Тема: хімічний зв’язок і будова молекул.

Вчення про хімічний зв’язок є центральною проблемою сучасної хімії і заслуговує максимальної уваги. В його основі лежить визначення природи взаємодії атомів елементів між собою. Без цього вчення не можна зрозуміти різноманітність хімічних сполук, уявити механізм їх утворення.

Сукупність хімічно зв’язаних атомів або іонів є складною системою атомних ядер і електронів. Сучасні методи дослідження дозволяють визначити просторове положення атомних ядер у речовині. Це в свою чергу відповідає певному розподілу електронної густини.

В залежності від характеру розподілу густини у речовині, відрізняють три типа хімічного зв’язку: ковалентний, іонний і металевий.

Ковалентний – характеризується наявністю загальної електронної речовини між двома атомами. Якщо ця загальна електронна густина зміщена до одного з атомів (в наслідок його більшої електронегативності), то має місце полярний ковалентний зв’язок; якщо загальна електронна густина розташовується на однаковій відстані від ядер обох хімічно зв’язаних атомів, то це неполярний ковалентний зв’язок.

Іонний зв’язок утворюється між двома атомами з великою різницею електронегативності. В цьому випадку відбувається повний перехід певної кількості електронної густини від одного атома до другого з утворенням іонів.

Металевий зв’язок утворюється між атомами з дуже малою електронегативністю. В такому випадку йде процес делокалізації (розмазування) електронної густини атомів металів між катіонами металів.

На даний час існує дві теорії хімічного зв’язку:

- перша – метод валентного зв’язку, що пояснює закономірності утворення зв’язків за рахунок валентних електронів атомів металів.

-друга – метод молекулярних орбіталей, відповідно до якого при утворенні молекул атоми елементів повністю перебудовують одноцентрові атомні електронні орбіталі у багатоцентрові молекулярні; в цьому процесі беруть участь всі електрони хімічно зв’язаних атомів, особливо якщо це атоми елементів малих періодів.

Метод молекулярних орбіталей є ближчим до реальності, але метод валентного зв’язку є більш наочним і дозволяє передбачати просторові конфігурації багатьох молекул речовин.

Розглянемо процес утворення ковалентного зв’язку у молекулі гідрогену за методом валентного зв’язку. Відповідно до законів квантової механіки атом Гідрогену містить непарний електрон і знаходиться у нестійкому стані. Тому він має надлишок потенційної енергії і притягує до себе електрон другого атому Гідрогену, за умовою, що його спін має протилежний напрямок. Взаємне притягання атомів веде до перекривання їх електронних орбіталей. Це місце, де електронна густина стає більшою, ніж у окремому атомі Гідрогену, є місцем розташування хімічного зв’язку. Тобто хімічний зв’язок утворюється у напрямку найбільшого перекривання електронних орбіталей двох атомів. Внаслідок означених причин ядра двох атомів підтягуються один до одного і потенціальна енергія системи з двох атомів гідрогену зменшується, виділяється енергія зв’язку.

Схематично процес утворення ковалентного зв’язку між атомами гідрогену можна виразити схемою:

• + • → • •

Н Н Н₂

За Л’юісом, зв’язок, що утворений однією чи декількома парами непарних електронів, називається ковалентним. Чим вищій ступінь перекривання електронних хмар, тим міцніше хімічний зв’язок у молекулі, тим більше енергія зв’язку.

У вищеозначеному прикладі утворення ковалентного зв’язку у наслідок спарювання непарних електронів двох атомів Гідрогену йде за механізмом обміну. Загальна для двох атомів електронна пара може бути утворена і за іншим механізмом: один атом має пару електронів (донор), а другий – вільну електронну орбіталь (акцептор). При взаємодії пара електронів атома донора посідає на вільну орбіталь атома акцептора. Це – донорно-акцепторний механізм. На міцність зв’язків не впливає механізм їх виникнення. Прикладом може бути чотири однакові за характеристиками зв’язки між атомами Нітрогену і чотирма Гідрогену у катіоні амонію NH₄⁺ , в якому три зв’язки утворилися за механізмом обміну, а четвертий – за донорно-акцепторним.

Здатність атомів елементів до утворення зв’язків з іншими атомами характеризується валентністю. У загальному випадку найвища валентність даного атому залежить від:

1. кількості його непарних електронів;

2. кількості його парних валентних електронів;

3. кількості вільних електронних орбіталей на його валентному рівні.

Валентність не має знаків + або – і визначає тільки кількість хімічних зв’язків.

Ступень окислення – це формальний заряд, що приписують даному атому, виходячи з припущення, що молекула в цілому електронейтральна. Ступень окислення має заряд, знак якого залежить від відносної електронегативності даного атому в даній молекулі.

Суттєву роль у визначенні структури молекули відіграє теорія гібридизації електронних орбіталей, коли орбіталі з близькою енергією з різних підрівнів утворюють нові орбіталі з енергією, що є середньою між енергією вихідних орбіталей. Від видів і кількостей вихідних орбіталей залежить тип гібридизації атомів і відповідно просторова конфігурація молекул, які вони утворюють. Так sp-гібридні атоми утворюють лінійні молекули (ВеСl₂), sp²-гібридні – плоскі трикутні молекули (ВСl₃) sp³-гібридні – тетраедричні молекули (ССl₄).

Водневий зв’язок. Цей зв’язок має місце між молекулами або частинами органічних сполук, в яких атом гідрогену з’єднаний з атомом, що містить неподілені електронні пари, мають велику електронегативність. В наслідок дефіциту електронної густини атом гідрогену однієї молекули прямує до утворення зв’язку за донорно-акцепторним механізмом з неподіленими електронними парами атома другої молекули. Цей зв’язок відіграє велику роль у фізичних і хімічних властивостях води, аміаку, фтороводневої кислоти та інших неорганічних та органічних сполук (мурашина кислота).

При утворенні іонного зв’язку має місце перехід електронів до атому більш електронегативного елемента. Ефективний заряд (той, що має місце в дійсності) наближається до одиниці ( але ніколи її не досягає). У галогенідів лужних металів цей заряд має значення від 0,7 до 0,9 , тобто навіть у такій іонній сполуці як СsF електрон повністю переходить від цезію до фтору, а тільки 0,9 його густини. Формально вважають, що при утворенні іонного зв’язку хімічно зв’язані частинки мають цілочислені значення: наприклад, CsF – Cs має заряд +1,а F –1.

Навколо кожного іону утворюється електронне поле. При взаємодії двох іонів з протилежними зарядами їх електричні поля повністю не компенсуються і є можливість для взаємодії з іншими іонами протилежного знаку. Ця властивість називається ненасиченість іонного зв’язку. При цьому хімічний зв’язок між іонами може виникати у будь-якому напрямку, бо електричні поля іонів заполоняють навколо них весь об’єм. Ця особливість має назву неспрямованість іонного зв’язку.

Внаслідок ненасиченості і неспрямованості іонних зв’язків іонні молекули асоціюються і іонний кристал можна розглядати як одну гігантську молекулу. Тому всі іонні сполуки утворюють тверді крихкі речовини з високими температурами плавлення і кипіння.

Хімічний зв’язок між атомами елементів з різною електронегативністю завжди є полярний. Але полярність молекул залежить не лише від полярності хімічних зв’язків, а і від розташування цих зв’язків у просторі. В деяких випадках у симетричних молекулах сумарний дипольний момент може дорівнювати нулю, тобто при наявності полярних зв’язків електронна густина в молекулі рівномірно розташовується між її частками і не можна виділити позитивного і негативного полюса.

При утворенні атомами елементів хімічних зв’язків будь-якого типу здатність їх до взаємодії не насичується повністю. І проявляється це в здатності молекул утворювати речовини. Від міжмолекулярної взаємодії залежить агрегатний стан речовин, їх питома вага, температури плавлення та кипіння. Між неполярними молекулами існують дисперсійні сили взаємодії; між полярними - орієнтаційні (диполь-дипольні); між полярними і неполярними - індукційні. Ці сили виникають внаслідок електростатичних причин, а не внаслідок переносу електронної густини і називаються ван-дер-ваальсовими силами.

Характерною особливістю металевого зв’язку, який ще називають катіонно-електронним, є наявність відносно вільних електронів, що можуть рухатися в кристалічній гратці з катіонів металів. Від будови кристалічної гратки та особливостей її взаємодії з електронним газом залежать тепло- та електропровідність даного металу. При тому енергія електронів у електронному газі розподіляється відповідно до законів квантування і може бути тільки строго визначеною.