хімія хімічний зв'язок

хімія хімічний зв'язок

Хімія хімічний зв язок 6. За звичайних умов лише атоми благородних газів знаходяться у незв’язаному одноатомному стані. Атоми інших елементів взаємодіють один з одним утворюючи молекули, іони, радикали. Ця взаємодія обумовлена електростатичними силами, які виникають між електронами і ядрами різних атомів елементів. Основну роль тут відіграють електрони, розміщені на зовнішньому електронному рівні, які слабше зв’язані з ядром – валентні електрони. Тому при розгляді природи зв’язків, основну увагу акцентують на електронній структурі атомів. На сьогодні відомо, що високу хімічну стійкість благородних газів обумовлюють їх завершені електронні оболонки, які містять 2 (дублет у гелію) або 8 (октет у неону, аргону, криптону, ксенону, радону) електронів. Атоми, які містять на зовнішньому електронному рівні менше 8 (іноді менше 2) електронів прагнуть набути завершеної електронної конфігурації благородного газу (дублету – атоми елементів 1 періоду, або октету – атоми елементів інших періодів) шляхом утворення сіпальних електронних пар, віддачі або приєднання електронів. В результаті цього утворюється хімічний зв’язок. Утворення хімічного зв’язку супроводжується зменшенням енергії системи, порівняно з сумарним значенням енергії окремих атомів, що утворюють цю систему.

Хімічний зв’язок – сукупність явищ, які утримують атоми елементів у просторі в певному положенні і на певній віддалі так, що вони утворюють стійкі молекули, іони, кристали тощо. Навколо ядра кожного атома гідрогену по сферичні орбіталі обертається один електрон (1 s 1). Електронний рівень незавершений, атому не вистачає одного електрона, щоб набути завершеної конфігурації дублету (як у атома гелію – 1 s 2). При зближення двох атомів гідрогену відбувається часткове перекривання орбіталей. Між центрами обох ядер, виникає область підвищеної електронної густини, у якій взаємодіють електрони з протилежними спінами з утворенням спільної електронної пари (рис. У результаті утворення хімічного зв’язку виділяється енергія, а кожен атом гідрогену набуває завершеної електронної конфігурації – 1 s 2. іншим прикладом є утворення ковалентного зв’язку в молекулі фтору f 2. При зближенні атомів флуору перекриваються р - орбіталі з неспареним електроном, утворюючи спільну електронну пару, а кожен атом флуору набуває стійкої завершеної електронної конфігурації, як у неону 1s 2 2s 2 2р 6 (октету) утворивши спільну електронну пару.

іноді між атомами утворюється два (подвійний) або три (потрійний) хімічних зв’язки. Такі зв’язки називають кратними. Розглянемо кратні зв’язки на прикладі утворення молекули азоту n 2 з атомів нітрогену.

Якщо зв’язок лежить на лінії, що з’єднує ядра атомів, то він називається s (сігма) - зв’язком. Одинарний зв’язок (утворений однією спільною парою електронів) завжди є s - зв’язком. У молекулі азоту лише один з трьох зв’язків лежить на цій лінії, а інші розташовані по обидва боки від лінії, що сполучає ядра атомів. Такі зв’язки називають p (пі) - зв’язками. При виникненні ковалентного зв’язку між атомами з однаковою електронегативністю, спільна електронна пара у просторі симетрично розташовується відносно ядер атомів, що утворили цей зв’язок. Такий ковалентний зв’язок називають неполярним. Якщо ж ковалентний зв’язок виникає між атомами елементів з різним значенням електронегативностей, електронна пара у просторі розташовується несиметрично, а зв’язок називають ковалентний полярний. При взаємодії атома гідрогену, який має неспарений електрон на s. Орбіталі з атомом флуору, який має з неспарений р - електрон, при утворенні хімічного зв’язку перекриваються ці орбіталі. На схемі стрілкою показано напрям зміщення спільної електронної пари до більш електронегативного атома флуору.

За рахунок цього на ньому виникає надлишковий негативний заряд, а на атомі гідрогену – позитивний. Ковалентний зв’язок за донорно - акцепторним механізмом виникає між атомами, один з яких містить неподілену пару електронів, а інший – незайняту (вакантну) орбіталь. Атом, який надає для утворення зв’язку неподілену пару електронів називається донором електронної пари, а який надає орбіталь (тобто приймає цю електронну пару) – акцептором електронної пари. Як відомо, такий іон утворюється при взаємодії аміаку nh 3 з кислотами за схемою. Як бачимо, валентність атома нітрогену рівна 4, що більше, ніж кількість неспарених електронів. Тому у випадках, коли елемент утворює ковалентні зв’язки за донорно - акцепторним механізмом, його валентність визначається загальною кількістю орбіталей на зовнішньому електронному рівні у атома нітрогену їх чотири – одна 2s - і три 2р - орбіталі. За звичайних умов ковалентні сполуки можуть бути твердими речовинами (молекулярний йод і 2, глюкоза с 6 н 12 о 6), рідинами (вода н 2 о, молекулярний бром br 2), газами (f 2, hcl, nh 3, ch 3 cl). У них низькі (порівняно зі сполуками з іонним та металічним типами зв’язку) температури плавлення та кипіння. Речовини з ковалентним неполярним зв’язком розчиняються в неполярних розчинниках (бром br 2 розчиняється в тетрахлорметані ccl 4, бензені с 6 н 6), а з полярним – у полярних (хлороводень hcl, етанол с 2 h 5 oh – у воді н 2 о) (див. Основні характеристики ковалентного зв’язку.

Довжина зв’язку – найкоротша відстань між ядрами атомів, які утворюють ковалентний зв’язок. Чим менша довжина зв’язку, тим він міцніший. Насиченість зв’язку – здатність атомів утворювати певну кількість хімічних зв’язків. Завдяки цьому молекули мають чіткий склад і структуру.

Полярність зв’язку – асиметричний розподіл електронної хмари між ядрами атомів по осі зв’язку.

Зміщення електронної хмари до більш електронегативного атома називається поляризацією, а зв’язок полярним (див. Ковалентний полярний зв’язок, схема утворення молекули hf). Електронна хмара зміщується тим сильніше, чим більша різниця електронегативностей атомів, між якими утворений хімічний зв’язок. Спрямованість ковалентного зв’язку обумовлює просторову структуру молекул і визначається валентним кутом (кут між лініями зв’язку атомів у молекулі). Ковалентні зв’язки атом сульфуру утворює з рахунок неспарених електронів двох 3р - орбіталей, які у просторі розташовані під кутом 90 0 (див. Саме ці орбіталі взаємодіють з орбіталями атомів гідрогену і при перекриванні утворюють два ковалентні полярні s - зв’язки, розташовані під кутом один відносно одного (рис. Розглядаючи аналогічні сполуки гідрогену з іншими елементами via підгрупи, слід відмітити, що валентний кут зростає із зменшенням радіуса центрального атома і відповідним зменшенням довжини зв’язку (табл. Гібридизація атомних орбіталей та геометрія молекул. Орбіталі деяких атомів у процесі утворення хімічного зв’язку змінюють свою форму, енергію та просторову орієнтацію, внаслідок чого збільшується область перекривання електронних хмар і зв’язок стає міцнішим. Незважаючи на те, що в утворенні хімічного зв’язку беруть участь орбіталі різної форми та просторової орієнтації (s - , p - , d - та f - орбіталі), у сполуках ці орбіталі є рівноцінними. Для пояснення цього явища американський вчений л. Ввів поняття “гібридизація” – вирівнювання різних атомних орбіталей за формою та енергією при утворенні хімічного зв’язку.

В основному (незбудженому) стані конфігурація зовнішнього електронного рівня атома берилію записується 2s 2 2р 0. Перехід атома у збуджений стан веде до розпарування 2s 2 - електронів і переходу одного з них на 2р - підрівень. У збудженому стані атом берилію може приєднати два атоми хлору, у яких на зовнішньому електронному рівні знаходиться по 1 неспареному електрону.

Енергія, що виділяється при утворенні двох s - зв’язків, компенсує енерговитрати на переведення атома берилію у збуджений стан (перехід електрона з 2 s - на 2 р - підрівень). Обидва зв’язки be – cl однаково міцні і розміщені в просторі під кутом 180 0. Це пояснюється тим, що різні за формою та енергією s - та р - орбіталі атома берилію гібридизувались – вирівнялись за формою та енергією і набули максимально віддаленого у просторі розміщення периферійних областей. Якщо у процесі гібридизації беруть участь одна s - та одна р - орбіталі центрального атома (як розглянутому нами випадку), цей тип гібридизації називається sр - гібридизацією, а утворені орбіталі – sр - гібридизованими. Такі орбіталі завжди розташовані у просторі під кутом 180 0­­, за рахунок чого молекули при цьому мають лінійну форму.

Зображена молекула becl 2. В атома берилію у збудженому стані конфігурація зовнішнього електронного рівня записується 2 s 1 2 р 2 (один 2 s - електрон переходить на 2 р - орбіталь). Гібридизації зазнає одна s - і дві р - орбіталі, тому у цьому випадку має місце sр 2 - гібридизація. Зв’язки в молекулі bf 3 утворюються за рахунок одного 2 s - , двох 2 р - електронів атома бору та по одному 2 р - електрону кожного атома флуору.

В просторі молекула має форму трикутника. При утворенні зв’язків n – h у молекулі nh 3 відбувається гібридизація однієї s - і трьох р - орбіталей атома нітрогену.

Утворюються чотири sp 3 - гібридизовані орбіталі, три з яких утворюють зв’язки з атомами гідрогену, а четверту займає неподілена електронна пара атома нітрогену.

Валентний кут нnh повинен був становити 109, 5 0, однак насправді його значення 107, 5 0, що пояснюється впливом неподіленої електронної пари атома нітрогену.

Аналогічне пояснення відхилення валентного кута нон у молекулі води н 2 о (104, 5 0) за рахунок відштовхування двох неподілених електронних пар атома оксигену.

Як зазначалось при розгляді полярності зв’язку якщо різниця електронегативностей атомів, між якими виникає хімічний зв’язок, перевищує 1, 8, ковалентний зв’язок набуває граничної поляризації і стає іонним. При утворенні іонного зв’язку електрон від менш електронегативного атома повністю зміщується до більш електронегативного. Внаслідок цього перший атом стає позитивно зарядженим (катіон), а другий – негативно (аніон). Розглянемо механізм утворення іонного зв’язку на прикладі молекули цезій фториду csf (електронегативність атома цезію 0, 93, атома флуору – 4, різниця. У атома цезію конфігурація останнього електронного рівня 6 s 1. Для набуття стійкої електронної конфігурації благородного газу 6 періоду – радону – 6 s 2 6 p 6 – йому не вистачає 7 електронів, а для електронної конфігурації благородного газу попереднього періоду – ксенону – 5 s 2 5 p 6 – один електрон зайвий. Атом флуору містить один неспарений електрон на зовнішньому електронному рівні (2 р 5), але для завершення йому необхідний ще один (у неону – 2 р 6). Очевидно, що у випадку атома цезію для завершення електронної структури легше віддати один електрон, ніж прийняти 7, а у випадку атома флуору – легше один прийняти. Це і має місце при утворенні зв’язку в молекулі csf. Утворені заряджені частинки (аніон і катіон) називають іонами, а хімічний зв’язок утворений внаслідок електростатичної взаємодії іонів – іонним зв’язком. Напрям зміщення електронної пари вказують стрілкою. Принципової різниці між ковалентним неполярним, ковалентним полярним та іонним зв’язком немає. Вони відрізняються лише ступенем поляризації (зміщення) спільних електронних пар (рис. На відміну від ковалентного зв’язку, іонний характеризується неспрямованістю в просторі і ненасичуваністю. Неспрямованість виявляється в тому, що кожен іон може взаємодіяти з протилежно зарядженим іоном в будь - якому напрямку.

Взаємодія з одним протилежно зарядженим іоном не унеможливлює взаємодію з іншими такими ж іонами в інших напрямках. Це – ненасичуваність. іонні сполуки існують у вигляді кристалів, твердих за нормальних умов, а формули типу csf, na 2 o, ca(oh) 2 тощо відображають співвідношення іонів у кристалі. іонні сполуки мають високі (порівняно з ковалентними) температури плавлення та кипіння, добре розчинні у воді та інших полярних розчинниках, погано розчинні у бензолі, тетрахлорметані, ацетоні та інших неполярних розчинниках. Міжмолекулярна взаємодія. існування речовин у різних агрегатних станах свідчить про те, що між частинками (атомами, молекулами, іонами) має місце взаємодія, обумовлена особливими силами. Вони названі вандерваальсовими силами на честь фізика я. Ван - дер - ваальса (1837 – 1923, голандія), який вивів рівняння стану газу з урахуванням сил міжмолекулярної взаємодії. Сили ван - дер - ваальса є універсальними, вони діють між будь - якими атомами, молекулами чи іонами. Навіть такий високоінертний газ як гелій he при дуже низьких температурах (–269 0 с) переходить у рідкий стан, що свідчить про те, що між атомами гелію існують дуже слабкі сили міжмолекулярної взаємодії. Виникнення сил ван - дер - ваальса можна пояснити виходячи з того, що навіть у електронейтральних атомі або молекул внаслідок руху електронів по орбіталях постійно виникають моментальні електричні дипольні моменти. Взаємодія дипольних моментів називається дисперсійною і характерна для всіх рідин і твердих речовин (рис. Розглянемо розподіл зарядів у молекулі води н 2 о. Атом оксигену несе частковий негативний заряд, який удвічі перевищує частковий позитивний заряд атомів гідрогену, що з’єднані з ним ковалентним полярним зв’язком. Виходячи з того, що молекула води у просторі має кутову форму (див. Гібридизація), різнойменні заряди мають бути зосереджені на протилежних кінцях молекули. При наближенні двох молекул води різнойменно зарядженими краями, відбувається взаємодія, названа орієнтаційною, яка вимагає певної просторової орієнтації диполів (рис. Орієнтаційна взаємодія впливає на фізичні властивості. Речовина закипає тоді, коли вдається подолати енергію міжмолекулярної взаємодії. Чим ця енергія вища, тим сильніше слід нагрівати речовину, щоб вона закипіла. Так, температура кипіння молекулярного азоту n 2 (неполярні молекули) становить. 196 0 с, а температура кипіння карбон монооксиду со – –191, 5 0 с (полярні молекули). Якщо полярна молекула стикається з неполярною, то під впливом полярної на неполярній індукується (виникає) заряд (молекула поляризується). індукований диполь притягається до постійного диполя полярної молекули. Це – індукційна взаємодія. Прикладом такого типу міжмолекулярної взаємодії є взаємодія молекул хлороводню hcl з молекулами хлору cl 2 (рис. Ще у хіх столітті було помічено, що сполуки, в яких атом гідрогену н безпосередньо сполучається з атомами флуору f, оксигену o або нітрогену n, мають певні аномальні властивості, зокрема температури плавлення та кипіння. Зазвичай, у ряду однотипних сполук даної підгрупи, температури плавлення та кипіння зростають при зростанні молекулярної маси. Це пояснюється збільшенням взаємного притягання молекул зі зростанням розмірів атомів, та посиленням дисперсійної взаємодії між ними (табл. Визначення, типи, властивості. Хімічний зв’язок, його типи, властивості, поряд з хімічними реакціями є одним з наріжних каменів цікавої науки під назвою хімія. У цій статті ми розберемо всі аспекти хімічних зв’язків, їх значення в науці, приведемо приклади і багато іншого. Що таке хімічний зв’язок. Під хімічним зв’язком в хімії розуміється взаємне зчеплення атомів в молекулі і кристалічній решітці, в результаті дії сили тяжіння, що існує між атомами. Саме завдяки хімічним зв’язкам відбувається утворення різних хімічних сполук, в цьому полягає природа хімічного зв’язку.

Типи хімічних зв’язків. Механізм утворення хімічного зв’язку сильно залежить від його типу або виду, в цілому розрізняються такі основні види хімічного зв’язку.

Що стосується ковалентного хімічного зв’язку, то на нашому сайті йому присвячена окрема стаття, і більш детально ви можете почитати за посиланням. Далі ж ми розберемо більш детально всі інші основні типи хімічних зв’язків. іонний хімічний зв’язок. Утворення іонного хімічного зв’язку виникає при взаємному електричному тяжінні двох іонів, що мають різні заряди. іони зазвичай при таких хімічних зв’язках прості, що складаються з одного атома речовини. Характерною особливістю іонного типу хімічного зв’язку є відсутність у нього насиченості, і як результат, до іона або навіть цілої групи іонів може приєднатися сама різне кількість протилежно заряджених іонів. Водневий хімічний зв’язок. Ще задовго до появи сучасної теорії хімічних зв’язків в її сучасному вигляді вченими хіміками було помічено, що з’єднання водню з неметалами володіють різними надзвичайними властивостями. Скажімо, температура кипіння води і разом зі фтороводнем набагато вище, ніж це могло б бути, ось вам готовий приклад водневого хімічного зв’язку.

Природа і властивості водневого хімічного зв’язку обумовлені здатністю атома водню h утворювати ще один хімічний зв’язок, звідси власне і назва цього зв’язку.

Причиною утворення такого зв’язку є властивості електростатичних сил. Наприклад, загальна електронна хмара в молекулі фтороводню настільки зміщена в бік фтору, що простір навколо атома цієї речовини насичений негативним електричним полем. Навколо атома водню, тим більше позбавленого свого єдиного електрона, все з точністю до навпаки, його електричне поле значно слабше і як наслідок має позитивний заряд. А позитивні і негативні заряди, як відомо, притягуються, таким нехитрим чином і виникає водневий зв’язок. Хімічний зв’язок металів. Який хімічний зв’язок характерний для металів. У цих речовин є свій власний тип хімічного зв’язку – атоми всіх металів розташовані не аби як, а певним чином, порядок їх розташування називається кристалічною решіткою. Електрони різних атомів утворюють загальну електронну хмару, при цьому вони слабо взаємодіють один з одним. Як визначити вид хімічного зв’язку.

Залежно від речовин, які беруть у ній участь, якщо метал і неметал, то зв’язок іонний, якщо два метали, то металевий, якщо два неметали то ковалентний. Властивості хімічних зв’язків. Енергія хімічного зв’язку визначає її міцність. В даному випадку під енергією мається на увазі зусилля, необхідне, для того, щоб розірвати хімічний зв’язок і роз’єднати атоми. Полярність хімічного зв’язку показує, наскільки електронна щільність зміщена до одного з атомів. Порядок хімічного зв’язку (іншими словами кратність хімічного зв’язку) – це число електронних пар, що вступають в хімічний зв’язок. Порядок може бути, як цілим, так і дробовим, чим він вищий, тим більше число електронів здійснюють хімічний зв’язок і тим важче його розірвати. Хімічний зв’язок, відео.