Введення у загальну хімію. Механізми утворення стійкої електронної конфігурації

ЗВ'ЯЗОК

ЗВ'ЯЗОК, -і, про зв'язок, у зв'язку та у зв'язку, ж.

1. (У зв'язку). Відношення взаємної залежності, обумовленості, спільності між чимось. С. теорії та практики. Причинна с.

2. (У зв'язку). Тісне спілкування між ким-чим-н. Дружня с. Зміцнювати міжнародні зв'язки.

3. (У зв'язку та у зв'язку). Любовні стосунки, співжиття. Любовна с. Бути у зв'язку з ким-н.

4. мн. ч. Близьке знайомство з ким-н., що забезпечує підтримку, заступництво, вигоду. Мати зв'язки у впливових колах. Великі зв'язки.

5. (У зв'язку). Повідомлення з ким-чим-н., а також засоби, які дають можливість зноситися, повідомлятися. Космічна с. Жива с.(через зв'язкових). Повітряна с. Міжміська телефонна с.

6. (У зв'язку). Галузь народного господарства, що відноситься до засобів такого сполучення (пошта, телеграф, телефон, радіо), а також сукупності таких коштів, зосереджені у відповідних установах. Служба зв'язку. Працівники зв'язку.

7. (У зв'язку), зазвичай мн. ч. Частина будівельної конструкції, що поєднує її основні елементи (спец.).

У зв'язку з чим, прийменник з тб. п. внаслідок чого-н., через що-н., будучи обумовлено чим-н. Запізнення у зв'язку із заметами.

У зв'язку з тим що, союз з тієї причини що, на підставі того, що. Поцікавився, у зв'язку з тим, що потрібні точні відомості.

ЗВ'ЯЗОКце, що таке ЗВ'ЯЗОК, значення слова ЗВ'ЯЗОК, синоніми до ЗВ'ЯЗОК, походження (етимологія) ЗВ'ЯЗОК, ЗВ'ЯЗОКнаголос, форми слова в інших словниках

+ ЗВ'ЯЗОК– Т.Ф. Єфремова Новий словник російської. Тлумачно-словотворчий

ЗВ'ЯЗОК це

зв'язок

ж.

а) Взаємні відносини між ким-л., чим-л.

б) Спільність, взаєморозуміння, внутрішнє єдність.

а) Спілкування з ким-л.

б) Любовні стосунки, співжиття.

3) Відносини між ким-л., Що створюють взаємну залежність, обумовленість.

4) Послідовність, узгодженість, стрункість (у думках, викладі тощо).

5) Можливість спілкування з ким-л., чим-л. на відстані.

6) Кошти, з допомогою яких здійснюється спілкування з відривом.

7) Сукупність установ, які забезпечують засобами спілкування з відривом (телеграф, пошта, телефон, радіо).

а) З'єднання, скріплення чогось-л.

б) Зчеплення, взаємне тяжіння (молекул, атомів, електронів тощо).

+ ЗВ'ЯЗОК- Сучасний тлумачний словник вид. «Велика Радянська Енциклопедія»

ЗВ'ЯЗОК це

ЗВ'ЯЗОК

1) передача та прийом інформації за допомогою різних технічних засобів. Відповідно до характеру застосовуваних засобів зв'язку поділяється на поштову (див. Пошта) та електричну (див. Електрозв'язок).2) Галузь народного господарства, що забезпечує передачу та прийом поштових, телефонних, телеграфних, радіо- та ін. У СРСР 1986 налічувалося 92 тис. підприємств зв'язку; відправлено 8,5 млрд. листів, 50,3 млрд. газет та журналів, 248 млн. посилок, 449 млн. телеграм; кількість телефонних апаратів загальної телефонної мережі становило 33,0 млн. з сер. 60-х. в СРСР впроваджується Єдина автоматизована мережа зв'язку (ЕАСС).3) Зв'язок військовий забезпечується Військами зв'язку. Зв'язки класифікують за об'єктами пізнання, за формами детермінізму (однозначні, імовірнісні та кореляційні), за їх силою (жорсткі та корпускулярні), за характером результату, що дає зв'язок (зв'язок породження, зв'язок перетворення), за напрямом дії (прямі та зворотні), за типом процесів, які визначає цей зв'язок (зв'язок функціонування, зв'язок розвитку, зв'язок управління), за змістом, який є предметом зв'язку (зв'язок, що забезпечує перенесення речовини, енергії або інформації).

+ ЗВ'ЯЗОК- Малий академічний словник російської мови

ЗВ'ЯЗОК це

зв'язок

І, предл.про зв'язок, у зв'язку та у зв'язку, ж.

Взаємні відносини між ким-чем-л.

Зв'язок між промисловістю та сільським господарством. Зв'язок науки та виробництва. Торговельні зв'язки. Господарський зв'язок районів. Родинні зв'язки.

Взаємна залежність, обумовленість.

Причинний зв'язок.

Ми хочемо тільки сказати, що всі науки знаходяться між собою в тісному зв'язку і що міцні придбання однієї науки повинні не залишатися безплідними для інших.Чернишевський, Граматичні нотатки. В. Класовського.

Зв'язок творчості Петрова-Водкіна з традиціями давньоруського живопису очевидна.

Л. Мочалов, Неповторність таланту.

Узгодженість, стрункість, послідовність (у поєднанні думок, у викладі, мовленні).

Думки заважали в його голові, і слова не мали жодного зв'язку.Пушкін, Дубровський.

У думках недостатньо послідовності, і, коли я викладаю їх на папері, мені щоразу здається, що я втратив чуття до їхнього органічного зв'язку.Чехов, Нудна історія.

Близькість з ким-л., внутрішнє єдність.

Між ними виріс той невидимий зв'язок, який не висловлювався словами, а тільки відчувався.Мамин-Сибіряк, Привалівські мільйони.

Коли письменник глибоко відчуває свій кровний зв'язок із народом - це дає красу та силу йому.М. Горький, Лист Д. Н. Мамину-Сибіряку, 18 жовт. 1912.

Спілкування (дружнє чи ділове), зносини з ким-чем-л.

Підтримувати зв'язок із ким-л. Зав'язати зв'язки у літературному світі.

(Іван Іванович та Іван Никифорович) перервали всі зв'язки, тим часом як раніше були відомі за найнерозлучніших друзів!Гоголь, Повість у тому, як посварився Іван Іванович з Іваном Никифоровичем.

Були встановлені зв'язки Дроздова з однією з революційних організацій, здійснено арешти.М. Горький, Розповідь про героя.

Любовні стосунки; співжиття.

(Матвій) вступив у зв'язок з однією міщанкою та мав від неї дитину.Чехов, Вбивство.

(Софія:) Яке ти маєш право говорити про мою невірність?.. У тебе були десятки зв'язків.М. Горький, Останні.

|| мн. год.(зв'язку, -їй).

Близьке знайомство із впливовими особами, що може забезпечити підтримку, заступництво.

Добрий Б. зважився прилаштувати вітчима. Він уже тоді мав великі зв'язки і негайно почав просити та рекомендувати свого бідного товариша.Достоєвський, Неточка Незванова.

Завдяки зв'язкам покійного батька-інженера я був зарахований до Михайлівського училища.Перцов, З автобіографії.

Повідомлення, зносини з ким-чем-л. за допомогою різних засобів.

У каюті за допомогою переговорної труби командир міг тримати зв'язок із містком, а по телефону – з будь-яким відділенням корабля.Новіков-Прибій, Капітан 1-го рангу.

Мороз був серед кінних, виділених для зв'язку зі взводами під час бою.Фадєєв, Розгром.

Тепер залишався лише один шлях зв'язку – через Волгу.Симонов, Дні та ночі.

|| тех.

Передача та прийом інформації за допомогою спеціальних засобів.

5. зазвичай із визначенням.

Кошти, за допомогою яких здійснюються зносини та передача інформації.

Радіотелефонний зв'язок. Телеграфний зв'язок. Диспетчерський зв'язок.

Вночі зв'язківці артилерійського полку зуміли провести до танка телефонний зв'язок.В. Кожевніков, Сім днів.

Сукупність установ, що обслуговують технічними засобами спілкування на відстані (телеграф, пошта, телефон, радіо).

Працівники зв'язку.

|| Військовий.

Служба, що забезпечує спілкування між військовими підрозділами (за допомогою телефону, радіо, посильних тощо).

Начальником розвідки та зв'язку став Архіп Хромков.Марків, Строгови.

Зі штабу армії прибув офіцер зв'язку з терміновим пакетом.Поповкін, Сім'я Рубанюк.

З'єднання, скріплення чогось-л.

Зв'язок каменів та цегли за допомогою глини.

У Троїцькому соборі для зв'язку кутів він уводить у кладку будівлі залізо.Пілявський, Роботи В. П. Стасова в Ленінграді.

Зчеплення, взаємне тяжіння (молекул, атомів, електронів тощо).

Зв'язок електронів із ядром.

Пристосування, що зв'язує, що скріплює частини якогось л. будівлі чи споруди; скріпа.

Це була величезна декоративна майстерня - купол, переплетений зверху залізними кроквами та зв'язками.А. Н. Толстой, Єгор Абозов. логічність, зв'язковість, безперервність, складність, послідовність, стрункість, взаємодія, з'єднання, зчленування, конкатенація, зчеплення, комунікація, засіб спілкування, зносини, спілкування, контакт, асоціація, стосунки, відношення, залежність, прив'язка, узи, роман, сполучна ланка, союз, причинність, паблік рілейшнз, томба, інтимні відносини, інтрига, співвідношення, дуплекс, пуповина, зносини, бондинг, релігія, співжиття, паратаксис, сполучна нитка, спадкоємність, обумовленість, зв'язки, спорідненість, замазка, скріпа, амури, інтрижка, синапс, контекст, любов, нитка, пошта, повідомлення, квадруплекс. Ant. розрізненість

В результаті вивчення даної теми ви дізнаєтесь:

Чому молекула води полярна, вуглекислого газу немає.
Якою є максимальна валентність азоту в сполуках.
Чому вода має аномально високі температури плавлення та кипіння.

В результаті вивчення даної теми ви навчитеся:

Визначати характер хімічного зв'язку (ковалентна полярна та неполярна, іонна, воднева, металева) у різних сполуках.
Визначати геометричну форму молекул на основі аналізу їхньої електронної будови із залученням уявлень про гібридизацію атомних орбіталей.
Прогнозувати властивості речовин на основі відомостей про природу хімічного зв'язку та типи кристалічних грат.

Навчальні питання:

5.1. Ковалентний зв'язок

Хімічний зв'язок утворюється при зближенні двох або більшої кількості атомів, якщо в результаті їх взаємодії відбувається зниження повної енергії системи. p align="justify"> Найбільш стійкими електронними конфігураціями зовнішніх електронних оболонок атомів є конфігурації атомів благородних газів, що складаються з двох або восьми електронів. Зовнішні електронні оболонки атомів інших елементів містять від однієї до семи електронів, тобто. є незавершеними. При утворенні молекули атоми прагнуть придбати стійку двоелектронну або восьмиелектронну оболонку. У освіті хімічного зв'язку беруть участь валентні електрони атомів.

Ковалентним називається хімічний зв'язок між двома атомами, який утворюється за рахунок електронних пар, що належать одночасно цим двом атомам.

Існує два механізми утворення ковалентного зв'язку: обмінний та донорно – акцепторний.

5.1.1. Обмінний механізм утворення ковалентного зв'язку

Обмінний механізмутворення ковалентного зв'язку реалізується за рахунок перекриття електронних хмар електронів, що належать різним атомам. Наприклад, при зближенні двох атомів водню відбувається перекриття 1s електронних орбіталей. В результаті виникає загальна пара електронів, що одночасно належить обом атомам. При цьому хімічний зв'язок утворюється електронами, що мають антипаралельні спини, рис. 5.1.

Мал. 5.1. Утворення молекули водню із двох атомів Н

5.1.2. Донорно - акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку

При донорно-акцепторному механізмі утворення ковалентного зв'язку також утворюється за допомогою електронних пар. Однак у цьому випадку один атом (донор) надає свою електронну пару, а інший атом (акцептор) бере участь у освіті зв'язку своєю вільною орбіталлю. Приклад реалізації донорно-акцепторного зв'язку є утворення іону амонію NH 4 + при взаємодії аміаку NH 3 з катіоном водню H + .

У молекулі NH 3 три електронні пари утворюють три зв'язки N – H, четвертий, що належить атому азоту, електронна пара є неподіленою. Ця електронна пара може дати зв'язок із іоном водню, який має вільну орбіталь. В результаті виходить іон амонію NH 4 + , Мал. 5.2.

Мал. 5.2. Виникнення донорно-акцепторного зв'язку під час утворення іона амонію

Слід зазначити, що у іоні NH 4 + чотири ковалентних зв'язку N – H рівноцінні. В іоні амонію неможливо виділити зв'язок, утворений за донорно-акцепторним механізмом.

5.1.3. Полярний та неполярний ковалентний зв'язок

Якщо ковалентний зв'язок утворюється однаковими атомами, то електронна пара розташовується однаковій відстані між ядрами цих атомів. Такий ковалентний зв'язок називається неполярним. Прикладом молекул з неполярним ковалентним зв'язком є Н 2 , Cl 2 , О 2 , N 2 та ін.

У разі полярного ковалентного зв'язку загальна електронна пара зміщена до атома з більшою електронегативністю. Цей тип зв'язку реалізується у молекулах, утворених різними атомами. Ковалентний полярний зв'язок має місце в молекулах HCl, HBr, CO, NO та ін. Наприклад, утворення полярного ковалентного зв'язку в молекулі HCl можна подати схемою, рис. 5.3:

Мал. 5.3. Утворення ковалентного полярного зв'язку в молекулі НС1

У аналізованій молекулі електронна пара зміщена до атома хлору, оскільки його електронегативність (2,83) більша, ніж електронегативність атома водню (2,1).

5.1.4. Дипольний момент та будова молекул

Мірою полярності зв'язку є її дипольний момент μ:

μ = е l,

де е- Заряд електрона, l– відстань між центрами позитивного та негативного зарядів.

Дипольний момент це векторна величина. Поняття «дипольний момент зв'язку» та «дипольний момент молекули» збігаються лише для двоатомних молекул. Дипольний момент молекули дорівнює векторній сумі дипольних моментів зв'язків. Таким чином, дипольний момент багатоатомної молекули залежить від її будови.

У лінійній молекулі 2 , наприклад, кожен із зв'язків С–О полярний. Однак молекула 2 в цілому неполярна, так як дипольні моменти зв'язків компенсують один одного (рис. 5.4). Дипольний момент молекули вуглекислого газу m=0.

У кутовий молекулі Н 2 Про полярні зв'язки Н-О розташовані під кутом 104,5 o . Векторна сума дипольних моментів двох зв'язків Н–О виражається діагоналлю паралелограма (рис. 5.4). В результаті дипольний момент молекули води m не дорівнює нулю.

Мал. 5.4. Дипольні моменти молекул СО2 та Н2О

5.1.5. Валентність елементів у з'єднаннях із ковалентним зв'язком

Валентність атомів визначається числом неспарених електронів, що у освіті загальних електронних пар з електронами інших атомів. Атоми галогенів, що мають один неспарений електрон на зовнішньому електронному шарі, в молекулах F 2 , НCl, PBr 3 і CCl 4 одновалентні. Елементи підгрупи кисню містять два неспарені електрони на зовнішньому шарі, тому в таких сполуках як O 2 , Н 2 Про, Н 2 S і SCl 2 вони двовалентні.

Оскільки, крім звичайних ковалентних зв'язків у молекулах, може утворюватися зв'язок по донорно-акцепторному механізму, валентність атомів залежить також від наявності у них неподілених електронних пар і вільних електронних орбіталей. Кількісним мірою валентності є число хімічних зв'язків, з допомогою яких атом з'єднаний з іншими атомами.

Максимальна валентність елементів зазвичай не може перевищувати номер групи, в якій вони знаходяться. Виняток становлять елементи побічної підгрупи першої групи Cu, Ag, Au, валентність яких у з'єднаннях більша за одиницю. До валентних відносяться перш за все електрони зовнішніх шарів, проте для елементів побічних підгруп в утворенні хімічного зв'язку беруть участь і електрони передостанніх шарів.

5.1.6. Валентність елементів у нормальному та збудженому станах

Валентність більшості хімічних елементів залежить від того, перебувають ці елементи у нормальному чи збудженому стані. Електронна конфігурація атома Li: 1s 2 2s 1 . Атом літію зовнішньому рівні має один неспарений електрон, тобто. літій одновалентний. Необхідна велика витрата енергії, пов'язана з переходом 1s-електрона на 2р-орбіталь, щоб отримати тривалентний літій. Ця витрата енергії настільки велика, що не компенсується енергією, яка виділиться під час утворення хімічних зв'язків. У зв'язку з цим немає сполук тривалентного літію.

Конфігурація зовнішнього електронного шару елементів підгрупи берилію ns2. Це означає, що на зовнішньому електронному шарі цих елементів на орбіталі ns осередку знаходиться два електрони з протилежними спинами. Елементи підгрупи берилію не містять неспарених електронів, тому їх валентність у нормальному стані дорівнює нулю. У збудженому стані електронна конфігурація елементів підгрупи берилію ns 1 nр 1 тобто. елементи утворюють сполуки, у яких двовалентні.

Валентні можливості атома бору

Розглянемо електронну конфігурацію атома бору переважно стані: 1s 2 2s 2 2р 1 . Атом бору у основному стані містить один неспарений електрон (рис. 5.5), тобто. він одновалентний. Однак для бору не характерне утворення з'єднань, в яких він одновалентний. При збудженні атома бору відбувається перехід одного 2s-електрона на 2р-орбіталь (рис. 5.5). Атом бору в збудженому стані має 3 неспарені електрони і може утворювати з'єднання, в яких його валентність дорівнює трьом.

Мал. 5.5. Валентні стани атома бору в нормальному та збудженому станах

Енергія, витрачена на перехід атома у збуджений стан у межах одного енергетичного рівня, як правило, з надлишком компенсується енергією, що виділяється при утворенні додаткових зв'язків.

Завдяки наявності в атомі бору однієї вільної 2р-орбіталі, бор у з'єднаннях може утворювати четвертий ковалентний зв'язок, виступаючи в ролі акцептора електронної пари. На рис.5.6 показано як відбувається взаємодія молекули BF з іоном F - , в результаті якого утворюється іон - , в якому бор утворює чотири ковалентні зв'язки.

Мал. 5.6. Донорно-акцепторний механізм утворення четвертого ковалентного зв'язку у атома бору

Валентні можливості атома азоту

Розглянемо електронну будову атома азоту (рис. 5.7).

Мал. 5.7. Розподіл електронів на орбіталях атома азоту

З представленої схеми видно, що азот має три неспарені електрони, він може утворювати три хімічні зв'язки та його валентність дорівнює трьом. Перехід атома азоту у збуджений стан неможливий, оскільки другий енергетичний рівень не містить d-орбіталей. Разом з тим, атом азоту може надати неподілену електронну пару зовнішніх електронів 2s 2 атому, що має вільну орбіталь (акцептору). В результаті виникає четвертий хімічний зв'язок атома азоту, як це має місце, наприклад, в іоні амонію (рис. 5.2). Таким чином, максимальна ковалентність (кількість утворених ковалентних зв'язків) атома азоту дорівнює чотирьом. У своїх сполуках азот, на відміну інших елементів п'ятої групи, може бути пятивалентным.

Валентні можливості атомів фосфору, сірки та галогенів

На відміну від атомів азоту, кисню та фтору, що знаходяться в третьому періоді атоми фосфору, сірки та хлору мають вільні 3d-осередки, на які можуть переходити електрони. При збудженні атома фосфору (рис. 5.8) у нього на зовнішньому електронному шарі виявляються 5 неспарених електронів. В результаті в з'єднаннях атом фосфору може бути не тільки три-, а й пятивалентним.

Мал. 5.8. Розподіл валентних електронів на орбіталях для атома фосфору, що у збудженому стані

У збудженому стані сірка крім валентності, що дорівнює двом, виявляє також валентність, що дорівнює чотирьом і шести. При цьому послідовно відбувається розпарювання 3р та 3s-електронів (рис. 5.9).

Мал. 5.9. Валентні можливості атома сірки у збудженому стані

У збудженому стані для всіх елементів головної підгрупи V групи, крім фтору, можливе послідовне розпарювання спочатку р-, а потім s-електронних пар. В результаті ці елементи стають три-, п'яти- та семивалентними (рис. 5.10).

Мал. 5.10. Валентні можливості атомів хлору, брому та йоду у збудженому стані

5.1.7. Довжина, енергія та спрямованість ковалентного зв'язку

Ковалентний зв'язок, як правило, утворюється між атомами неметалів. Основними характеристиками ковалентного зв'язку є довжина, енергія та спрямованість.

Довжина ковалентного зв'язку

Довжина зв'язку – це відстань між ядрами атомів, що утворюють цей зв'язок. Її визначають експериментальними фізичними методами. Оцінити величину довжини зв'язку можна за правилом адитивності, згідно з яким довжина зв'язку в молекулі АВ приблизно дорівнює напівсумі довжин зв'язків у молекулах А 2 і 2:

Зверху вниз підгрупами періодичної системи елементів довжина хімічного зв'язку зростає, оскільки в цьому напрямку збільшується радіуси атомів (табл. 5.1). Зі збільшенням кратності зв'язку її довжина зменшується.

Таблиця 5.1.

Довжина деяких хімічних зв'язків

Хімічний зв'язок	Довжина зв'язку, пм	Хімічний зв'язок	Довжина зв'язку, пм
		З – З

Енергія зв'язку

Мірою міцності зв'язку є енергія зв'язку. Енергія зв'язкувизначається енергією, необхідної для розриву зв'язку та видалення атомів, що утворюють цей зв'язок, на нескінченно велику відстань один від одного. Ковалентний зв'язок є дуже міцним. Її енергія становить від кількох десятків до кількох сотень кДж/моль. Для молекули IСl 3 наприклад, Езв'язку ≈40 , а для молекул N 2 і CO Езв'язку ≈1000 кДж/моль.

Зверху вниз підгрупами періодичної системи елементів енергія хімічного зв'язку зменшується, оскільки в цьому напрямку збільшується довжина зв'язку (табл. 5.1). Зі збільшенням кратності зв'язку її енергія зростає (табл. 5.2).

Таблиця 5.2.

Енергія деяких хімічних зв'язків

Хімічний зв'язок	Енергія зв'язку,	Хімічний зв'язок	Енергія зв'язку,
		З – З

Насичуваність та спрямованість ковалентного зв'язку

Найважливішими властивостями ковалентного зв'язку є її насичуваність та спрямованість. Насичуваність можна визначити як здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних зв'язків. Так атом вуглецю може утворювати лише чотири ковалентні зв'язки, а атом кисню – два. Максимальна кількість звичайних ковалентних зв'язків, які може утворювати атом (без урахування зв'язків, утворених за донорно-акцепторним механізмом) дорівнює числу неспарених електронів.

Ковалентні зв'язки мають просторову спрямованість, оскільки перекриття орбіталей при утворенні одинарного зв'язку відбувається по лінії, що зв'язує ядра атомів. Просторове розташування електронних орбіталей молекули зумовлюють її геометрію. Кути між хімічними зв'язками називають валентними кутами.

Насичуваність і спрямованість ковалентного зв'язку відрізняє цей зв'язок від іонного, який на відміну від ковалентного зв'язку є ненасиченим і ненаправленим.

Просторова будова молекул Н 2 O та NH 3

Спрямованість ковалентного зв'язку розглянемо з прикладу молекул Н 2 O і NH 3 .

Молекула H 2 O утворюється з атома кисню та двох атомів водню. Атом кисню має два неспарені p-електрони, які займають дві орбіталі, розташовані під прямим кутом один до одного. Атоми водню мають неспарені 1s-електрони. Кут між зв'язками, утвореними р-електронами, має бути близьким до кута між орбіталями р-електронів. Експериментально, однак, знайдено, що кут між зв'язками О-Н у молекулі води дорівнює 104,50. Збільшення кута порівняно з кутом 90 o можна пояснити силами відштовхування, що діє між атомами водню, рис. 5.11. Таким чином, молекула Н2О має кутову форму.

В освіті молекули NH 3 беруть участь три неспарені p-електрони атоми азоту, орбіталі яких розташовані в трьох взаємно перпендикулярних напрямках. Отже, три зв'язки NH повинні розташовуватися під кутами один до одного, близькими до 90° (рис. 5.11). Експериментальне значення кута між зв'язками молекули NH 3 дорівнює 107,3°. Відмінність значення кутів між зв'язками від теоретичних обумовлена, як і у разі молекули води, взаємним відштовхуванням атомів водню. Крім того, представлені схеми не враховують можливості участі двох електронів на орбіталях 2s у освіті хімічних зв'язків.

Мал. 5.11. Перекривання електронних орбіталей при утворенні хімічних зв'язків у молекулах Н2O(а) та NH3(б)

Розглянемо утворення молекули ВеС1 2 . Атом берилію в збудженому стані має два неспарені електрони: 2s і 2p. Можна припустити, що атом берилію повинен утворювати два зв'язки: один зв'язок, утворений s-електроном і один зв'язок, утворений р-електроном. Ці зв'язки повинні мати різну енергію та різну довжину. Молекула ВеС1 2 у разі повинна бути не лінійної, а кутової. Досвід, однак, показує, що молекула ВеС1 має лінійну будову і обидва хімічні зв'язки в ній рівноцінні. Аналогічна ситуація спостерігається під час розгляду будови молекул BCl 3 і CCl 4 – всі зв'язки у цих молекулах рівноцінні. Молекула ВС1 3 має плоску будову, СС1 4 – тетраедричну.

Для пояснення будови таких молекул, як ВеС1 2 BCl 3 і CCl 4 Полінг та Слейтер(США) запровадили уявлення про гібридизацію атомних орбіталей. Вони запропонували замінити кілька атомних орбіталей, які не дуже відрізняються своєю енергією, таким самим числом рівноцінних орбіталей, які називають гібридними. Ці гібридні орбіталі складаються з атомних внаслідок їхньої лінійної комбінації.

Згідно Л. Полінгу при утворенні хімічних зв'язків атомом, що має електрони різного типу в одному шарі і, отже, не дуже відрізняються своєю енергією (наприклад, s і p) можлива зміна конфігурації орбіталей різних типів, при якій відбувається їх вирівнювання за формою та енергією . В результаті утворюються гібридні орбіталі, мають асиметричну форму і сильно витягнуті по одну сторону від ядра. Важливо підкреслити, що модель гібридизації використовується в тому випадку, коли у освіті зв'язків беруть участь електрони різного типу, наприклад, s і р.

5.1.8.2. Різні типи гібридизації атомних орбіталей

sp-гібридизація

Гібридизація однієї s- і однієї р- орбіталі ( sp- гібридизація)реалізується, наприклад, при освіті хлориду берилію. Як було показано вище, у збудженому стані атом Be має два неспарені електрони, один з яких займає 2s-орбіталь, а інший - 2p-орбіталь. При утворенні хімічного зв'язку ці дві різні орбіталі трансформуються на дві однакові гібридні орбіталі, спрямовані під кутом 180° один до одного (рис. 5.12). Лінійне розташування двох гібридних орбіталей відповідає мінімальному їх відштовхуванню один від одного. В результаті молекула BeCl 2 має лінійну будову - всі три атоми розташовані на одній лінії.

Мал. 5.12. Схема перекривання електронних орбіталей під час утворення молекули BeCl 2

Будова молекули ацетилену; сигма- та пі-зв'язку

Розглянемо схему перекривання електронних орбіталей під час утворення молекули ацетилену. У молекулі ацетилену кожен атом вуглецю знаходиться у sp-гібридному стані. Дві sp-гібридні орбіталі розташовані під кутом 1800 один до одного; вони утворюють один σ-зв'язок між атомами вуглецю і два σ-зв'язку з атомами водню (рис. 5.13).

Мал. 5.13. Схема утворення s-зв'язків у молекулі ацетилену

σ -зв'язком називають зв'язок, утворений в результаті перекриття електронних орбіталей по лінії, що з'єднує ядра атомів.

Кожен атом вуглецю в молекулі ацетилену містить ще по два р-електрони, які не беруть участі в освіті -зв'язків. Електронні хмари цих електронів розташовуються у взаємно перпендикулярних площинах і, перекриваючись один з одним, утворюють ще два - зв'язки між атомами вуглецю за рахунок бічного перекривання негібридних р-Хмар (рис. 5.14).

π -зв'язок – це ковалентний хімічний зв'язок, утворений в результаті збільшення електронної щільності по обидва боки лінії, що з'єднує ядра атомів.

Мал. 5.14. Схема утворення σ - і π -зв'язків у молекулі ацетилену.

Таким чином, в молекулі ацетилену між атомами вуглецю утворюється потрійний зв'язок, який складається з одного - зв'язку і двох - зв'язків; σ -зв'язки є міцнішими, ніж π - зв'язки.

sp2-гібридизація

Будова молекули BCl 3 можна пояснити з позицій sp 2- гібридизації. Атом бору, що знаходиться в збудженому стані, на зовнішньому електронному шарі містить один s-електрон і два p-електрона, тобто. три неспарені електрони. Ці три електронні хмари можна перетворити на три рівноцінних гібридних орбіталі. Мінімальному відштовхуванню трьох гібридних орбіталей один від одного відповідає їхнє розташування в одній площині під кутом 120 o один до одного (рис. 5.15). Таким чином, молекула BCl3 має плоску форму.

Мал. 5.15. Плоска будова молекули BCl 3

sp 3 - гібридизація

Валентні орбіталі атома вуглецю (s, р x , р y , р z) можна перетворити на чотири рівноцінні гібридні орбіталі, які розташовані в просторі під кутом 109,5 o один до одного і спрямовані до вершин тетраедра, в центрі якого знаходиться ядро атома вуглецю (Рис. 5.16).

Мал. 5.16. Тетраедрична будова молекули метану

5.1.8.3. Гібридизація за участю неподілених електронних пар

Модель гібридизації може використовуватися для пояснення будови молекул, в яких, крім зв'язувальних, є також неподілені електронні пари. У молекулах води та аміаку загальна кількість електронних пар центрального атома (Про і N) дорівнює чотирьом. При цьому в молекулі води є дві, а в молекулі аміаку одна неподілена електронна пара. Утворення хімічних зв'язків даних молекулах можна пояснити, припускаючи, що неподілені електронні пари також можуть заповнювати гібридні орбіталі. Неподілені електронні пари займають у просторі значно більше місця, ніж зв'язуючі. В результаті відштовхування, яке виникає між неподіленими та зв'язуючими електронними парами відбувається зменшення валентних кутів у молекулах води та аміаку, які виявляються меншими, ніж 109,5 o .

Мал. 5.17. sp 3 – гібридизація за участю неподілених електронних пар у молекулах H 2 O (А) та NH 3 (Б)

5.1.8.4. Встановлення типу гібридизації та визначення будови молекул

Для встановлення типу гібридизації, а отже, і структури молекул необхідно використовувати такі правила.

1. Тип гібридизації центрального атома, який не містить неподілених електронних пар, визначається числом сигма зв'язків. Якщо таких зв'язків два має місце sp-гібридизація, три - sp 2 -гібридизація, чотири - sp 3 -гібридизація. Неподілені електронні пари (без зв'язків, утворених по донорно-акцепторному механізму) відсутні в молекулах, утворених атомами берилію, бору, вуглецю, кремнію, тобто. у елементів головних підгруп II – IV груп.

2. Якщо центральний атом містить неподілені електронні пари, число гібридних орбіталей і тип гібридизації визначаються сумою числа сигма-зв'язків і числа неподілених електронних пар. Гібридизація з участю неподілених електронних пар має місце у молекулах, утворених атомами азоту, фосфору, кисню, сірки, тобто. елементів головних підгруп V та VI груп.

3. Геометрична форма молекул визначається типом гібридизації центрального атома (табл. 5.3).

Таблиця 5.3.

Валентні кути, геометрична форма молекул залежно від числа гібридних орбіталей та типу гібридизації центрального атома

5.2. Іонний зв'язок

Іонний зв'язок здійснюється шляхом електростатичного тяжіння між протилежно зарядженими іонами. Ці іони утворюються внаслідок переходу електронів від одного атома до іншого. Іонний зв'язок утворюється між атомами, що мають великі відмінності електронегативності (зазвичай більше 1,7 за шкалою Полінга), наприклад, між атомами лужних металів та галогенів.

Розглянемо виникнення іонної зв'язку з прикладу освіти NaCl. З електронних формул атомів Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 і Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 видно, що для завершення зовнішнього рівня атома натрію легше віддати один електрон, ніж приєднати сім, а атому хлору легше приєднати чим віддати сім. У хімічних реакціях атом натрію дає один електрон, а атом хлору приймає його. В результаті електронні оболонки атомів натрію і хлору перетворюються на стійкі електронні оболонки благородних газів (електронна конфігурація катіону натрію Na + 1s 2 2s 2 2p 6 , а електронна конфігурація аніону хлору Cl - - 1s 2 2s 2 2p 6 3s. Електростатична взаємодія іонів призводить до утворення молекул NaCl.

Основні характеристики іонного зв'язку та властивості іонних сполук

1. Іонний зв'язок є міцним хімічним зв'язком. Енергія зв'язку становить величини близько 300 – 700 кДж/моль.

2. На відміну від ковалентного зв'язку, іонний зв'язок є ненаправленоюоскільки іон може притягувати до себе іони протилежного знака в будь-якому напрямку.

3. На відміну від ковалентного зв'язку, іонний зв'язок є ненасиченоюоскільки взаємодія іонів протилежного знака не призводить до повної взаємної компенсації їх силових полів.

4. У процесі утворення молекул з іонним зв'язком немає повної передачі електронів, тому стовідсоткової іонної зв'язку у природі немає. У молекулі NaCl хімічний зв'язок лише 80% іонна.

5. З'єднання з іонним зв'язком – це тверді кристалічні речовини, що мають високі температури плавлення та кипіння.

6. Більшість іонних сполук розчиняються у воді. Розчини та розплави іонних з'єднань проводять електричний струм.

5.3. Металевий зв'язок

Атоми металів на зовнішньому енергетичному рівні містять невелику кількість валентних електронів. Оскільки енергія іонізації атомів металів невелика, валентні електрони слабо утримуються цих атомах. В результаті в кристалічній решітці металів з'являються позитивно заряджені іони та вільні електрони. При цьому катіони металу знаходяться у вузлах кристалічної їх ґрат, а електрони вільно переміщаються в поле позитивних центрів утворюючи так званий «електронний газ». Наявність між двома катіонами негативно зарядженого електрона призводить до того, що кожен катіон взаємодіє з цим електроном. Таким чином, металевий зв'язок – це зв'язок між позитивними іонами в кристалах металів, що здійснюється шляхом тяжіння електронів, що вільно переміщаються по всьому кристалу.

Оскільки валентні електрони в металі рівномірно розподілені по всьому кристалу металевий зв'язок, як і іонний, є ненаправленим зв'язком. На відміну від ковалентного зв'язку, металевий зв'язок є ненасиченим зв'язком. Від ковалентного зв'язку металевий зв'язоквідрізняється також і міцністю. Енергія металевого зв'язку приблизно в три – чотири рази менша за енергію ковалентного зв'язку.

Внаслідок великої рухливості електронного газу метали характеризуються високою електро- та теплопровідністю.

5.4. Водневий зв'язок

У молекулах сполук HF, H 2 O, NH 3 існують зв'язки водню з сильно електронегативним елементом (Н-F, Н-O, Н-N). Між молекулами таких сполук можуть утворюватися міжмолекулярні водневі зв'язки. У деяких органічних молекулах, що містять зв'язки Н-О, Н-N, можуть виникати внутрішньомолекулярні водневі зв'язки.

Механізм утворення водневого зв'язку частково має електростатичний, частково донорно – акцепторний характер. При цьому донором електронної пари виступають атом сильно електронегативного елемента (F, O, N), а акцептором атоми водню, з'єднані з цими атомами. Як і для ковалентного зв'язку, для водневого зв'язку характерні спрямованістьу просторі та насичуваність.

Водневий зв'язок прийнято позначати точками: Н ··· F. Водневий зв'язок проявляється тим сильніше, чим більша електронегативність атома-партнера і чим менші його розміри. Вона характерна насамперед для сполук фтору, а також кисню, меншою мірою азоту, ще меншою мірою для хлору і сірки. Відповідно змінюється та енергія водневого зв'язку (табл. 5.4).

Таблиця 5.4.

Середні значення енергій водневих зв'язків

Міжмолекулярний та внутрішньомолекулярний водневий зв'язок

Завдяки водневим зв'язкам молекули поєднуються в димери і складніші асоціати. Наприклад, утворення димеру мурашиної кислоти можна подати наступною схемою (рис. 5.18).

Мал. 5.18. Утворення міжмолекулярних водневих зв'язків у мурашиній кислоті

У воді можуть виникати довгі ланцюги асоціатів (Н2О)n (рис. 5.19).

Мал. 5.19. Освіта ланцюга асоціатів у рідкій воді за рахунок міжмолекулярних водневих зв'язків

Кожна молекула Н 2 Про може утворити чотири водневі зв'язки, а молекула HF – лише дві.

Водневі зв'язки можуть виникати як між різними молекулами (міжмолекулярний водневий зв'язок), так і всередині молекули (внутрішньомолекулярний водневий зв'язок). Приклади утворення внутрішньомолекулярного зв'язку деяких органічних речовин представлені на рис. 5.20.

Мал. 5.20. Утворення внутрішньомолекулярного водневого зв'язку в молекулах різних органічних сполук

Вплив водневого зв'язку на властивості речовин

Найзручнішим індикатором існування міжмолекулярного водневого зв'язку є температура кипіння речовини. Вища температура кипіння води (100 o C порівняно з водневими сполуками елементів підгрупи кисню (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) пояснюється наявністю водневих зв'язків: на руйнування міжмолекулярних водневих зв'язків у воді необхідно витратити додаткову енергію.

Водневий зв'язок істотно може впливати на структуру та властивості речовин. Існування міжмолекулярного водневого зв'язку підвищує температури плавлення та кипіння речовин. Наявність внутрішньомолекулярного водневого зв'язку призводить до того, що молекула дезоксирибонуклеїнової кислоти (ДНК) виявляється згорнутою у воді подвійної спіралі.

Водневий зв'язок також відіграє важливу роль у процесах розчинення, оскільки розчинність залежить від здатності сполуки давати водневі зв'язки з розчинником. В результаті містять ОН-групи такі речовини, як цукор, глюкоза, спирти, карбонові кислоти, як правило, добре розчиняються у воді.

5.5. Типи кристалічних грат

Тверді речовини зазвичай мають кристалічну будову. Частинки, з яких складаються кристали (атоми, іони або молекули) розташовуються в певних точках простору, утворюючи кристалічну решітку. Кристалічні грати складаються з елементарних осередків, які зберігають особливості структури, характерні для цієї решітки. Крапки, в яких знаходяться частинки, називаються вузлами кристалічних ґрат. Залежно від виду частинок, що у вузлах решітки і зажадав від характеру зв'язку з-поміж них розрізняють 4 типу кристалічних решіток.

5.5.1. Атомні кристалічні грати

У вузлах атомних кристалічних ґрат знаходяться атоми, з'єднані між собою ковалентними зв'язками. До речовин, що мають атомні грати, відносяться алмаз, кремній, карбіди, силіциди і т.д. У структурі атомного кристала неможливо виділити окремі молекули, весь кристал розглядається як гігантська молекула. Структура алмазу показано на рис. 5.21. Алмаз складається з атомів вуглецю, кожен із яких пов'язані з чотирма сусідніми атомами. Внаслідок того, що ковалентні зв'язки міцні, всі речовини, що мають атомні грати, є тугоплавкими, твердими та малолетючими. Вони мало розчиняються у воді.

Мал. 5.21. Кристалічні грати алмазу

5.5.2. Молекулярні кристалічні грати

У вузлах молекулярних кристалічних ґрат знаходяться молекули, пов'язані між собою слабкими міжмолекулярними силами. Тому речовини з молекулярними гратами мають малу твердість, вони легкоплавкі, характеризуються значною летючістю, мало розчиняються у воді, їх розчини, як правило, не проводять електричний струм. Речовин з молекулярними кристалічними ґратами відомо дуже багато. Це тверді водень, хлор, оксид вуглецю(IV) та інші речовини, які за нормальної температури перебувають у газоподібному стані. Більшість кристалічних органічних сполук мають молекулярні ґрати.

5.5.3. Іонні кристалічні грати

Кристалічні грати, у вузлах яких знаходяться іони, називаються іонними. Їх утворюють речовини з іонним зв'язком, наприклад, галогеніди лужних металів. У іонних кристалах не можна виділити окремі молекули, весь кристал можна як одну макромолекулу. Зв'язки між іонами міцні, тому речовини з іонними гратами мають малу летючість, високі температури плавлення і кипіння. Кристалічні грати хлориду натрію представлені на рис. 5.22.

Мал. 5.22. Кристалічні грати хлориду натрію

У цьому малюнку світлі кулі – іони Na + , темні – іони Сl – . Ліворуч на рис. 5.22 показаний елементарний осередок NaCI.

5.5.4. Металеві кристалічні грати

Метали у твердому стані утворюють металеві кристалічні ґрати. У вузлах таких ґрат знаходяться позитивні іони металів, а валентні електрони вільно переміщаються між ними. Електрони електростатично притягують катіони, тим самим надаючи стійкості металевих ґрат. Така будова решітки обумовлює високу теплопровідність, електропровідність і пластичність металів - при механічному деформуванні немає розриву зв'язків і руйнування кристала, оскільки його іони як би плавають у хмарі електронного газу. На рис. 5.23 представлені кристалічні грати натрію.

Мал. 5.23. Кристалічні грати натрію

Типи зв'язків.

У хімії розрізняють такі типи зв'язків: ковалентний, іонний, металевий, водневий зв'язок, зв'язок Ван-дер-Ваальса, донорно-акцепторний зв'язок, дативний зв'язок.

Ковалентний зв'язок

При освіті ковалентного зв'язку атоми діляться один з одним електронами. Прикладом ковалентного зв'язку є хімічний зв'язок у молекулі Cl2. Вперше Льюїс (1916 р.) припустив, що у такому зв'язку кожен із двох атомів хлору ділиться одним із своїх зовнішніх електронів з іншим атомом хлору. Для перекриття атомних орбіталей два атоми повинні підійти один до одного якомога ближче. Загальна пара електронів утворює ковалентний зв'язок. Ці електрони займають одну й тугішу орбіталь, а їх спини направлені в протилежні сторони.

Таким чином, ковалентний зв'язок здійснюється усуспільненням електронів від різних атомів внаслідок спарювання електронів із протилежними спинами.

Ковалентний зв'язок є поширеним типом зв'язку. Ковалентний зв'язок може виникати у молекулах, а й кристалах. Вона виникає між однаковими атомами (у молекулах Н 2 , Cl 2 , алмазі) та між різними атомами (у молекулах Н 2 О, NH 3 …)

Механізм виникнення ковалентного зв'язку

Механізм розглянемо з прикладу освіти молекули Н 2 .

Н+Н=Н 2 , ∆Н=-436 кДж/моль

Ядро вільного атома водню оточене сферично симетричною електронною хмарою, утвореною 1s-електроном. При зближенні атомів до певної відстані відбувається часткове перекривання їх електронних хмар (орбіталей) (рис. 4).

Мал. 4. Механізм утворення зв'язку у молекулі водню.

Якщо у зблизилися до дотику атомів водню відстань між ядрами 0,106 нм, то після перекриття електронних хмар, ця відстань становить 0,074 нм.

В результаті між центрами ядер виникає молекулярна двоелектронна хмара, що має максимальну електронну щільність у просторі між ядрами. Збільшення густини негативного заряду між ядрами сприяє сильному зростанню сил тяжіння між ядрами, що призводить до виділення енергії. Хімічний зв'язок тим міцніший, чим більше перекривання електронних орбіталей. Через війну виникнення хімічної зв'язку між двома атомами водню кожен із новачків досягає електронної конфігурації атома благородного газу - гелію.

Існує два методи, що пояснюють із квантово-механічних позицій утворення області перекриття електронних хмар, та утворення відповідно ковалентного зв'язку. Один із них називається метод ВС (валентних зв'язків), інший МО (молекулярних орбіталей).

У методі валентних зв'язків розглядається перекриття атомних орбіталей виділеної пари атомів. У методі МО молекулу розглядають як ціле і розподіл електронної густини (від одного електрона) розмазано по всій молекулі. З позиції МО 2Н Н 2 пов'язані за рахунок тяжіння ядер до електронної хмари, розташованому між цими ядрами.

Зображення ковалентного зв'язку

Зв'язки зображають по-різному:

1). За допомогою електронів у вигляді точок

У цьому випадку утворення молекул водню показують схемою

Н∙ + Н∙ → Н: Н

2). За допомогою квадратних осередків (орбіталей), як розміщення двох електронів із протилежними спинами в одному молекулярному квантовому осередку

Ця схема показує, що молекулярний енергетичний рівень нижчий за вихідні атомні рівні, а значить молекулярний стан речовини більш стійкий, ніж атомний.

3). Ковалентний зв'язок зображують рисою

Наприклад, Н - Н. ця риса символізує пару електронів.

Якщо між атомами виник один ковалентний зв'язок (одна загальна електронна пара), то він називається одинарнийякщо більше, то кратної подвійний(дві загальні електронні пари), потрійний(Три загальні електронні пари). Одинарний зв'язок зображується однією рисою, подвійний – двома, потрійний – трьома.

Рисочка між атомами показує, що у них пара електронів узагальнена.

Класифікація ковалентних зв'язків

Залежно від напрямку перекривання електронних хмар розрізняють σ-, π-, δ-зв'язки. σ-зв'язок виникає при перекриванні електронних хмар уздовж осі, що з'єднує ядра атомів, що взаємодіють.

Приклади σ-зв'язку:

Мал. 5. Утворення σ-зв'язку між s-, p-, d-електронами.

Приклад утворення зв'язку σ при перекриванні s-s-хмар спостерігається в молекулі водню.

π-зв'язок здійснюється при перекриванні електронних хмар з обох боків від осі, що з'єднує ядра атомів.

Мал. 6. Утворення π-зв'язку між p-, d-електронами.

δ- зв'язок виникає при перекриванні двох d-електронних хмар, розташованих у паралельних площинах. δ-зв'язок менш міцний, ніж π-зв'язок, а π-зв'язок менш міцний ніж σ-зв'язок.

Властивості ковалентного зв'язку

а). Полярність.

Розрізняють два різновиди ковалентного зв'язку: неполярний та полярний.

У разі неполярного ковалентного зв'язку електронна хмара, утворена загальною парою електронів, розподіляється у просторі симетрично щодо ядер атомів. Прикладом є двоатомні молекули, що складаються з атомів одного елемента: Н 2 , Cl 2 , 2 , N 2 , F 2 . Вони мають електронна пара однаковою мірою належить обом атомам.

У разі полярного зв'язку електронна хмара, що утворює зв'язок, зміщена до атома з більшою відносною електронегативністю.

Прикладами є молекули: НCl, Н 2 Про, Н 2 S, N 2 S, NH 3 та ін Розглянемо утворення молекули HCl, яке можна представити наступною схемою

Електронна пара зміщена атому хлору, т.к. відносна електронегативність атома хлору (2,83) більша, ніж атома водню (2,1).

б). Насичуваність.

Здатність атомів брати участь у освіті обмеженого числа ковалентних зв'язків називається насичуваністю ковалентного зв'язку. Насичуваність ковалентних зв'язків зумовлена тим, що у хімічній взаємодії беруть участь електрона лише зовнішніх енергетичних рівнів, тобто обмежена кількість електронів.

в) . Спрямованістьта гібридизація ковалентного зв'язку.

Ковалентний зв'язок характеризується спрямованістю у просторі. Це тим, що електронні хмари мають певну форму та його максимальне перекривання можливе за певної просторової орієнтації.

Спрямованість ковалентного зв'язку визначає геометричну будову молекул.

Наприклад, для води вона має трикутний вигляд.

Мал. 7. Просторова структура молекули води.

Експериментально встановлено, що у молекулі води H 2 O відстань між ядрами водню та кисню становить 0,096 нм (96 пм). Кут між лініями, що проходять через ядра, становить 104,50. Таким чином, молекула води має кутову форму та її будову можна виразити у вигляді представленого малюнка.

Гібридизація

Як показують експериментальні та теоретичні дослідження (Слейтер, Полінг) при утворенні деяких сполук, таких як BeCl 2 BeF 2 BeBr 2 стан валентних електронів атома в молекулі описуються не чистими s-, p-, d- хвильовими функціями, а їх лінійними комбінаціями . Такі змішані структури називаються гібридними орбіталями, а процес змішування – гібридизацією.

Як показують квантово-хімічні розрахунки змішування s- та p-орбіталей атома – процес сприятливий для утворення молекули. У цьому випадку виділяється більше енергії, ніж при утворенні зв'язків за участю чистих s- та p-орбіталей. Тому гібридизація електронних орбіталей атома призводить до великого зниження енергії системи і підвищення стійкості молекули. Гібридизована орбіталь відрізняється більшою витягнутістю з одного боку від ядра, ніж з іншого. Тому електронна щільність в області перекривання гібридної хмари буде більшою за електронну щільність в області перекривання окремо s- і p-орбіталей, внаслідок чого зв'язок, утворений електронами гібридної орбіталі, характеризується більшою міцністю.

Є кілька типів гібридних станів. При гібридизації s- та p-орбіталей (називається sp-гібридизація), виникають дві гібридні орбіталі, розташовані відносно один одного під кутом 180 0 . І тут утворюється лінійна структура. Така конфігурація (структура) відома більшості галогенідів лужноземельних металів (наприклад, ВеX 2 , де X=Cl, F, Br), тобто. кут зв'язку дорівнює 1800С.

Мал. 8. sp-гібридизація

Інший тип гібридизації, званий sp 2 -гібридизацією (утворюється з однієї s і двох p-орбіталей), призводить до утворення трьох гібридних орбіталей, які розташовуються один до одного під кутом 120 0 . При цьому у просторі утворюється тригональна структура молекули (або правильного трикутника). Такі структури відомі сполук ВX 3 (X=Cl, F, Br).

Мал. 9. sp 2 -гібридизація.

Не менш часто зустрічається sp 3 -гібридизація, яка утворюється з одного s-і трьох p-орбіталей. При цьому утворюється чотири гібридні орбіталі орієнтовані в просторі симетрично чотирьом вершин тетраедра, тобто вони розташовані під кутом 109 0 28 ". Таке просторове положення називається тетраедрическим. Така структура відома для молекул NH 3 , Н 2 Про і взагалі для елементів II періоду. її вигляд у просторі можна відобразити наступним малюнком

Мал. 10. Просторове розташування зв'язків у молекулі аміаку,

спроектований на площину.

Утворення тетраедричних зв'язків за рахунок sp 3 -гібридизації можна подати у вигляді наступного (рис. 11):

Мал. 11. Утворення тетраедричних зв'язків при sp 3 -гібридизації.

Утворення тетраедричних зв'язків при sp 3 - гібридизації на прикладі молекули CCl 4 представлено на рис. 12.

Рис.12. Утворення тетраедричних зв'язків при sp 3 – гібридизації у молекули CCl 4

Гібридизація стосується не тільки s- та p-орбіталей. Для пояснення стереохімічних елементів III і наступних періодів виникає необхідність у побудові гібридних орбіталей, що одночасно включають s-, p-, d-орбіталі.

До речовин з ковалентним зв'язком відносяться:

1. органічні сполуки;

2. тверді та рідкі речовини, у яких зв'язки утворюються між парами атомів галогенів, а також між парами атомів водню, азоту та кисню, наприклад, Н 2 ;

3. елементи VI групи (наприклад, спіральні ланцюжки телуру), елементи V групи (наприклад, миш'як), елементи IV групи (алмаз, кремній, германій);

4. сполуки, що підпорядковуються правилу 8-N (такі як InSb, CdS, GaAs, CdTe), коли їх елементи розташовані в періодичній таблиці Менделєєва в II-VI, III-V групах.

У твердих тілах з ковалентним зв'язком можуть для однієї й тієї ж речовини утворюватись різні кристалічні структури, енергія зв'язку яких практично однакова. Наприклад, структура ZnS може бути кубічною (цинкова обманка) або гексагональної (вюрцит). Розташування найближчих сусідів у цинковій обманці та вюрциті однаково, а єдина і невелика відмінність в енергіях цих двох структур визначається розташуванням атомів, що йдуть за найближчими. Подібна здатність деяких речовин називається алотропією чи поліморфізмом. Іншим прикладом алотропії є карбід кремнію, який має цілу низку політипів різної структури від чисто кубічної до гексагональної. Ці численні кристалічні модифікації ZnS, SiC є при кімнатній температурі.

Іонний зв'язок

Іонна зв'язок є електростатичну силу тяжіння між іонами із зарядами протилежного знака (тобто + і −).

Уявлення про іонний зв'язок сформувалося з урахуванням ідей В.Косселя. Він припустив (1916), що при взаємодії двох атомів один з них віддає, а інший приймає електрони. Таким чином, іонний зв'язок утворюється в результаті перенесення одного або кількох електронів від одного атома до іншого. Наприклад, у хлориді натрію іонний зв'язок утворюється внаслідок перенесення електрона від атома натрію до атома хлору. Внаслідок такого перенесення утворюється іон натрію із зарядом +1 та іон хлору із зарядом -1. Вони притягуються одна до одної електростатичними силами, утворюючи стійку молекулу. Модель електронного перенесення, запропонована Косселем, дозволяє пояснити утворення таких сполук як фторид літію, оксид кальцію, оксид літію.

Найбільш типові іонні сполуки складаються з катіонів металів, що належать до I та II груп періодичної системи, та аніонів неметалічних елементів, що належать до VI та VII груп.

Легкість утворення іонного з'єднання залежить від легкості утворення катіонів і аніонів, що входять до нього. Легкість освіти тим вища, чим меншу енергію іонізації має атом, що віддає електрони (донор електронів), а атом, що приєднує електрони (акцептор електронів), має велику спорідненість до електрона. Спорідненість до електрона- це міра здатності атома приєднувати електрон. Її кількісно визначають як зміна енергії, що відбувається при утворенні одного молячи однозарядних аніонів з одного молячи атомів. Це так зване поняття «перша спорідненість до електрона». Друга спорідненість з електроном – це зміна енергії, що відбувається при утворенні одного моля двозарядних аніонів з одного моля однозарядних аніонів. Дані поняття, тобто енергія іонізації та спорідненість до електрона, відносяться до газоподібних речовин і є характеристиками атомів та іонів у газоподібному стані. Але слід мати на увазі, що більшість іонних сполук найбільш стійкі у твердому стані. Дана обставина пояснюється існуванням у них у твердому стані кристалічних ґрат. Виникає питання. Чому ж все-таки іонні сполуки більш стійкі у вигляді кристалічних ґрат, а не в газоподібному стані? Відповіддю це питання служить розрахунок енергії кристалічної решітки, заснований на електростатичної моделі. На додаток до цього цей розрахунок є і перевіркою теорії іонного зв'язку.

Для розрахунку енергії кристалічних ґрат необхідно визначити роботу, яку потрібно витратити на руйнування кристалічних ґрат з утворенням газоподібних іонів. Для проведення розрахунку використовується уявлення про сили тяжіння та відштовхування. Вираз для потенційної енергії взаємодії однозарядних іонів виходить підсумовуванням енергії тяжіння та енергії відштовхування.

Е = Е прит + Е отт (1).

Як Е прит береться енергія кулонівського тяжіння іонів різноіменних знаків, наприклад, Na + і Cl - для з'єднання NaCl

Е прит = -е 2 / 4πε 0 r (2),

оскільки розподіл електронного заряду в заповненій електронній оболонці сферично-симетрично. Завдяки відштовхуванню, що виникає внаслідок принципу Паулі при перекритті заповнених оболонок аніону та катіону, відстань, на яку можуть зблизитися іони, обмежена. Енергія відштовхування швидко змінюється з міжядерною відстанню, і її можна записати у вигляді двох наближених виразів:

Е отт = А/r n (n?12) (3)

Е отт = В∙ехр(-r/ρ) (4),

де А та В – константи, r-відстань між іонами, ρ – параметр (характерна довжина).

Слід зауважити, що жодне з цих виразів не відповідає складному квантово-механічному процесу, що призводить до відштовхування.

Незважаючи на наближеність даних формул, вони дозволяють досить точно розрахувати та відповідно описати хімічний зв'язок у молекулах таких іонних сполук, як NaCl, KCl, CaO.

Так як електричне поле іона має сферичну симетрію (рис. 13), то іонний зв'язок на відміну від ковалентної не має спрямованості. Взаємодія двох протилежно заряджених іонів компенсується силами відштовхування лише у напрямку, що з'єднує центри ядер іонів, в інших напрямках компенсація електричних полів іонів не відбувається. Тому вони здатні взаємодіяти з іншими іонами. Таким чином, іонний зв'язок не має насиченості.

Мал. 13. Сферична симетрія електростатичного поля

різноіменнозаряджених зарядів.

Внаслідок неспрямованості та ненасичення іонного зв'язку енергетично найбільш вигідно, коли кожен іон оточений максимальним числом іонів протилежного знака. Завдяки цьому найкраща форма існування іонної сполуки – кристал. Наприклад, у кристалі NaCl кожен катіон має як найближчих сусідів шість аніонів.

Тільки за високих температур в газоподібному стані іонні сполуки існують у вигляді неасоційованих молекул.

У іонних сполуках координаційне число залежить від специфіки електронної структури атомів, як і ковалентних сполуках, а визначається співвідношенням розмірів іонів. При співвідношенні іонних радіусів у межах 0,41 - 0,73 спостерігається октаедричні координація іонів, при співвідношенні 0,73-1,37 - кубічна координація і т.д.

Таким чином, у звичайних умовах іонні сполуки є кристалічними речовинами. Поняття двоіонних молекул, наприклад, NaCL, CsCl до них не застосовується. Кожен кристал складається з великої кількості іонів.

Іонний зв'язок можна як граничну полярну зв'язок, на яку ефективний заряд атома близький до одиниці. Для чисто ковалентного неполярного зв'язку ефективний заряд атомів дорівнює нулю. У реальних речовинах суто іонних та суто ковалентних зв'язків зустрічається мало. Більшість сполук має характер зв'язку проміжний між неполярною ковалентною та полярною іонною. Тобто в цих з'єднаннях ковалентний зв'язок має частково іонний характер. Характер іонного та ковалентного зв'язку в реальних речовинах представлений на малюнку 14.

Мал. 14. Іонний та ковалентний характер зв'язку.

Частку іонного характеру зв'язку називають ступенем іонності. Вона характеризується ефективними зарядами атомів у молекулі. Ступінь іонності зростає із збільшенням різниці електронегативностей утворюють її атомів.

Металевий зв'язок

У атомах металів зовнішні валентні електрони утримуються значно слабше, ніж у атомах неметалів. Це зумовлює втрату зв'язку електронів з окремими атомами досить великий проміжок часу та їх узагальнення. Утворюється узагальнений ансамбль із зовнішніх електронів. Існування подібної електронної системи призводить до виникнення сил, що утримують позитивні іони металу в зближеному стані, незважаючи на їх однойменну зарядженість. Такий зв'язок називається металевим. Подібний зв'язок характерний тільки для металу і існує в твердому та рідкому стані речовини. Металевий зв'язок є одним із видів хімічного зв'язку. Вона ґрунтується на узагальненні зовнішніх електронів, які втрачають зв'язок з атомом і тому називаються вільними електронами (рис. 15).

Мал. 15. Металевий зв'язок.

Підтвердженням існування металевого зв'язку є такі факти. Усі метали мають високу теплопровідність та високу електропровідність, що забезпечується за рахунок наявності вільних електронів. Крім того, ця обставина визначає хорошу відбивну здатність металів до світлового опромінення, їх блиск і непрозорість, високу пластичність, позитивний температурний коефіцієнт електроопору.

Стабільність кристалічних ґрат металів неможливо пояснити такими видами зв'язку як іонна та ковалентна. Іонна зв'язок між атомами металу, що у вузлах кристалічної решітки, неможлива, оскільки вони мають і той ж заряд. Ковалентний зв'язок між атомами металу також малоймовірний, оскільки кожен атом має від 8 до 12 найближчих сусідів, а утворення ковалентних зв'язків із такою кількістю узагальнених пар електронів невідоме.

p align="justify"> Металеві структури характеризуються тим, що вони мають досить рідкісне розташування атомів (між'ядерні відстані великі) і велика кількість найближчих сусідів у кожного атома в кристалічній решітці. У таблиці 1 вказано три типові металеві структури.

Таблиця 1

Характеристики структур трьох найпоширеніших металів

Бачимо, кожен атом бере участь у освіті великої кількості зв'язків (наприклад, з 8 атомами). Така велика кількість зв'язків (з 8 або з 12 атомами) не може бути одночасно локалізована в просторі. Зв'язок має здійснюватися з допомогою резонансу коливального руху зовнішніх електронів кожного атома, у результаті відбувається колективізація всіх зовнішніх електронів кристала з утворенням електронного газу. У багатьох металах для утворення металевого зв'язку достатньо взяти по одному електрону кожного атома. Саме це спостерігається для літію, у якого на зовнішній оболонці є лише один електрон. Кристал літію є решіткою іонів Li + (куль радіусом 0,068 нм), оточених електронним газом.

Мал. 16. Різні типи кристалічної упаковки: а-гексагональна щільна упаковка; б-гранецентрована кубічна упаковка; в-об'ємноцентрована кубічна упаковка.

Між металевим і ковалентним зв'язком є схожість. Воно полягає в тому, що обидва типи зв'язку засновані на усуспільненні валентних електронів. Однак ковалентний зв'язок з'єднує лише два сусідні атоми, і загальні електрони знаходяться в безпосередній близькості від з'єднаних атомів. У металевому зв'язку кілька атомів беруть участь у усуспільненні валентних електронів.

Таким чином, поняття металевого зв'язку нерозривно пов'язане з уявленням про метали як сукупності позитивно заряджених іонних кістяків з великими проміжками між іонами, заповненими електронним газом, при цьому на макроскопічному рівні система залишається електрично нейтральною.

Крім вищерозглянутих типів хімічного зв'язку існують інші типи зв'язку, які є міжмолекулярними: водневий зв'язок, вандерваальсова взаємодія, донорно-акцепторна взаємодія.

Донорно-акцепторна взаємодія молекул

Механізм утворення ковалентного зв'язку за рахунок двоелектронної хмари одного атома та вільної орбіталі іншої називається донорно-акцепторною. Атом або частка, що надають для зв'язку, двоелектронна хмара називається донором. Атом або частка з вільною орбіталлю, що приймають цю електронну пару, називається акцептором.

Основні види міжмолекулярної взаємодії. Водневий зв'язок

Між молекулами, валентно насиченими, на відстанях, що перевищують розміри частинок, можуть виявлятися електростатичні сили міжмолекулярного тяжіння. Їх називають сили Ван-дер-Ваальса. Вандерваальсова взаємодія завжди існує між близько розташованими атомами, але відіграє важливу роль лише за відсутності сильніших механізмів зв'язку. Ця слабка взаємодія з характерною енергією 0,2 еВ/атом має місце між нейтральними атомами та між молекулами. Назва взаємодії пов'язується з ім'ям Ван-дер-Ваальса, оскільки саме він уперше припустив, що рівняння стану з урахуванням слабкої взаємодії між молекулами газу описує властивості реальних газів набагато краще, ніж рівняння стану ідеального газу. Однак природа цієї сили тяжіння була пояснена лише 1930 року Лондоном. В даний час до Ван-дер-Ваальсова тяжіння відносять такі три типи взаємодій: орієнтаційне, індукційне, дисперсійне (ефект Лондона). Енергія Ван-дер-Ваальсова тяжіння визначається сумою орієнтаційної, індукційної та дисперсійної взаємодій.

Е прит = Е ор + Е інд + Е дисп (5).

Орієнтаційна взаємодія (або диполь-дипольна взаємодія) проявляється між полярними молекулами, які при наближенні повертаються (орієнтуються) один до одного різноіменними полюсами так, щоб потенційна енергія системи молекул стала мінімальною. Енергія орієнтаційної взаємодії тим суттєвіша, чим більший дипольний момент молекул μ і менша відстань l між ними:

Е ор = -(μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),

де ε0 - електрична постійна.

Індукційне взаємодія пов'язані з процесами поляризації молекул оточуючими диполями. Воно тим значніше, чим вища поляризуемість α неполярної молекули і більший дипольний момент μ полярної молекули.

Е інд = -(αμ 2)/ (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7).

Поляризованість неполярної молекули називається деформаційною, оскільки вона пов'язана з деформацією частинки, при цьому μ характеризує зміщення електронної хмари і ядер щодо колишніх положень.

Дисперсійна взаємодія (ефект Лондона) виникає у будь-яких молекул незалежно від їхньої будови та полярності. Внаслідок миттєвої розбіжності центрів тяжкості зарядів електронної хмари та ядер утворюється миттєвий диполь, який індукує миттєві диполі в інших частках. Рух миттєвих диполів стає узгодженим. В результаті сусідні частки відчувають взаємне тяжіння. Енергія дисперсійної взаємодії залежить від енергії іонізації Е I та поляризованості молекул α

Е дисп = - (Е I 1 ∙Е I 2)∙ α 1 α 2 /(Е I 1 +Е I 2) l 6 (8).

Проміжний характер між валентною та міжмолекулярною взаємодією має водневий зв'язок. Енергія водневого зв'язку невелика 8 – 80 кДж/моль, але більше енергії взаємодії Ван-дер Ваальса. Водневий зв'язок характерний для таких рідин як вода, спирти, кислоти та обумовлений позитивно поляризованим атомом водню. Малі розміри і відсутність внутрішніх електронів дозволяють атому водню, що присутня в рідині в якомусь з'єднанні, вступати в додаткову взаємодію з ковалентно з ним не пов'язаним негативно поляризованим атомом іншої або тієї ж молекули

А δ- - Н δ+ …. А δ- - Н δ+.

Тобто відбувається асоціація молекул. Асоціація молекул призводить до зменшення летючості, підвищення температури кипіння та теплоти випаровування, збільшення в'язкості та діелектричної проникності рідин.

Вода є особливо підходящою речовиною для утворення водневого зв'язку, оскільки її молекула має два атоми водню і дві неподілені пари у атома кисню. Це зумовлює високий дипольний момент молекули (μ D = 1,86 D) і здатність утворювати чотири водневі зв'язки: два – як донор протонів та дві – як акцептор протонів

(Н 2 Про….Н – Про…Н 2 Про) 2 разу.

З експериментів відомо, що із зміною молекулярної маси у ряді водневих сполук елементів третього та наступного періодів температура кипіння зростає. Якщо цю закономірність застосувати до води, то температура кипіння має бути не 100 0 З, а 280 0 З. Дане протиріччя підтверджує існування водневого зв'язку у воді.

Експерименти показали, що у воді формуються молекулярні асоціати в рідкій та особливо у твердій воді. Лід має тетраедричні кристалічні грати. У центрі тетраедра розташований атом кисню однієї молекули води, у чотирьох вершинах знаходяться атоми кисню сусідніх молекул, які з'єднані водневими зв'язками із найближчими сусідами. У рідкій воді водневі зв'язки частково зруйновані, у її структурі спостерігається динамічна рівновага між асоціатами молекул та вільними молекулами.

Іонний зв'язок

(Використані матеріали сайту http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)

Розглянемо виникнення іонної зв'язку з прикладу освіти NaCl.

З електронних формул атомів

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

видно, що для завершення зовнішнього рівня атома натрію легше віддати один електрон, ніж приєднати сім, а атому хлору легше приєднати один, ніж сім. У хімічних реакціях атом натрію дає один електрон, а атом хлору приймає його. В результаті електронні оболонки атомів натрію та хлору перетворюються на стійкі електронні оболонки благородних газів (електронна конфігурація катіону натрію).

Na + 1s 2 2s 2 2p 6 ,

а електронна конфігурація аніону хлору

Cl - - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

Електростатична взаємодія іонів призводить до утворення молекул NaCl.

Характер хімічного зв'язку часто знаходить відображення в агрегатному стані та фізичних властивостях речовини. Такі іонні сполуки, як хлорид натрію NaCl тверді та тугоплавкі тому, що між зарядами їх іонів "+" та "-" існують потужні сили електростатичного тяжіння.

Негативно заряджений іон хлору притягує як " свій " іон Na+, а й інші іони натрію навколо себе. Це призводить до того, що біля кожного з іонів знаходиться не один іон із протилежним знаком, а кілька.

Будова кристала кухонної солі NaCl.

Фактично, біля кожного іона хлору розташовується 6 іонів натрію, а біля кожного іона натрію - 6 іонів хлору. Таке впорядковане пакування іонів називається іонним кристалом. Якщо в кристалі виділити окремий атом хлору, то серед навколишніх атомів натрію вже неможливо знайти той, з яким хлор вступав у реакцію.

Притягнуті один до одного електростатичними силами іони вкрай неохоче змінюють своє місце під впливом зовнішнього зусилля або підвищення температури. Але якщо хлорид натрію розплавити і продовжувати нагрівати у вакуумі, він випаровується, утворюючи двоатомні молекули NaCl . Це свідчить, що сили ковалентного зв'язування будь-коли вимикаються повністю.

Основні характеристики іонного зв'язку та властивості іонних сполук

1. Іонний зв'язок є міцним хімічним зв'язком. Енергія зв'язку становить величини близько 300 – 700 кДж/моль.

2. На відміну від ковалентного зв'язку, іонний зв'язок є ненаправленим, оскільки іон може притягувати до себе іони протилежного знака у будь-якому напрямку.

3. На відміну від ковалентного зв'язку, іонний зв'язок є ненасиченим, оскільки взаємодія іонів протилежного знака не призводить до повної взаємної компенсації їх силових полів.

Металевий зв'язок

Інакше влаштовані металеві кристали. Якщо розглянути шматочок металевого натрію, то виявиться, що зовні він дуже відрізняється від кухонної солі. Натрій - м'який метал, легко ріжеться ножем, розплющується молотком, його можна легко розплавити в чашці на спиртовці (температура плавлення 97,8 про С). У кристалі натрію кожен атом оточений вісьмома іншими такими самими атомами.

Будова кристала металевого Na.

З малюнка видно, що атом Na у центрі куба має 8 найближчих сусідів. Але це ж можна сказати і про будь-який інший атом у кристалі, оскільки всі вони однакові. Кристал складається з "нескінченно" повторюваних фрагментів, зображених на цьому малюнку.

Наявність між двома катіонами негативно зарядженого електрона призводить до того, що кожен катіон взаємодіє з цим електроном.

Таким чином, металевий зв'язок – це зв'язок між позитивними іонами в кристалах металів, що здійснюється шляхом тяжіння електронів, що вільно переміщаються по всьому кристалу.

Оскільки валентні електрони в металі рівномірно розподілені по всьому кристалу металевий зв'язок, як і іонний, є ненаправленим зв'язком. На відміну від ковалентного зв'язку, металевий зв'язок є ненасиченим зв'язком. Від ковалентного зв'язку металевий зв'язок відрізняється також міцністю. Енергія металевого зв'язку приблизно в три – чотири рази менша за енергію ковалентного зв'язку.

Металевий кристал виглядає досить простим, але насправді його електронний пристрій складніший, ніж у кристалів іонних солей. На зовнішній електронній оболонці елементів-металів недостатньо електронів для утворення повноцінного "октетного" ковалентного або іонного зв'язку. Тому в газоподібному стані більшість металів складається з одноатомних молекул (тобто окремих, не пов'язаних між собою атомів). Типовий приклад – пари ртуті. Таким чином, металевий зв'язок між атомами металів виникає тільки в рідкому та твердому агрегатному стані.

Описати металевий зв'язок можна наступним чином: частину атомів металу у кристалі, що утворюється, віддають у простір між атомами свої валентні електрони (у натрію це...3s1), перетворюючись на іони. Оскільки всі атоми металу в кристалі однакові, кожен із них має рівні з іншими шанси втратити валентний електрон.

Іншими словами, перехід електронів між нейтральними та іонізованими атомами металу відбувається без витрат енергії. Частина електронів при цьому завжди опиняється у просторі між атомами у вигляді "електронного газу".

Ці вільні електрони, по-перше, утримують атоми металу певному рівноважному відстані друг від друга.

По-друге, вони надають металам характерного "металевого блиску" (вільні електрони можуть взаємодіяти з квантами світла).

По-третє, вільні електрони забезпечують металам хорошу електропровідність. Висока теплопровідність металів теж пояснюється наявністю вільних електронів у міжатомному просторі - вони легко "відгукуються" на зміни енергії та сприяють її швидкому перенесенню в кристалі.

Спрощена модель електронної будови металевого кристала.

******** На прикладі металу натрію розглянемо природу металевого зв'язку з погляду уявлень про атомних орбіталях. У атома натрію, як і в багатьох інших металів, є недолік валентних електронів, зате є вільні орбіталі. Єдиний 3s-електрон натрію здатний переміщатися на будь-яку із вільних та близьких по енергії сусідніх орбіталей. При зближенні атомів кристалі зовнішні орбіталі сусідніх атомів перекриваються, завдяки чому віддані електрони вільно переміщаються по всьому кристалу.

Однак "електронний газ" зовсім не безладний, як може здатися. Вільні електрони в металевому кристалі знаходяться на орбіталях, що перекриваються, і в якійсь мірі узагальнюються, утворюючи подобу ковалентних зв'язків. У натрію, калію, рубідії та інших металевих s-елементів узагальнених електронів просто мало, тому їх кристали неміцні та легкоплавкі. Зі збільшенням числа валентних електронів міцність металів, як правило, зростає.

Таким чином, металевий зв'язок схильний утворювати елементи, атоми яких на зовнішніх оболонках мають мало валентних електронів. Ці валентні електрони, що здійснюють металевий зв'язок, узагальнені настільки, що можуть переміщатися по всьому металевому кристалу та забезпечують високу електропровідність металу.

Кристал NaCl не проводить електричний струм, тому що у просторі між іонами немає вільних електронів. Всі електрони, віддані атомами натрію, міцно утримують при собі іони хлору. У цьому вся одна з істотних відмінностей іонних кристалів від металевих.

Те, що ви тепер знаєте про металевий зв'язок, дозволяє пояснити і високу ковкість (пластичність) більшості металів. Метал можна розплющити в тонкий аркуш, витягнути у дріт. Справа в тому, що окремі шари з атомів у кристалі металу можуть відносно легко ковзати один по одному: рухливий "електронний газ" постійно пом'якшує переміщення окремих позитивних іонів, екрануючи їх один від одного.

Зрозуміло, нічого подібного не можна зробити з кухонною сіллю, хоча сіль теж кристалічна речовина. В іонних кристалах валентні електрони міцно пов'язані із ядром атома. Зсув одного шару іонів щодо іншого призводить до зближення іонів однакового заряду і викликає сильне відштовхування між ними, внаслідок чого відбувається руйнування кристала (NaCl - тендітна речовина).

Зсув шарів іонного кристала викликає появу великих сил відштовхування між однойменними іонами та руйнування кристала.

Введення у загальну хімію. Механізми утворення стійкої електронної конфігурації

ЗВ'ЯЗОК

ЗВ'ЯЗОКце, що таке ЗВ'ЯЗОК, значення слова ЗВ'ЯЗОК, синоніми до ЗВ'ЯЗОК, походження (етимологія) ЗВ'ЯЗОК, ЗВ'ЯЗОКнаголос, форми слова в інших словниках

ЗВ'ЯЗОК це

зв'язок

ЗВ'ЯЗОК це

ЗВ'ЯЗОК

ЗВ'ЯЗОК це

зв'язок

Навчальні питання:

Типи зв'язків.

Навігація