4.1. Іонний

Іонним або гетерополярним (це означає - різнополярним) називають зв’язок між протилежно зарядженими іонами

Згідно з законами електростатики, між протилежно зарядженими іонами діють електричні сили притягання, які і забезпечують хімічний зв’язок. Це притягання підлягає закону Кулона:

F = Z1Z2/r2 (5.1),

де Z1 та Z2 – заряди обох іонів, а r – між’ядерна віддаль між ними. Розглянемо діаграму зміни сил притягання та відштовхування між іонами (рис. 5.2)

Потенціальна енергія системи з двох таких іонів обумовлена силами притягання Кулона і силами відштовхування Борна. Видно, що сила притягання F зростає при наближенні іонів. При великих віддалях між іонами притягання між протилежно зарядженими частками слабке (мале пониження потенційної енергії системи), але воно посилюється при зближенні цих іонів. Проте при наближенні зростають також і сили відштовхування між електронними оболонками обох іонів та, відповідно, їх ядрами. Тому наближення іонів між собою має певну межу і припиняється при досягненні рівноважного стану, коли досягається мінімум потенціальної енергії системи. При дуже малих віддалях між іонами сильно зростають сили відштовхування як між, відповідно, електронами так і ядрами обох іонів, що приводить до загального зростання потенціальної енергії системи. Тому оптимальною віддалю, на яку і стають реально в кристалічні ґратці іони є та, при якій забезпечується мінімальна потенціальна енергія системи (так звана „потенційна яма” при r = rрівнов).

Основні властивості іонного зв’язку

З вищесказаного випливають дві основні властивості іонного зв’язку:

а) Ненасиченість. Оскільки природа сил зв’язку – електрична, то даний іон може притягуватися до якого завгодно числа іонів протилежного знаку незалежно від віддалі. На практиці, звичайно, роль відіграє лише притягання до найближчих сусідів (адже за законом Кулона 5.1. притягання між іонами спадає пропорційно квадрату віддалі між ними). Це означає, що даний іон (навіть однозарядний) буде притягувати таку кількість іонів протилежно заряджених іонів, які зможуть розташуватися навколо нього на оптимальних, тобто можливо мінімальних від нього віддалях.

б) Ненапрямленість. З тієї ж причини геометрична орієнтація іонів не має значення - сила взаємодії, згідно з законом Кулона, залежить тільки від зарядів частинок і віддалі між їх центрами.

При взаємодії металів з неметалами атоми перших віддають атомам других один або декілька електронів, при чому утворюються відповідно такі частинки: позитивно заряджені катіони (металів) і негативно – аніони (неметалів), які володіють зовнішньою електронною оболонкою відповідного інертного газу. При цьому кажуть, що атом металу проявляє позитивну електровалентність (рівну зарядові катіона) а неметал – негативну електровалентність, рівну зарядові аніона.

4.2. Ковалентний зв’язок.

Хімічний зв'язок виникає внаслідок взаємодії позитивно заряджених ядер і негативно заряджених електронів. Хімічний зв'язок, який утворюється за допомогою спільних електронних пар, називають ковалентним зв'язком. Слово «ковалентний» означає «спільновалентний»: атоми разом володіють спільненими валентними електронами. Ковалентний зв'язок може утворюватись за участю двох, чотирьох, шести узагальнених електронів. Такий зв'язок характеризується поляризованістю, насичуваністю та напрямленістю. Природа ковалентного зв’язку проявляється в особливій квантово-механічній взаємодії електронів, яка забезпечує утримування атомів. При цьому атомні орбіталі валентних електронів перекриваються, внаслідок чого густина негативного електричного заряду в між’ядерному просторі зростає. Ковалентний зв'язок утворюється переважно при сполученні атомів неметалів. Серед простих речовин і хімічних сполук з ковалентним зв’язком є тверді, рідкі і газоподібні речовини.

Кожен з партнерів віддає по одному електрону для утворення цієї пари, якщо утворюється один (ординарний) зв’язок. Так, за Льюїсом, утворення молекули водню Н2 виглядає так: Н + Н = Н:Н. Приймаючи форму зображення через комірки, отримаємо таку картину для молекули Н2 чи F2:

Рисунок 5.5.Утворення кратного потрійного зв’язку, за Льюїсом (молекула азоту).

3 спільні пари називаються поділеними, бо вони належать обом атомам одночасно. Проте у кожного атома Нітрогену залишаються ще по одній парі (на зовнішньому рівні), які не беруть участі в забезпеченні зв’язку. Це – неподілені пари. Ковалентний зв’язок ще інакше називають атомним або гомеополярним (однополярним). Він може виникати також і при взаємодії атомів різних елементів, про що мова буде йти дещо пізніше.