Теоретичні зауваження. Умови виникнення хімічного зв’язку

Умови виникнення хімічного зв’язку. Під хімічним зв’язком розуміють електромаґнітні сили тяжіння між атомами (групами атомів), які поєднують атоми (групи атомів) у молекули, йони чи кристали.

Причиною утворення хімічного зв’язку є взаємодія електронів зовнішніх електронних орбіталей – валентних електронів. Внутрішні електрони впливають лише на міцність і характер хімічного зв’язку.

Зв’язок між атомами виникає тому, що енергія двох атомів, зв’язаних між собою хімічним зв’язком, менша ніж енергія кожного з цих атомів зокрема.

Типи хімічних зв’язків можуть бути описані двома методами:

Методом валентних зв’язків (ВЗ); методом молекулярних орбіталей (МО).

У методі ВЗ механізм виникнення зв’язку полягає у спарюванні електронів, що призводять до злиття електронних хмар під час зближення атомів.

Хімічний зв'язок виникає, коли атоми мають.

1. Неспарені електрони з різними спінами

+

2. Вакантну орбіталь у одного атома та спарені електрони у іншого атома

+

3. Позитивний заряд у однієї зі взаємодіючих частинок та негативний у іншої «+» + «−» (іонний кристал або полярна молекула)

Несиметричні електронні хмари, у яких електрони одного атома притягуються до ядра іншого атома.

Природа хімічного зв’язку є суто електронною, але в різних випадках вона здійснюється по-різному. Тому говорять про різні типи хімічного зв’язку.

Розрізняють основні типи хімічного зв’язку: ковалентний, іонний, металевий, водневий.

Ковалентний зв’язок здійснюється за допомогою двох спільних електронів або електронної пари.

У молекулі водню хімічний зв’язок виникає за рахунок неспарених 1s-електронів в кожного атома.

Н + Н

1s 1s H−H

Ковалентній зв’язок у молекулі хлору здійснюється за рахунок неспарених р-р електронів.

Cl−Cl

у молекулі хлороводню HCl за допомогою s- і p-електронів

s p

H−Cl

Якщо між атомами виникає один ковалентний зв’язок (одна спільна електронна пара), то він називається одинарним, якщо більше, то кратним: подвійним, потрійним.

Розрізняють два типа ковалентного зв’язку: неполярний і полярний.

У разі неполярного ковалентного зв’язку електронна пара, утворена електронами різних атомів, розподіляється в просторі однаково (пропорційно) віддалено відносно ядер (на межі ковалентних радіусів) обох атомів. Прикладом є двоатомні молекули, які складаються з атомів одного елемента.

H2 Cl2 O2 N2

H: H Cl: Cl O:: O N MM N

У разі полярного ковалентного зв’язку електронна хмара зсунута в бік атома з більшою відносною електронеґативністю

H:Cl Cl: S:Cl

Іонний зв’язок. Якщо пари електронів зв’язку у молекулі повністю перейшли на орбіталь більш електронеґативного атома, то виникає хімічний іонний зв’язок. Такий зв’язок можна вважати суто кулонівським, бо переважають сили електростатичного тяжіння протилежно заряджених іонів, повний перехід електронів від одного атома до іншого. Такі сполуки утворюють галоґеніди лужних і лужноземельних металів, наприклад, NaCl, LiF.

Іонний зв’язок можна розглядати як крайній випадок полярного ковалентного хімічного зв’язку з максимально можливою асиметрією зарядів у реальних хімічних сполуках.

На відміну від ковалентного зв’язку іонний зв’язок є ненапрямленим і ненасиченим. Це означає, що напрямленість іонного зв’язку має місце в усіх напрямках протилежних зарядів, а кратність такого зв’язку у будь-якому разі буде менше одиниці, навіть не більше Ѕ.

Металевий зв’язок. Атоми більшості металів на зовнішньому енергетичному ріні мають невелику кількість електронів та надлишок вільних орбіталей.

При зближенні атомів унаслідок утворення кристалічної ґратки валентні орбіталі сусідніх атомів перекриваються, завдяки чому електрони вільно переміщуються з однієї орбіталі на іншу, здійснюючи зв'язок між усіма атомами кристала. Такий тип хімічного зв’язку називається металевий.

Металевий зв’язок характерний для металів у твердому та рідкому стані. У пароподібному стані атоми металів, сполучені між собою ковалентними зв’язками.

Водневий зв’язок. Водневий зв’язок виникає між молекулами або в середині молекул, до складу яких входять рухливі атоми водню (гідроґену) й атоми найбільш електронеґативних елементів – Флуору (F), Оксисену (O). Нітрогену (N). У таких молекулах спільна електронна пара надто зміщена від атома гідроґену до атома електронегативного елемента, а позитивний заряд гідроґену зосереджений у малому об’ємі. Рухливий протон певної молекули взаємодіє з неподіленою електронною парою атома електронегативного елемента, внаслідок чого виникає слабший за ковалентний зв’язок, що дістав назву водневого.

Хоча водневій зв'язок набагато слабший ніж ковалентний, він відповідає за асоціацію молекул та утворення їхніх складних структур (зокрема у гідрофільних біополімерах – білках, вуглеводах, нуклеїнових кислотах).

Н О …. Н О F− + HF F−…HF → HF2−

Н Н 3H2F2 H6F6

(Н2О)2

Типи взаємодії молекул. Взаємодія між молекулами може здійснюватися за донорно-акцепторним механізмом, за допомогою водневого зв’язку, а також Ван-дер-Ваальсовими силами.

Металевий та водневий зв’язки ми розглянули раніше.

Донорно-акцепторна взаємодія може виникнути як між однаковими молекулами. Так і між різними.

У першому випадку виникають полімерні молекули типу (AlCl3)n, (BeF2)n, (BeCl2)nтощо. Донорно-акцепторна взаємодія між різними молекулами призводить до утворення комплексних сполук. Зв'язок цих сполуках може коливатись в значному інтервалі значень: від Ван-дер-Ваальсових до міцного міжатомного ковалентного зв’язку.

На відстані одного або декількох нанометрів (10−9м) між сусідніми молекулами виникають сили тяжіння (міжмолекулярна взаємодія). Зі цих обставин електронні хмари не перекриваються і хімічний зв'язок не виникає. Сили, що викликають таку взаємодію, називають Ван-дер-Ваальсовими.

Якщо взаємодіють полярні молекули між собою, то відбувається їх дипольна орієнтація. Такий тип взаємодії – орієнтаційна диполь-дипольна взаємодія – збільшується зі збільшенням дипольного моменту й різко спадає зі збільшенням відстані між центрами диполів. Це суто електростатичний характер міжмолекулярної взаємодії, який називають орієнтаційно-міжмолекулярною взаємодією (наприклад HF, HCl, H2O).

Коли речовина складається з неполярних молекул, наприклад СО2, виникають наведені диполі, взаємодія яких досить слабка. Безупинна зміна коливання ядер та розміщення електронних хмар сприяє появі миттєвих диполів, що викликають дисперсну взаємодію. Енергія, зумовлена дисперсійними силами між молекулами, значно збільшується зі зменшенням відстані між центрами диполів.

Третій тип молекулярної взаємодії виникає між полярними й неполярними молекулами. Полярні молекули індукують виникнення диполів у неполярних молекулах, тобто виникає наведений дипольний момент за рахунок дії електричних полів диполів. Цей тип взаємодії є складовою частиною сил Ван-дер-Ваальса, які називають індукційними.