Ковалентний зв'язок у молекулі азоту утворено. Ковалентний хімічний зв'язок. Механізми утворення ковалентного зв'язку
Ковалентний зв'язок(від латинського «зі» разом і «vales» має силу) здійснюється за рахунок електронної пари, що належить обом атомам. Утворюється між атомами неметалів.
Електронегативність неметалів досить велика, так що при хімічній взаємодіїдвох атомів неметалів повне перенесення електронів від одного до іншого (як у випадку) неможливе. І тут для виконання необхідне об'єднання електронів.
Як приклад обговоримо взаємодію атомів водню та хлору:
H 1s 1 - один електрон
Cl 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 - сім електронів на зовнішньому рівні
Кожному з двох атомів бракує одного електрона для того, щоб мати завершену зовнішню електронну оболонку. І кожен із атомів виділяє „у спільне користування” по одному електрону. Тим самим правило октету виявляється виконаним. Найкраще зображати це за допомогою формул Льюїса:
Освіта ковалентного зв'язку
Узагальнені електрони тепер належать обом атомам. Атом водню має два електрони (свій власний та узагальнений електрон атома хлору), а атом хлору – вісім електронів (свої плюс узагальнений електрон атома водню). Ці два узагальнені електрони утворюють ковалентний зв'язок між атомами водню і хлору. Частка, що утворилася при зв'язуванні двох атомів, називається молекулою.
Неполярний ковалентний зв'язок
Ковалентний зв'язок може утворитися і між двома однаковимиатомів. Наприклад:
Ця схема пояснює, чому водень та хлор існують у вигляді двоатомних молекул. Завдяки парування та узагальнення двох електронів вдається виконати правило октету для обох атомів.
Крім одинарних зв'язків може утворюватися подвійний або потрійний ковалентний зв'язок, як, наприклад, молекулах кисню Про 2 або азоту N 2 . Атоми азоту мають по п'ять валентних електронів, отже, для завершення оболонки потрібно ще три електрони. Це досягається усуспільненням трьох пар електронів, як показано нижче:
Ковалентні сполуки - зазвичай гази, рідини або порівняно низькоплавкі тверді речовини. Одним із рідкісних винятків є алмаз, який плавиться вище 3500 °С. Це пояснюється будовою алмазу, який є суцільними гратами ковалентно пов'язаних атомів вуглецю, а не сукупність окремих молекул. Фактично будь-який кристал алмазу, незалежно від його розміру, є однією величезною молекулою.
Ковалентний зв'язок виникає при об'єднанні електронів двох атомів неметалів. Виникла у своїй структура називається молекулою.
Полярний ковалентний зв'язок
У більшості випадків два ковалентно пов'язані атоми мають різнуелектронегативність та узагальнені електрони не належать двом атомам рівною мірою. Більшість часу вони знаходяться ближче до одного атома, ніж до іншого. У молекулі хлороводню, наприклад, електрони, що утворюють ковалентний зв'язок, розташовуються ближче до атома хлору, оскільки його електронегативність вище, ніж у водню. Однак різниця в здатності притягувати електрони не настільки велика, щоб відбулося повне перенесення електрона з атома водню на атом хлору. Тому зв'язок між атомами водню та хлору можна розглядати як щось середнє між іонним зв'язком (повне перенесення електрона) та неполярним ковалентним зв'язком (симетричне розташування пари електронів між двома атомами). Частковий заряд на атомах позначається грецькою буквою δ. Такий зв'язок називається полярної ковалентної зв'язком, а про молекулу хлороводню кажуть, що вона полярна, тобто має позитивно заряджений кінець (атом водню) та негативно заряджений кінець (атом хлору).
У таблиці нижче перераховані основні типи зв'язків та приклади речовин:
Обмінний та донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку
1) Обмінний механізм. Кожен атом дає по одному неспареним електроном у загальну електронну пару.
2) Донорно-акцепторний механізм. Один атом (донор) надає електронну пару, а інший атом (акцептор) надає цій парі вільну орбіталь.
КС- Зв'язок, що здійснюється за рахунок електронної пари, що належить обом атомам.
Умови утворення КС: вона утворюється між атомами з високою електронегативністю (Електоротр-ть - здатність атомів притягувати до себе електрони).
∆Χ – різниця електронегативності 2-х атомів, якщо ∆Χ≤1.4, зв'язок полярний
КС м.б. утворена:
1 – між будь-якими атомами неметалів (т.к. у всіх неметалів високі значення електроотр-ти), пр: HCl, значення електроотр-ти – за таблицями, у Н=2.1, у Cl=3.1, - ∆Χ=3.1-2.1= 1≤1.4, це зв'язок ковалентний та полярний.
2 – між атомами неметалу та металу, якщо метал знаходиться в високого ступеняокислення, пр: CrCl6 для Cr=2.4, ∆Χ=3.1-2.4=0.7≤1.4 - це ковалентний полярний зв'язок.
Механізми освіти КС:
1- обмінний механізм- 2 атоми обмінюються електронами, утворюючи загальну електронну пару, що належить обом і називається «поділена». Прикладом можуть бути молекули летких неорганічних сполук: НСl, Н 2 Про, Н 2 S, NН 3 та ін. Утворення молекули НСl можна уявити схемою Н. + . Сl: = Н:Cl: Електронна пара зміщена до атома хлору, оскільки відносна електронегативність атома хлору (2,83) більша, ніж атома водню (2,1).
2 – донорно-акцепторний механізм: - полягає в тому, що пара електронів одного атома (донора) займає вільну орбіталь іншого атома (акцептора) Розглянемо як приклад механізм утворення іона амонію. У молекулі аміаку атом азоту має неподілену пару електронів (двоелектронна хмара): .
У іона водню вільна (не заповнена) 1s-орбіталь, що можна позначити як H+. При освіті іона амонію двоелектронна хмара азоту стає загальною для атомів азоту і водню, тобто. воно перетворюється на молекулярну електронну хмару. Отже, виникає четвертий ковалентний зв'язок. Процес утворення іона амонію можна подати схемою
| + □H+ → |
Заряд іона водню стає загальним (він справакалізований, тобто розосереджений між усіма атомами), а двоелектронна хмара (неподілена електронна пара), що належить азоту, стає загальним з воднем.
Ковалентний зв'язок буває полярним (складні молекули) та неполярним (прості молекули).
Властивості ковалентного зв'язку
Ковалентний зв'язок має низку важливих властивостей. До них належать: насичуваність і спрямованість.
Насичуваність- Характерна властивість ковалентного зв'язку. Вона проявляється у здатності атомів утворювати обмежену кількість ковалентних зв'язків. Це пов'язано з тим, що одна орбіталь атома може брати участь в утворенні лише одного ковалентного хімічного зв'язку. Ця властивість визначає склад молекулярних хімічних сполук. Так, при взаємодії атомів водню утворюється молекула Н2, а не Н3. Третій атом водню неспроможна приєднатися, оскільки спин його електрона виявиться паралельним спину однієї з спарених електронів у молекулі. Здатність до утворення тієї чи іншої кількості ковалентних зв'язків у атомів різних елементів обмежується отриманням максимальної кількості неспарених валентних електронів.
Спрямованість- Властивість ковалентного зв'язку, що визначає геометричну структуру молекули. Причина спрямованості зв'язку полягає в тому, що перекриття електронних орбіталейможливо тільки за умови їхньої певної взаємної орієнтації, що забезпечує найбільшу електронну щільність у сфері їх перекривання. У цьому випадку утворюється найбільш міцна хімічний зв'язок.
Як мовилося раніше, загальна електронна пара, здійснює ковалентну зв'язок, може утворитися з допомогою неспарених електронів, що у незбуджених взаємодіючих атомах. Це відбувається, наприклад, утворенні таких молекул, як H2, НС1, Cl2. Тут кожен з атомів має один неспарений електрон; при взаємодії двох таких атомів створюється загальна електронна пара – виникає ковалентний зв'язок.
У незбудженому атомі азоту є три неспарені електрони:
Отже, за рахунок неспарених електронів атом азоту може брати участь у освіті трьох ковалентних зв'язків. Це і відбувається, наприклад, в молекулах N 2 або NH 3 в яких ковалентність азоту дорівнює 3.
Однак кількість ковалентних зв'язків може бути і більшою за кількість наявних у незбудженого атома неспарених електронів. Так, у нормальному стані зовнішній електронний шар атома вуглецю має структуру, що зображується схемою:
За рахунок наявних неспарених електронів атом вуглецю може утворити два ковалентні зв'язки. Тим часом для вуглецю характерні сполуки, в яких кожен атом пов'язаний з сусідніми атомами чотирма ковалентними зв'язками (наприклад, CO 2 , CH 4 і т.д.). Це виявляється можливим завдяки тому, що при витраті деякої енергії можна один з 2х-електронів, що є в атомі, перевести на підрівень 2 рв результаті атом перетворюється на збуджений стан, а число неспарених електронів зростає. Такий процес збудження, що супроводжується розпарюванням електронів, може бути представлений наступною схемою, в якій збуджений стан відмічено зірочкою у символу елемента:
Тепер у зовнішньому електронному шарі атома вуглецю знаходяться чотири неспарені електрони; отже, збуджений атом вуглецю може брати участь у освіті чотирьох ковалентних зв'язків. При цьому збільшення кількості створюваних ковалентних зв'язків супроводжується виділенням більшої кількостіенергії, чим витрачається переклад атома в збуджений стан.
Якщо збудження атома, що призводить до збільшення числа не спарених електронів, пов'язане з дуже великими витратами енергії, ці витрати не компенсуються енергією утворення нових зв'язків; тоді такий процес загалом виявляється енергетично невигідним. Так, атоми кисню та фтору не мають вільних орбіталей у зовнішньому електронному шарі:
Тут зростання числа неспарених електронів можливе лише шляхом переведення одного з електронів на наступний рівень енергії, тобто. у стан 3s.Однак такий перехід пов'язаний з дуже великою витратою енергії, яка не покривається енергією, що виділяється у разі нових зв'язків. Тому за рахунок неспарених електронів атом кисню може утворити не більше двох ковалентних зв'язків, а атом фтору – лише один. Справді, цих елементів характерна стала ковалентність, рівна двом для кисню і одиниці - для фтору.
Атоми елементів третього та наступних періодів мають у зовнішньому електронному шарі «i-підрівень, на який при збудженні можуть переходити s-та р-електрони зовнішнього шару. Тому тут з'являються додаткові можливості збільшення неспарених електронів. Так, атом хлору, який має в збудженому стані одним неспареним електроном
може бути переведений при витраті деякої енергії у збуджені стани (СІ), що характеризуються трьома, п'ятьма або сімома неспареними електронами: 
Тому на відміну атома фтору атом хлору може брати участь у освіті як однієї, але й трьох, п'яти чи семи ковалентних зв'язків. Так, у хлористій кислоті HClO 2 ковалентність хлору дорівнює трьом, у хлорній кислоті HClO 3 - п'яти, а в хлорній кислоті HClO 4 - семи. Аналогічно атом сірки, що також володіє незайнятим ЗбСіодурівнем, може переходити в збуджені стани з чотирма або шістьма неспареними електронами і брати участь, отже, в освіті не тільки двох, як у кисню, але також чотирьох або шести ковалентних зв'язків. Цим можна пояснити існування сполук, у яких сірка виявляє ковалентність, що дорівнює чотирьом (SO 2 , SCl 4) або шести (SF 6).
У багатьох випадках ковалентні зв'язки виникають і за рахунок спарених електронів, що є у зовнішньому електронному шарі атома. Розглянемо, наприклад, електронну структуру молекули аміаку:
Тут точками позначені електрони, які спочатку належали атому азоту, а хрестиками - належали атомам водню. З восьми зовнішніх електронів атома азоту шість утворюють три ковалентні зв'язки та є загальними для атома азоту та атомів водню. Але два електрони належать тільки азоту і утворюють неподілену електронну пару.Така пара електронів теж може брати участь у освіті ковалентного зв'язку з іншим атомом, якщо у зовнішньому електронному шарі цього атома є вільна орбіталь. Незаповнена ls-орбіталь є, наприклад, у іона водню H + взагалі позбавленого електронів:
Тому при взаємодії молекули NH 3 з іоном водню між ними виникає ковалентний зв'язок; неподілена пара електронів атома азоту стає спільною для двох атомів, внаслідок чого утворюється іон амонію NH 4:
Тут ковалентний зв'язок виник за рахунок пари електронів, що спочатку належала одному атому (доноруелектронної пари), і вільної орбіталі іншого атома (акцептораелектронної пари). Такий спосіб утворення ковалентного зв'язку називається донорно-акцепторним.У розглянутому прикладі донором електронної пари є атом азоту, а акцептором - атом водню.
Досвідом встановлено, що чотири зв'язку N-Hв іоні амонію в усіх відношеннях рівноцінні. З цього випливає, що зв'язок, утворений донорно-акцепторним способом, не відрізняється за своїми властивостями від ковалентного зв'язку, створюваного за рахунок неспарених електронів атомів, що взаємодіють.
Іншим прикладом молекули, в якій є зв'язки, утворені донорно-акцепторним способом, може бути молекула оксиду азоту (I) N 2 O.
Раніше структурну формулу цієї сполуки зображували так:
Відповідно до цієї формули, центральний атом азоту з'єднаний із сусідніми атомами п'ятьма ковалентними зв'язками, так що в його зовнішньому електронному шарі знаходяться десять електронів (п'ять електронних пар). Але такий висновок суперечить електронній структурі атома азоту, оскільки його зовнішній L-шар містить всього чотири орбіталі (одну 5- та три р-орбіталі) і не може вмістити більше восьми електронів. Тому наведену структурну формулу не можна визнати правильною.
Розглянемо електронну структуру оксиду азоту (I), причому електрони окремих атомів поперемінно позначатимемо точками або хрестиками. Атом кисню, що має два неспарені електрони, утворює два ковалентні зв'язки з центральним атомом азоту:
За рахунок неспареного електрона, що залишився у центрального атома азоту, останній утворює ковалентний зв'язок з другим атомом азоту:
Таким чином, зовнішні електронні шари атома кисню та центрального атома азоту виявляються заповненими: тут утворюються стійкі восьмиелектронні конфігурації. Але у зовнішньому електронному шарі крайнього атома азоту розміщено лише шість електронів; цей атом може бути акцептором ще однієї електронної пари. Сусідній же з ним центральний атом азоту має неподілену електронну пару і може виступати в якості донора. Це призводить до утворення за донорно-акцепторним способом ще одного ковалентного зв'язку між атомами азоту:
Тепер кожен із трьох атомів, що становлять молекулу N 2 O, має стійку восьмиелектронну структуру зовнішнього шару. Якщо ковалентний зв'язок, утворений донорно-акцепторним способом, позначити, як це прийнято, стрілкою, спрямованою від атома-донора до атома-акцептора, структурну формулу оксиду азоту (I) можна представити наступним чином:
Отже, в оксиді азоту (I) ковалентність центрального атома азоту дорівнює чотирьом, а крайнього - двом.
Розглянуті приклади показують, що атоми мають різноманітні можливості для утворення ковалентних зв'язків. Останні можуть створюватися і за рахунок неспарених електронів незбудженого атома, і за рахунок неспарених електронів, що з'являються в результаті збудження атома («розпарювання» електронних пар), і, нарешті, донорно-акцепторним способом. Проте загальна кількість ковалентних зв'язків, здатних утворити даний атом, обмежена. Воно визначається загальним числомвалентних орбіталей, т. е. тих орбіталей, використання яких освіти ковалентних зв'язків виявляється енергетично вигідним. Квантово-механічний розрахунок показує, що до подібних орбіталів належать S-р-орбіталі зовнішнього електронного шару і d-орбіталі попереднього шару; у деяких випадках, як ми бачили на прикладах атомів хлору та сірки, як валентні орбітали можуть використовуватися і б/-орбіталі зовнішнього шару.
Атоми всіх елементів другого періоду мають у зовнішньому електронному шарі чотири орбіталі за відсутності ^-орбіталей у попередньому шарі. Отже, на валентних орбіталях цих атомів може розміститися трохи більше восьми електронів. Це означає, що максимальна ковалентність елементів другого періоду дорівнює чотирьом.
Атоми елементів третього та наступних періодів можуть використовувати для утворення ковалентних зв'язків не тільки s-і р-,але також і ^-орбіталі. Відомі сполуки ^-елементів, у яких освіті ковалентних зв'язків беруть участь s-і р-орбіталі зовнішнього електронного шару та всі п'ять
Здатність атомів брати участь в утворенні обмеженої кількості ковалентних зв'язків отримала назву насичуваностіковалентного зв'язку.
- Ковалентний зв'язок, утворений донорно-акцепторним способом, іноді коротко називають донорно-акцепторним зв'язком. Під цим терміном слід, однак, розуміти не особливий вид зв'язку, а лише певний спосіб утворення ковалентного зв'язку.
Дипольні моменти молекул
Метод валентних зв'язків ґрунтується на положенні, що кожна пара атомів у хімічній частинці утримується разом за допомогою однієї або кількох електронних пар. Ці пари електронів належать двом атомам, що зв'язуються, і локалізовані в просторі між ними. За рахунок тяжіння ядер атомів, що зв'язуються до цих електронів і виникає хімічний зв'язок.
Перекривання атомних орбіталей
При описі електронної будови хімічної частки електрони, у тому числі узагальнені, відносять до окремих атомів та їх стану описують атомними орбіталями. При вирішенні рівняння Шредінгера наближену хвильову функцію вибирають так, щоб вона давала мінімальну електронну енергію системи, тобто, найбільше значення енергії зв'язку. Ця умова досягається при найбільшому перекриванні орбіталей, що належить одному зв'язку. Таким чином, пара електронів, що зв'язують два атоми, знаходиться в області перекривання їх атомних орбіталей.
Орбіталі, що перекриваються, повинні мати однакову симетрію щодо між'ядерної осі.
Перекривання атомних орбіталей уздовж лінії, що зв'язує ядра атомів, призводить до утворення зв'язків σ. Між двома атомами в хімічній частині можливий лише один σ-зв'язок. Всі σ-зв'язки мають осьову симетрію щодо між'ядерної осі. Фрагменти хімічних частинок можуть обертатися навколо міжядерної осі без порушення ступеня перекривання атомних орбіталей, що утворюють зв'язки σ. Сукупність спрямованих, суворо орієнтованих просторі σ-зв'язків створює структуру хімічної частки.
При додатковому перекриванні атомних орбіталей, перпендикулярних лінії зв'язку, утворюються π-зв'язки.
Внаслідок цього між атомами виникають кратні зв'язки:
| Одинарна (σ) | Подвійна (σ+π) | Потрійна (σ + π + π) |
| F−F | O=O | N≡N |
З появою π-зв'язку, що не має осьовий симетрії, вільне обертання фрагментів хімічної частки навколо σ-зв'язку стає неможливим, оскільки воно має призвести до розриву π-зв'язку. Крім σ- і π-зв'язків, можливе утворення ще одного виду зв'язку - δ-зв'язку:
Зазвичай такий зв'язок утворюється після утворення атомами σ- і π-зв'язків за наявності атомів d- І f-орбіталей шляхом перекривання їх "пелюсток" відразу в чотирьох місцях В результаті кратність зв'язку може зрости до 4-5.
Наприклад, в октахлородиренат(III)-іоні 2 між атомами ренію утворюються чотири зв'язки.
Механізми утворення ковалентних зв'язків
Розрізняють кілька механізмів утворення ковалентного зв'язку: обмінний(рівноцінний), донорно-акцепторний, дативний.
При використанні обмінного механізму утворення зв'язку сприймається як результат спарювання спинів вільних електронів атомів. При цьому здійснюється перекриття двох атомних орбіталей сусідніх атомів, кожна з яких зайнята одним електроном. Таким чином, кожен із атомів, що зв'язуються, виділяє для усуспільнення пари по електрону, як би обмінюючись ними. наприклад, при утворенні молекули бору трифториду з атомів три атомні орбіталі бору, на кожній з яких є по одному електрону, перекриваються з трьома атомними орбіталями трьох атомів фтору (на кожній з них також знаходиться по одному неспареному електрону). В результаті парування електронів в областях перекривання відповідних атомних орбіталей з'являється три пари електронів, що зв'язують атоми молекулу.
За донорно-акцепторним механізмом перекривається орбіталь з парою електронів одного атома та вільна орбіталь іншого атома. У цьому випадку в області перекриття також виявляється пара електронів. За донорно-акцепторним механізмом відбувається, наприклад, приєднання фторид-іону до молекули бору трифториду. Вакантна р-орбіталь бору (акцептора електронної пари) у молекулі BF 3 перекривається з р-орбіталлю іона F − , що у ролі донора електронної пари. У іоні, що утворився, - всі чотири ковалентні зв'язки бор-фтор рівноцінні по довжині і енергії, незважаючи на відмінність у механізмі їх утворення.
Атоми, зовнішня електронна оболонка яких складається лише з s- І р-орбіталей можуть бути або донорами, або акцепторами електронної пари. Атоми, у яких зовнішня електронна оболонка включає d-орбіталі можуть виступати в ролі і донора, і акцептора пар електронів. І тут розглядається дативний механізм освіти зв'язку. Прикладом прояву дативного механізму освіти зв'язку служить взаємодія двох атомів хлору. Два атоми хлору в молекулі Cl 2 утворюють ковалентний зв'язок по обмінному механізму, поєднуючи свої неспарені 3 р-Електрони. Крім того, відбувається перекриття 3 р-орбіталі атом Cl-1, на якій є пара електронів, і вакантної 3 d-орбіталі атома Cl-2, а також перекривання 3 р-орбіталі атом Cl-2, на якій є пара електронів, і вакантної 3 d-орбіталі атома Cl-1 Дія дативного механізму призводить до збільшення міцності зв'язку. Тому молекула Cl 2 є міцнішою, ніж молекула F 2 , в якій ковалентний зв'язок утворюються тільки за обмінним механізмом:
Гібридизація атомних орбіталей
При визначенні геометричної форми хімічної частки слід враховувати, що пари зовнішніх електронів центрального атома, у тому числі й не утворюють хімічний зв'язок, розташовуються у просторі якнайдалі один від одного.
При розгляді ковалентних хімічних зв'язків нерідко використовують поняття про гібридизацію орбіталей центрального атома – вирівнювання їхньої енергії та форми. Гібридизація є формальним прийомом, який застосовується для квантово-хімічного опису перебудови орбіталей у хімічних частинках порівняно з вільними атомами. Сутність гібридизації атомних орбіталей полягає в тому, що електрон поблизу ядра зв'язаного атома характеризується не окремою атомною орбіталлю, а комбінацією атомних орбіталей з однаковим квантовим числом. Така комбінація називається гібридною (гібридизованою) орбіталлю. Як правило, гібридизація зачіпає лише вищі та близькі за енергією атомні орбіталі, зайняті електронами.
В результаті гібридизації з'являються нові гібридні орбіталі (рис.24), які орієнтуються у просторі таким чином, щоб розташовані на них електронні пари (або неспарені електрони) виявилися максимально віддаленими один від одного, що відповідає мінімуму енергії міжелектронного відштовхування. Тому тип гібридизації визначає геометрію молекули чи іона.
ТИПИ ГІБРИДИЗАЦІЇ
| Тип гібридизації | Геометрична форма | Кут між зв'язками | Приклади |
| sp | лінійна | 180 o | BeCl 2 |
| sp 2 | трикутна | 120 o | BCl 3 |
| sp 3 | тетраедрична | 109,5 o | CH 4 |
| sp 3 d | тригонально-біпірамідальна | 90 o; 120 o | PCl 5 |
| sp 3 d 2 | октаедричні | 90 o | SF 6 |
У гібридизації беруть участь як зв'язувальні електрони, а й неподілені електронні пари. Наприклад, молекула води містить два ковалентні хімічні зв'язки між атомом кисню та двома атомами водню.
Крім двох пар електронів, спільних з атомами водню, атом кисню має дві пари зовнішніх електронів, що не беруть участі в утворенні зв'язку (неподілені електронні пари). Усі чотири пари електронів займають певні області у просторі навколо атома кисню.
Оскільки електрони відштовхуються один від одного, електронні хмари розташовуються на більшій відстані один від одного. При цьому в результаті гібридизації змінюється форма атомних орбіталей, вони витягнуті та спрямовані до вершин тетраедра. Тому молекула води має кутову форму, а кут між зв'язками кисень-водень дорівнює 104,5 o .
Для передбачення типу гібридизації зручно використовувати донорно-акцепторний механізмутворення зв'язку: відбувається перекриття порожніх орбіталей менш електронегативного елемента і орбіталей більш електронегативного елемента з парами електронів, що знаходяться на них. При складанні електронних конфігурацій атомів враховують їх ступеня окислення− умовне число, що характеризує заряд атома в поєднанні, розрахований виходячи з припущення іонної будови речовини.
Щоб визначити тип гібридизації та форму хімічної частинки, надходять таким чином:
Наявність π-зв'язків не впливає на тип гібридизації. Однак наявність додаткового зв'язування може призвести до зміни валентних кутів, оскільки електрони кратних зв'язків сильніше відштовхуються один від одного. З цієї причини, наприклад, валентний кут молекули NO 2 ( sp 2 -гібридизація) збільшується від 120 o до 134 o .
Кратність зв'язку азот-кисень у цій молекулі дорівнює 1,5, де одиниця відповідає одному σ-зв'язку, а 0,5 дорівнює відношенню числа орбіталей атома азоту, що не беруть участі в гібридизації (1) до активних електронних пар, що залишилися, у атома кисню, що утворюють π-зв'язку (2). Таким чином, спостерігається справакалізація π-зв'язків (делокалізовані зв'язки – ковалентні зв'язки, кратність яких не може бути виражена цілим числом).
В разі sp, sp 2 , sp 3 , sp 3 d 2 гібридизації вершини в багатограннику, що описує геометрію хімічної частинки, рівноцінні, і тому кратні зв'язки та неподілені пари електронів можуть займати будь-які з них. Однак sp 3 d-гібридизації відповідає тригональна біпіраміда, В якій валентні кути для атомів, розташованих у підставі піраміди (екваторіальної площини), дорівнюють 120 o , а валентні кути за участю атомів, розташованих у вершинах біпіраміди, дорівнюють 90 o . Експеримент показує, що неподілені електронні пари завжди розміщуються в екваторіальній площині тригональної біпіраміди. На цій підставі робиться висновок, що вони вимагають більше вільного простору, ніж пари електронів, що беруть участь у освіті зв'язку. Прикладом частинки з таким розташуванням електронної пари неподіленої є тетрафторид сірки (рис. 27). Якщо центральний атом одночасно має неподілені пари електронів і утворює кратні зв'язки (наприклад, у молекулі XeOF 2), то у випадку sp 3 d-Гібридизації саме вони розташовуються в екваторіальній площині тригональної біпіраміди (рис. 28).
Дипольні моменти молекул
Ідеальний ковалентний зв'язок існує лише в частках, що складаються з однакових атомів (Н2, N2 і т.д.). Якщо утворюється зв'язок між різними атомами, то електронна щільність зміщується одного з ядер атомів, тобто відбувається поляризація зв'язку. Характеристикою полярності зв'язку є її дипольний момент.
Дипольний момент молекули дорівнює векторній сумі дипольних моментів її хімічних зв'язків (з огляду на наявність неподілених пар електронів). Якщо полярні зв'язки розташовані в молекулі симетрично, то позитивні та негативні заряди компенсують один одного і молекула в цілому є неполярною. Так відбувається, наприклад, з молекулою діоксиду вуглецю. Багатоатомні молекули з несиметричним розташуванням полярних зв'язків (і, отже, електронної густини) є загалом полярними. Це стосується, зокрема, молекули води.
На результуюче значення дипольного моменту молекули може вплинути неподілена пара електронів. Так, молекули NH 3 та NF 3 мають тетраедричну геометрію (з урахуванням неподіленої пари електронів). Ступені іонності зв'язків азот-водень та азот-фтор становлять 15 і 19%, відповідно, а їх довжини - 101 і 137 пм, відповідно. Виходячи з цього, можна було б зробити висновок про більший дипольний момент NF3. Проте експеримент показує протилежне. При більш точному передбаченні дипольного моменту слід враховувати напрямок дипольного моменту неподіленої пари (рис. 29).
Вкрай рідко хімічні речовинискладаються з окремих, не пов'язаних між собою атомів хімічних елементів. Такою будовою у звичайних умовах має лише невеликий ряд газів, які називають благородними: гелій, неон, аргон, криптон, ксенон і радон. Найчастіше ж хімічні речовини складаються з розрізнених атомів, та якщо з їх об'єднань у різні угруповання. Такі об'єднання атомів можуть налічувати кілька одиниць, сотень, тисяч і навіть більше атомів. Сила, яка утримує ці атоми у складі таких угруповань, називається хімічний зв'язок.
Іншими словами, можна сказати, що хімічним зв'язком називають взаємодію, яка забезпечує зв'язок окремих атомів у більш складні структури (молекули, іони, радикали, кристали та ін.).
Причиною утворення хімічного зв'язку є те, що енергія складніших структур менша за сумарну енергію окремих, що утворюють її атомів.
Так, зокрема, якщо при взаємодії атомів X та Y утворюється молекула XY, це означає, що внутрішня енергія молекул цієї речовини нижча, ніж внутрішня енергія окремих атомів, з яких вона утворилася:
E(XY)< E(X) + E(Y)
Тому при утворенні хімічних зв'язків між окремими атомами виділяється енергія.
В утворенні хімічних зв'язків беруть участь електрони зовнішнього електронного шару з найменшою енергією зв'язку з ядром валентними. Наприклад, у бору такими є електрони 2 енергетичного рівня – 2 електрони на 2 s-орбіталі та 1 на 2 p-орбіталі:
При освіті хімічного зв'язку кожен атом прагне одержати електронну конфігурацію атомів шляхетних газів, тобто. щоб у зовнішньому електронному шарі було 8 електронів (2 для елементів першого періоду). Це явище отримало назву правила октету.
Досягнення атомами електронної конфігурації шляхетного газу можливе, якщо спочатку одиночні атоми зроблять частину своїх валентних електронів загальними інших атомів. У цьому утворюються загальні електронні пари.
Залежно від ступеня усуспільнення електронів можна виділити ковалентний, іонний та металевий зв'язок.
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 полярним. Причина такої назви полягає в тому, що атоми різних елементівмають і різну здатність притягувати себе загальну електронну пару. Очевидно, що це призводить до усунення загальної електронної пари у бік одного з атомів, внаслідок чого на ньому формується частковий негативний заряд. Натомість, на іншому атомі формується частковий позитивний заряд. Наприклад, у молекулі хлороводню електронна пара зміщена від атома водню до атома хлору:
Приклади речовин з ковалентним полярним зв'язком:
СCl 4 H 2 S, CO 2 NH 3 SiO 2 і т.д.
Ковалентний неполярний зв'язок утворюється між атомами неметалів одного хімічного елемента. Оскільки атоми ідентичні, однакова та його здатність відтягувати він загальні електрони. У зв'язку з цим усунення електронної пари не спостерігається:
Вищеописаний механізм утворення ковалентного зв'язку, коли обидва атоми надають електрони для утворення загальних електронних пар, називається обмінним.
Також існує донорно-акцепторний механізм.
При утворенні ковалентного зв'язку за донорно-акцепторним механізмом загальна електронна пара утворюється за рахунок заповненої орбіталі одного атома (з двома електронами) та порожньої орбіталі іншого атома. Атом, який надає неподілену електронну пару, називають донором, а атом із вільною орбіталлю – акцептором. Як донори електронних пар виступають атоми, що мають спарені електрони, наприклад N, O, P, S.
Наприклад, за донорно-акцепторним механізмом відбувається утворення четвертого 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 розриву зв'язку між атомами.
Енергія зв'язку зменшується зі зростанням радіусів атомів, що зв'язуються. Так, як ми знаємо, атомні радіуси збільшуються вниз підгрупами, 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 більша кратність зв'язку, тим більша її енергія. Під кратністю зв'язку розуміється кількість загальних електронних пар між двома атомами.
Іонний зв'язок
Іонний зв'язок можна розглядати як граничний випадок ковалентного полярного зв'язку. Якщо в ковалентно-полярному зв'язку загальна електронна пара зміщена частково до одного з пар атомів, то в іонному вона практично повністю «віддана» одному з атомів. Атом, що віддав електрон(и), набуває позитивного заряду і стає катіоном, А атом, що забрав у нього електрони, набуває негативного заряду і стає аніоном.
Таким чином, іонний зв'язок - це зв'язок, утворений за рахунок електростатичного тяжіння катіонів до аніонів.
Утворення такого типу зв'язку характерне при взаємодії атомів типових металів та типових неметалів.
Наприклад, фторид калію. Катіон калію утворюється в результаті відриву від нейтрального атома одного електрона, а іон фтору утворюється при приєднанні до атома фтору одного електрона:
Між іонами, що виходять, виникає сила електростатичного тяжіння, в результаті чого утворюється іонне з'єднання.
При утворенні хімічного зв'язку електрони від атома натрію перейшли до атома хлору та утворилися протилежно заряджені іони, які мають завершений зовнішній енергетичний рівень.
Встановлено, що електрони від атома металу не відриваються повністю, лише зміщуються убік атома хлору, як і ковалентного зв'язку.
Більшість бінарних сполук, що містять атоми металів, є іонними. Наприклад, оксиди, галогеніди, сульфіди, нітриди.
Іонний зв'язок виникає також між простими катіонами та простими аніонами (F − , Cl − , S 2-), а також між простими катіонами та складними аніонами (NO 3 − , SO 4 2- , PO 4 3- , OH −). Тому до іонних сполук відносять солі та основи (Na 2 SO 4 , Cu(NO 3) 2 , (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2 , NaOH).
Металевий зв'язок
Цей тип зв'язку утворюється в металах.
У атомів всіх металів на зовнішньому електронному шарі є електрони, що мають низьку енергію зв'язку з ядром атома. Для більшості металів енергетично вигідним є процес втрати зовнішніх електронів.
Зважаючи на таку слабку взаємодію з ядром ці електрони в металах дуже рухливі і в кожному кристалі металу безперервно відбувається наступний процес:
М 0 - ne − = M n + , де М 0 - нейтральний атом металу, а M n + катіон цього ж металу. На малюнку нижче представлена ілюстрація процесів, що відбуваються.
Тобто кристалом металу «носяться» електрони, від'єднуючись від одного атома металу, утворюючи з нього катіон, приєднуючись до іншого катіону, утворюючи нейтральний атом. Таке явище отримало назву "електронний вітер", а сукупність вільних електронів у кристалі атома неметалу назвали "електронний газ". Подібний тип взаємодії між атомами металів назвали металевим зв'язком.
Водневий зв'язок
Якщо атом водню в будь-якій речовині пов'язаний з елементом з високою електронегативністю (азотом, киснем або фтором), для такої речовини характерне таке явище, як водневий зв'язок.
Оскільки атом водню пов'язані з електронегативним атомом, атомі водню утворюється частковий позитивний заряд, але в атомі електронегативного елемента — частковий негативний. У зв'язку з цим стає можливим електростатичне тяжіння між частково позитивно зарядженим атомом водню однієї молекули та електронегативним атомом іншої. Наприклад водневий зв'язок спостерігається для молекул води:
Саме водневим зв'язком пояснюється аномально висока температура плавлення води. Крім води, також міцні водневі зв'язки утворюються в таких речовинах, як фтороводород, аміак, кислоти, що містять кисень, феноли, спирти, аміни.