Мал. 2.1.Утворення молекул з атомів супроводжується перерозподілом електронів валентних орбіталейі призводить до виграшу в енергії,оскільки енергія молекул виявляється менше енергії невзаємодіючих атомів. На малюнку представлена ​​схема утворення неполярного ковалентного хімічного зв'язку між атомами водню.

§2 Хімічний зв'язок

У звичайних умовах молекулярний стан стійкіший, ніж атомний (Рис.2.1). Утворення молекул з атомів супроводжується перерозподілом електронів валентних орбіталей і призводить до виграшу в енергії, тому що енергія молекул виявляється меншою за енергію невзаємодіючих атомів.(Додаток 3). Сили, що утримують атоми в молекулах, отримали узагальнену назву хімічного зв'язку.

Хімічний зв'язок між атомами здійснюється валентними електронами та має електричну природу. . При цьому розрізняють чотири основні типи хімічного зв'язку: ковалентну,іонну,металевуі водневу.

1 Ковалентний зв'язок

Хімічний зв'язок, що здійснюється електронними парами, називається атомним, або ковалентним . З'єднання з ковалентними зв'язками називаються атомними, або ковалентними .

При виникненні ковалентного зв'язку відбувається перекриття електронних хмар взаємодіючих атомів, що супроводжується виділенням енергії (рис.2.1). При цьому між позитивно зарядженими атомними ядрами виникає хмара з підвищеною густиною негативного заряду. Завдяки дії кулонівських сил тяжіння між різноіменними зарядами збільшення щільності негативного заряду сприяє зближенню ядер.

Ковалентний зв'язок утворюється за рахунок непарних електронів зовнішніх оболонок атомів . При цьому електрони із протилежними спинами утворюють електронну пару(Рис.2.2), загальну для взаємодіючих атомів. Якщо між атомами виник один ковалентний зв'язок (одна загальна електронна пара), то він називається одинарним, дво- подвійним і т.д.

Мірою міцності хімічного зв'язку є енергія Eсв, що витрачається на руйнування зв'язку (виграш енергії при утворенні сполуки з окремих атомів). Зазвичай цю енергію вимірюють у розрахунку 1 моль речовиниі виражають у кілоджоулях на моль (кДж∙моль –1). Енергія одинарного ковалентного зв'язку лежить у межах 200–2000 кДжмоль –1.

Мал. 2.2.Ковалентний зв'язок – найбільш загальний вид хімічного зв'язку, що виникає за рахунок усуспільнення електронної пари за допомогою обмінного механізму (а)коли кожен із взаємодіючих атомів постачає по одному електрону, або за допомогою донорно-акцепторного механізму (б)коли електронна пара передається в загальне користування одним атомом (донором) іншому атому (акцептору).

Ковалентний зв'язок має властивості насичуваності та спрямованості . Під насичуваністю ковалентного зв'язку розуміється здатність атомів утворювати із сусідами обмежену кількість зв'язків, що визначається числом їх неспарених валентних електронів. Спрямованість ковалентного зв'язку відображає той факт, що сили, що утримують атоми одна біля одної, спрямовані вздовж прямої, що з'єднує атомні ядра. Крім того, ковалентний зв'язок може бути полярним або неполярним .

В разі неполярнийковалентного зв'язку електронна хмара, утворена загальною парою електронів, розподіляється у просторі симетрично щодо ядер обох атомів. Неполярний ковалентний зв'язок утворюється між атомами простих речовин, наприклад, між однаковими атомами газів, що утворюють двоатомні молекули (О2, Н2, N2, Cl2 і т.д.).

В разі полярнийковалентного зв'язку електронна хмара зв'язку зміщена до одного з атомів. Утворення полярного ковалентного зв'язку між атомами притаманно складних речовин. Прикладом можуть бути молекули летких неорганічних сполук: HCl, H 2 O, NH 3 та інших.

Ступінь усунення загальної електронної хмари до одного з атомів при утворенні ковалентного зв'язку (ступінь полярності зв'язку ) визначається, головним чином, зарядом атомних ядер та радіусом взаємодіючих атомів .

Чим більший заряд атомного ядра, тим більше воно притягує до себе хмару електронів. У той самий час що більше радіус атома, то слабкіші зовнішні електрони утримуються поблизу атомного ядра. Сукупна дія двох цих факторів і виявляється у різній здатності різних атомів «відтягувати» до себе хмару ковалентного зв'язку.

Здатність атома в молекулі притягувати до себе електрони отримала назву електронегативності . Таким чином, електронегативність характеризує здатність атома до поляризації ковалентного зв'язку: чим більше електронегативність атома, тим сильніше зміщена до нього електронна хмара ковалентного зв'язку .

Для кількісної оцінки електронегативності запропоновано низку методів. При цьому найяскравіший фізичний зміст має метод, запропонований американським хіміком Робертом С. Маллікеном, який визначив електронегативність  атома як напівсуму його енергії E eспорідненості до електрона та енергії E iіонізації атома:

. (2.1)

Енергією іонізаціїатома називається та енергія, яку треба витратити, щоб відірвати від нього електрон і видалити його на нескінченну відстань. Енергію іонізації визначають за допомогою фотоіонізації атомів або бомбардування атомів електронами, прискореними в електричному полі. Те найменше значення енергії фотонів чи електронів, що стає достатнім для іонізації атомів, і називають їх енергією іонізації E i. Зазвичай ця енергія виявляється у электрон-вольтах (эВ): 1 эВ = 1,610 –19 Дж.

Найохочіше віддають зовнішні електрони атоми металів, Що містять на зовнішній оболонці невелике число непарних електронів (1, 2 або 3). Ці атоми мають найменшу енергію іонізації. Таким чином, величина енергії іонізації може бути мірою більшої або меншої «металлічності» елемента: чим менша енергія іонізації, тим сильніше повинні бути виражені металевівластивостіелемент.

В одній і тій же підгрупі періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва зі збільшенням порядкового номера елемента його енергія іонізації зменшується (табл. із ядром. p align="justify"> У елементів одного періоду енергія іонізації зростає зі збільшенням порядкового номера. Це з зменшенням атомного радіусу і збільшенням заряду ядра.

Енергія E e, яка виділяється при приєднанні електрона до вільного атома, називається спорідненістю до електрона(Виражається також в еВ). Виділення (а не поглинання) енергії при приєднанні зарядженого електрона до деяких нейтральних атомів пояснюється тим, що найбільш стійкими у природі є атоми із заповненими зовнішніми оболонками. Тому тим атомам, у яких ці оболонки "трохи не заповнені" (тобто до заповнення не вистачає 1, 2 або 3 електронів), енергетично вигідно приєднувати до себе електрони, перетворюючись на негативно заряджені іони 1 . До таких атомів належать, наприклад, атоми галогенів (табл.2.1) – елементів сьомої групи (головної підгрупи) періодичної системи Д.І.Менделєєва. Спорідненість до електрону атомів металу, зазвичай, дорівнює нулю чи негативно, тобто. їм енергетично невигідне приєднання додаткових електронів, потрібна додаткова енергія, щоб утримати їх усередині атомів. Спорідненість до електрона атомів неметалів завжди позитивна і тим більше, чим ближче до благородного (інертного) газу розташований неметал у періодичній системі. Це свідчить про посилення неметалічних властивостейу міру наближення до кінця періоду.

З усього сказаного ясно, що електронегативність (2.1) атомів зростає у напрямі ліворуч направо для елементів кожного періоду і зменшується у напрямку зверху вниз для елементів однієї й тієї ж групи періодичної системи Менделєєва. Неважко, однак, зрозуміти, що для характеристики ступеня полярності ковалентного зв'язку між атомами важливим не є абсолютне значення електронегативності, а відношення електронегативностей атомів, що утворюють зв'язок. Тому на практиці користуються відносними значеннями електронегативності(табл.2.1),приймаючи за одиницю електронегативності літію.

Для характеристики полярності ковалентного хімічного зв'язку використовують різницю відносних електронегативностей атомів.. Зазвичай зв'язок між атомами А і вважається суто ковалентной, якщо |  A – B| 0.5.

Ідея про утворення хімічного зв'язку за допомогою пари електронів, що належать обом атомам, що з'єднуються, була висловлена ​​в 1916 р американським фізико-хіміком Дж. Льюїсом.

Ковалентна зв'язок існує між атомами як і молекулах, і у кристалах. Вона виникає як між однаковими атомами (наприклад, молекулах Н 2 , Cl 2 , Про 2 , в кристалі алмазу), і між різними атомами (наприклад, молекулах Н 2 Про і NН 3 , в кристалах SiC). Майже всі зв'язки в молекулах органічних сполук є ковалентними (С-С, С-Н, С-N та ін.).

Розрізняють два механізми утворення ковалентного зв'язку:

1) обмінний;

2) донорно-акцепторний.

Обмінний механізм утворення ковалентного зв'язкуполягає в тому, що кожен з атомів, що з'єднуються, надає на освіту загальної електронної пари (зв'язку) по одному неспареному електрону. Електрони взаємодіючих атомів повинні мати протилежні спини.

Розглянемо для прикладу утворення ковалентного зв'язку в молекулі водню. При зближенні атомів водню відбувається проникнення їх електронних хмар один одного, яке називається перекриттям електронних хмар (рис. 3.2), електронна щільність між ядрами зростає. Ядра притягуються один до одного. Внаслідок цього знижується енергія системи. За дуже сильного зближення атомів зростає відштовхування ядер. Тому є оптимальна відстань між ядрами (довжина зв'язку l), коли система має мінімальну енергію. За такого стану виділяється енергія, звана енергією зв'язку Е св.

Мал. 3.2. Схема перекривання електронних хмар під час утворення молекули водню

Схематично утворення молекули водню з атомів можна наступним чином (точка означає електрон , характеристика - пару електронів):

Н + Н → Н: Н або Н + Н → Н - Н.

Загалом для молекул АВ інших речовин:

А + В = А: У.

Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язкуполягає в тому, що одна частка - донор - представляє на утворення зв'язку електронну пару, а друга - акцептор - вільну орбіталь:

А: + У = А: У.

донор акцептор

Розглянемо механізми утворення хімічних зв'язків у молекулі аміаку та іоні амонію.

1. Освіта

Атом азоту має на зовнішньому енергетичному рівні два спарених і три неспарені електрони:

Атом водню на s – підрівні має один неспарений електрон.

У молекулі аміаку неспарені 2р - електрони атома азоту утворюють три електронні пари з електронами 3-х атомів водню:

.

У молекулі NH 3 утворені 3 ковалентні зв'язки по обмінному механізму.

2. Освіта комплексного іона – іона амонію.

NH 3 + HCl = NH 4 Cl або NH 3 + H + = NH 4 +

У атома азоту залишається неподілена пара електронів, тобто два електрони з антипаралельними спинами на одній атомній орбіталі. Атомна орбіталь іона водню не містить електронів (вакантна орбіталь). При зближенні молекули аміаку та іону водню відбувається взаємодія неподіленої пари електронів атома азоту та вакантної орбіталі іону водню. Неподілена пара електронів стає загальною для атомів азоту та водню, виникає хімічний зв'язок за донорно-акцепторним механізмом. Атом азоту молекули аміаку є донором, а іон водню – акцептором:

.

Слід зазначити, що в іоні NH 4 + всі чотири зв'язки рівноцінні і нерозрізні, отже, в іоні заряд ділокалізований (розосереджений) по всьому комплексу.

Розглянуті приклади показують, що здатність атома утворювати ковалентні зв'язки обумовлюється як одноелектронними, а й 2-електронними хмарами чи наявністю вільних орбіталей.

За донорно-акцепторним механізмом утворюються зв'язки в комплексних сполуках: - ; 2+; 2-і т. д.

Ковалентний зв'язок має такі властивості:

- Насичуваність;

- спрямованість;

- Полярність і поляризованість.

Ковалентна, іонна та металева – три основні типи хімічних зв'язків.

Познайомимося докладніше з ковалентним хімічним зв'язком. Розглянемо механізм її виникнення. Як приклад візьмемо освіту молекули водню:

Сферично симетрична хмара, утворена 1s-електроном, оточує ядро ​​вільного атома водню. Коли атоми зближуються до певної відстані, відбувається часткове перекривання їх орбіталей (див. рис.), внаслідок чого з'являється молекулярна двоелектронна хмара між центрами обох ядер, яка має максимальну електронну щільність у просторі між ядрами. При збільшенні щільності негативного заряду відбувається сильне зростання сил тяжіння між молекулярною хмарою і ядрами.

Отже, бачимо, що ковалентний зв'язок утворюється шляхом перекриття електронних хмар атомів, що супроводжується виділенням енергії. Якщо відстань між ядрами у атомів, що зблизилися до торкання, становить 0,106 нм, тоді після перекривання електронних хмар воно становитиме 0,074 нм. Чим більше перекривання електронних орбіталей, тим міцніше хімічний зв'язок.

Ковалентноїназивається хімічний зв'язок, що здійснюється електронними парами. З'єднання з ковалентним зв'язком називають гомеополярнимиабо атомними.

Існують два різновиди ковалентного зв'язку: полярнаі неполярна.

При неполярній ковалентного зв'язку утворена загальною парою електронів електронна хмара розподіляється симетрично щодо ядер обох атомів. Як приклад можуть виступати двоатомні молекули, які складаються з одного елемента: Cl 2 , N 2 , H 2 , F 2 , O 2 та інші, електронна пара в яких належить обом атомам в однаковій мірі.

При полярній ковалентного зв'язку електронна хмара зміщена до атома з більшою відносною електронегативністю. Наприклад молекули летких неорганічних сполук, таких як H 2 S, HCl, H 2 O та інші.

Утворення молекули HCl можна у наступному вигляді:

Т.к. відносна електронегативність атома хлору (2,83) більша, ніж атома водню (2,1), електронна пара зміщується до атома хлору.

Крім обмінного механізму утворення ковалентного зв'язку – за рахунок перекривання також існує донорно-акцепторниймеханізм її утворення. Це механізм, при якому утворення ковалентного зв'язку відбувається за рахунок двоелектронної хмари одного атома (донора) та вільної орбіталі іншого атома (акцептора). Давайте розглянемо приклад механізму утворення амонію NH 4 +. У молекулі аміаку атом атома має двоелектронну хмару:

Іон водню має вільну 1s-орбіталь, позначимо це як .

У процесі утворення іону амонію двоелектронна хмара азоту стає загальною для атомів азоту і водню, тобто вона перетворюється на молекулярну електронну хмару. Отже, з'являється четвертий ковалентний зв'язок. Можна уявити процес утворення амонію такою схемою:

Заряд іона водню розосереджений між усіма атомами, а двоелектронна хмара, що належить азоту, стає спільною з воднем.

Залишились питання? Чи не знаєте, як зробити домашнє завдання?
Щоб отримати допомогу репетитора – зареєструйтесь.
Перший урок – безкоштовно!

сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.

При взаємодії двох атомів одного і того ж елемента-неметал між ними утворюється ковалентна хімічна зв'язок за допомогою загальних електронних пар. Цей ковалентний зв'язок називають неполярним, так як загальні електронні пари належать обом атомам в однаковій мірі і на жодному з них не буде надлишку або нестачі негативного заряду, який несуть електрони.

Однак якщо ковалентний зв'язок утворюється між атомами різних елементів-неметалів, то картина буде дещо іншою. Розглянемо, наприклад, утворення молекули хлороводню НС1 з атомів водню та хлору.

1. Атом водню має на єдиному рівні один електрон, і до його завершення йому не вистачає ще одного електрона. У атома хлору на зовнішньому рівні – сім електронів, і йому також бракує до завершення одного електрона.

2. Атоми водню та хлору об'єднують свої непарні електрони та утворюють одну загальну електронну пару, тобто виникає ковалентний зв'язок:

Структурна формула молекули хлороводню Н-С1.

3. Оскільки ковалентний зв'язок утворюється між атомами різних елементів-неметалів, то загальна електронна пара належатиме взаємодіючим атомам вже не однаково. Для того щоб якісно визначити, якому з цих атомів загальна електронна пара належатиме більшою мірою, використовують поняття електронегативності.

ЕО можна охарактеризувати як міру неметалевості хімічних елементів. У порядку зменшення ЕО хімічні елементи розташовуються у наступний ряд:

Найбільш електронегативний елемент у таблиці Д. І. Менделєєва – фтор. Це, так би мовити, "золотий призер" електронегативності. "Срібним призером" є кисень, а "бронзовим" - азот.

Величина ЕО елемента залежить від його положення в таблиці Д. І. Менделєєва: у кожному періоді вона зазвичай зростає зі збільшенням порядкового номера елемента, а в кожній підгрупі – зменшується.

Користуючись поряд ЕО, можна визначити, куди зміщуються загальні електронні пари. Вони завжди зміщені до атомів елемента з більшою ЕО. Наприклад, у молекулі хлороводню НС1 загальна електронна пара зміщена до атома хлору, оскільки його ЕО більше, ніж у водню. У результаті атомах утворюються часткові заряди , у молекулі виникають два полюси - позитивний та негативний. Тому такий ковалентний зв'язок називають полярним.

Усунення загальних електронних пар у разі ковалентного полярного зв'язку іноді позначають стрілками, а частковий заряд - грецькою літерою δ («дельта»): .

У формулах сполук хімічний знак меншого електронегативного елемента пишуть першим. Оскільки ковалентний полярний зв'язок є різновидом ковалентного зв'язку, то алгоритм міркувань для його схематичного зображення такий самий, як і для ковалентного неполярного зв'язку (див. § 11), тільки в цьому випадку додасться ще один крок - четвертий: по ряду ЕО визначимо більш електронегативний елемент і відобразимо полярність зв'язку у структурній формулі стрілкою та позначенням часткових зарядів.

Наприклад, розглянемо алгоритм схематичного зображення освіти зв'язку для з'єднання OF 2 - фториду кисню.

1. Кисень - це елемент головної підгрупи VI групи (VIA групи) Періодичної системи Д. І. Менделєєва. Його атоми мають по шість електронів на зовнішньому електронному шарі. Непарні електрони будуть: 8-6 = 2.

Фтор – елемент головної підгрупи VII групи (VIIA групи) Періодичної системи Д. І. Менделєєва. Його атоми містять сім електронів на зовнішньому електронному шарі. Непарним є один електрон.

2. Запишемо знаки хімічних елементів із позначенням зовнішніх електронів:

3. Запишемо електронну і структурну формули молекул, що утворилися:

4. По ряду ЕО визначимо, що загальні електронні пари будуть зміщені від кисню до фтору, як до електронегативнішого елементу, тобто зв'язок буде ковалентною полярною: .

Аналогічно утворюються молекули води:

Насправді молекула води має лінійну, а кутову форму (∠HOH = 104°27"). Будова молекули води можна зобразити різними способами (рис. 40).

Мал. 40.
Різні моделі молекули води

Атом водню утворює лише один ковалентний зв'язок з іншими атомами. Тому кажуть, що водень одновалентний. Атом кисню пов'язаний з іншими атомами двома хімічними зв'язками - він двовалентний. При утворенні молекул атоми з'єднуються таким чином, щоб усі їхні валентності були задіяні. Зрозуміло, що двовалентний кисень має з'єднатися із двома атомами одновалентного водню. Якщо позначити валентність рисочкою, то схему утворення молекули води можна так:

Аналогічно, тривалентний азот з'єднується з трьома атомами одновалентного водню в молекулу аміаку.

Формули, в яких валентності елементів позначені рисками, як ви знаєте, називають структурними.

Структурна формула метану СН 4 - з'єднання чотиривалентного вуглецю з воднем - буде наступним:

А яким чином з'єднуються в молекулу вуглекислого газу С02 атоми чотиривалентного вуглецю та двовалентного кисню? Очевидно, цей спосіб може відобразити лише наступна структурна формула:

Чи є валентність постійною величиною? Виявляється для водню і кисню це твердження правильне, тоді як для азоту і вуглецю немає, оскільки ці елементи можуть виявляти інші значення валентності. Наприклад, азот може бути одно-, дво-, трьох-, чотирихвалентний. Його сполуки з киснем матимуть різний склад. Отже, розрізняють:

• елементи з постійною валентністю (наприклад, одновалентні: Н, F; двовалентні: Про, Be; тривалентні: В, А1);
• елементи зі змінною валентністю (наприклад, S виявляє валентності II, IV, VI; С1 – валентності I, III, V та VII).

Давайте навчимося виводити формули двоелементних сполук за валентністю.

Для виведення формули сполуки фосфору з киснем, у якому фосфор пятивалентен, порядок дій такий:

Аналогічно виведемо формулу сполуки азоту з киснем, в якому азот чотирихвалентний.

Індекс 1 у формулах не записується.

Знання валентності хімічних елементів необхідно у тому, щоб правильно записати формулу речовини. Однак справедливе і зворотне: за формулою речовини можна визначити валентність одного з елементів, якщо відома валентність іншого. Наприклад, визначимо валентність сірки у поєднанні, формула якого SО 3:

Лабораторний досвід №4
Виготовлення моделей молекул бінарних сполук

Використовуючи шаростержневі набори, зберіть моделі молекул наступних речовин:

• варіант 1 - хлороводню НС1, чотирихлористого вуглецю СС1 4 ;
• варіант 2 - сірчистого газу SО 2 , хлориду алюмінію AlCl 3 .

Ключові слова та словосполучення

1. Ковалентний неполярний і ковалентний полярний хімічний зв'язок.
2. Електронегативність.
3. Частковий заряд.
4. Валентність.
5. Упорядкування формул ковалентних сполук по валентності.
6. Визначення валентності за формулами.

Робота з комп'ютером

1. Зверніться до електронної програми. Вивчіть матеріал уроку та виконайте запропоновані завдання.
2. Знайдіть в Інтернеті електронні адреси, які можуть бути додатковими джерелами, які розкривають зміст ключових слів і словосполучень параграфа. Запропонуйте вчителю свою допомогу у підготовці нового уроку - зробіть повідомлення за ключовими словами та словосполученнями наступного параграфа.

Запитання та завдання

1. У атомів водню та фосфору майже однакові значення ЕО. Який тип хімічного зв'язку в молекулі фосфіну РН 3?
2. Визначте тип хімічного зв'язку та запишіть схему її утворення для речовин з формулами: a) S 2 , К 2 Про та H 2 S; б) N 2 , Li 3 N та C1 3 N.
3. У якій із молекул - хлороводню НС1 або фтороводню HF - ковалентний хімічний зв'язок більш полярний?
4. У наступних реченнях впишіть пропущені слова і вирази: «Ковалентна хімічна зв'язок утворюється рахунок.... За кількістю загальних електронних пар вона буває.... По ЭО ковалентний зв'язок ділять на... і...».
5. Визначте валентності елементів у сполуках з формулами: PbS, PbО 2 , FeS 2 , Fe 2 S 3 , SF 6 .
6. Запишіть формули хлоридів - сполук елементів із одновалентним хлором: заліза (III), міді (I), міді (II), марганцю (IV), фосфору (V).