P p p-p

σ – зв’язок утворюється при перекриванні орбіталей вздовж лінії, що з’єднує центри атомів: σ_ss, σ_sp, σ_pp

π – зв’язок утворюється при бічному перекриванні орбіталей: π_pp

Донорно-акцепторний механізм:

:

А: + В В → А::: В

· Донор – частинка, що надає пару електронів.

· Акцептор – частинка з вільною орбіталлю.

Кратність зв’язку – це кількість спільних електронних пар між атомами.

Н₂ H – H H: H ₁H 1s¹

O₂ O = O O:: O ₈O 1s² 2s²2p⁴

N₂ N ≡ N N ׃׃׃ N ₇N 1s² 2s²2p³

Одинарний зв’язок – σ – зв’язок.

Подвійний зв’язок – 1σ + 1π.

Потрійний зв’язок – 1σ + 2π.

Енергія зв’язку – це енергія, що необхідна для розриву зв’язку. Зі збільшенням радіуса атома енергія зменшується:

HF Е = 536 кДж/моль

HCl Е = 432 кДж/моль

HBr Е = 360 кДж/моль

HIЕ = 299 кДж/моль

Зі збільшенням кратності зв’язку енергія збільшується:

С – С Е = 356 кДж/моль

С = С Е = 592 кДж/моль

С ≡ С Е = 813 кДж/моль

Довжина зв’язку – це відстань між центрами атомів у молекулі. Чим більша довжина, тим менше міцність зв’язку:

С – С ℓ = 0,154 нм

С = С ℓ = 0,134 нм

С ≡ С ℓ = 0,120 нм

Валентний кут залежить від природи атомів і характеру хімічного зв’язку. В двохатомних молекулах він дорівнює 180°:

H – F, H – Cl, H – H, C = O

В багатоатомних молекулах:

H₂O 104,5°

NH₃ 107,3°

CH₄ 109°28´

Полярність зв’язку:

· Неполярний ковалентний зв’язок утворюється між однаковими атомами:

H – H, O = O, N ≡ N

Спільна електронна пара розміщується симетрично між ядрами обох атомів.

· Полярний ковалентний зв’язок утворюється між атомами з різною електронегативністю: H – Cl, C = O

Спільна електронна пара зміщена до атома з більшою електронегативністю.

Іонний зв’язок

– це хімічний зв’язок, обумовлений електростатичним притяжінням протилежно заряджених іонів:

Na – 1ē = Na⁺ Cl + 1ē = Cl^–

Na⁺ + Cl^– = NaCl

Іони – це заряджені частинки.

Катіони – позитивно заряджені іони.

Аніони – негативно заряджені іони.

Іонний зв’язок є крайнім випадком ковалентного полярного зв’язку, коли спільна електронна пара повністю переходить до більш електронегативного атома.

Типи кристалічних ґраток

· Іонні – мають високі температури плавлення та кипіння, в розчині розпадаються на іони, в рідкому стані електропровідні (солі, тверді луги).

· Молекулярні – леткі, мають низьку твердість, невисокі температури плавлення та кипіння (H₂O, NH₃, CO₂, I₂, Р₄, S₈ – в твердому стані).

· Атомні – міцні, нерозчинні, мають високі температури плавлення та кипіння (алмаз, кремній, графіт).

· Металічні – пластичні, електро- та теплопровідні (метали та їх сплави).

Міжмолекулярна взаємодія

При зближенні молекул між ними діють сили притягування та відштовхування – сили ван-дер-ваальса.

· Орієнтаційна взаємодія виникає між полярними молекулами:

· Індукційна взаємодія виникає між полярною та неполярною молекулами. Під дією полярної молекули відбувається деформація неполярної, в ній виникає диполь.

Водневий зв’язок

Гідроген, який утворив ковалентний зв’язок з атомом Х, часто може утворити додатковий хімічний зв’язок з іншим більш електронегативним атомом У. Такий зв’язок називають водневим і позначають Х – Н... У. За міцністю водневий зв’язок перевищує ван-дер-ваальсовські сили, але слабший за ковалентний зв’язок:

Н – О... Н – О... Н – О

Н Н Н

Водневий зв’язок суттєво впливає на властивості речовин:

· речовини Н₂О та НF за звичайних умов рідкі, в той час як їх аналоги газоподібні;

· речовини НСl, NH₃, C₂H₅OH здатні утворювати водневі зв’язки з молекулами води і це є причиною їх високої розчинності;

· водневі зв’язки впливають на швидкість хімічної реакції. Чим більше їх у вихідних речовинах, тим важче перебігає реакція.

Водневі зв’язки можуть бути міжмолекулярними та внутрішньо молекулярними. У другому випадку він утворюється між двома функціональними групами:

HN – CH₂ – C – OH

׀ ׀׀

Н....... О

Валентність та ступінь окиснення

Валентність – це здатність атома утворювати хімічні зв’язки з атомами таких самих або інших елементів:

Н – Н Н – Сl Н – О Н – N – Н О = О С = О N ≡ N

׀ ׀

Н Н

Ступінь окиснення – це умовний заряд атома в молекулі (дорівнює кількості полярних валентностей):

+1 –1 +2 –2 0 0 0 0 0 0 +1 –1 –1 +1

Н Сl С О Н – Н О = О N ≡ N Н С ≡ С Н

+1 0 +1

Н С Н

О –2

Оксиди

· це складні речовини, що складаються з двох елементів, один з яких Оксиген. В оксидах атоми Оксигену хімічно пов’язані з атомами інших елементів, але не утворюють зв’язків між собою. В оксидах ступінь окиснення Оксигену –2.

Загальні формули вищих оксидів наведені у таблиці Д.І.Менделєєва.

Класифікація оксидів

солетворні оксиди несолетворні оксиди

основні H₂O, CO, N₂O, NO

кислотні (не виявляють ні основних, ні кислотних

амфотерні властивостей, тобто не утворюють солей)

Основні оксиди – це оксиди металів, їм відповідають основи:
Na₂O → NaOH

СаО → Са(ОН)₂

Кислотні оксиди – це оксиди неметалів та металів з високою валентністю (IV, V; VI; VII), їм відповідають кислоти:

СО₂ → H₂CO₃ V₂O₅ → HVO₃

SO₂ → H₂SO₃ CrO₃ → H₂CrO₄

SO₃ → H₂SO₄ Mn₂O₇ → HMnO₄

N₂O₅ → HNO₃

Амфотерні оксиди – це оксиди амфотерних металів Zn, Al, Cr, їм відповідають й основи, й кислоти:

Zn(OH)₂ Al(OH)₃ Cr(OH)₃

ZnO Al₂O₃ Cr₂O₃

H₂ZnO₂ HAlO₂ HCrO₂

Хімічні властивості основних оксидів

	1 – вода (лужні та лужноземельні метали) 2 – кислоти 3 – кислотні оксиди		Na2O Na2O + H2O = 2NaOH Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O Na2O + CO2 = Na2CO3

Хімічні властивості кислотних оксидів

	1 – вода (крім SiO2) 2 – луги 3 – основні оксиди		CO2 CO2 + H2O = H2CO3 CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O CO2 + Na2O = Na2CO3

Хімічні властивості амфотерних оксидів

	1 – кислоти 2 – луги		ZnO ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O

Добування оксидів

1. Проста речовина + кисень: С + О₂ → СО₂

S + O₂ → SO₂

4P + 5O₂ → 2P₂O₅

N₂ + O₂ → 2NO

2Мg + О₂ → 2МgО

2. Розклад нерозчинних основ: Fe(OH)₂ → FeO + H₂O

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

3. Розклад деяких кислот: Н₂СО₃ → СО₂ + Н₂О

Н₂SО₃ → SО₂ + Н₂О

Н₂SіО₃ → SіО₂ + Н₂О

4. Розклад деяких солей: СаСО₃ → СаО + СО₂

СаSО₃ → СаО + SО₂