворюється частковий позитивний заряд, а на атомі електронегативного елемента - частковий негативний. У зв'язку з цим стає можливим електростатичне тяжіння між частково позитивно зарядженим атомом водню однієї молекули і електронегативний атомом іншого. Наприклад воднева зв'язок спостерігається для молекул води:
Саме водневої зв'язком пояснюється аномально висока температура плавлення води. Крім води, також міцні водневі зв'язку утворюються в таких речовинах, як фтороводород, аміак, кисень кислоти, феноли, спирти, аміни.