21. Загальні положення про хімічний зв'язок.

Існування двох- та багатоатомних систем – молекул, іонів, радикалів, кристалів – зумовлено сполученням їх в одне ціле хі­мічними зв'язками. При утворенні хімічного зв'язку енергія системи (сума кіне­тичної та потенціальної енергій) зменшується порівняно з енер­гією ізольованих атомів.

Певному просторовому положенню атомних ядер відповідає певний розподіл електронної густини, залежно від якого в речо­вині розрізняють такі основні типи хімічного зв'язку: ковалентний, іонний і металічний. Окремо типи хімічного зв'язку трапляються дуже рідко. Для переважної більшості речовин характерне накла­дання різних типів зв'язку.

Основні параметри хімічного зв'язку – енергія, довжина зв'яз­ку, кут між зв'язками та полярність.

Хімічний зв'язок між атомами в основному здійснюється так званими валентними електронами: у s- і р-елементів валентними є електрони останнього енергетичного рівня, а у d-елементів – елек­трони s-стану останнього і d-стану передостаннього енергетичних рівнів.

Хімічна природа елемента зумовлюється здатністю його атома віддавати або приєднувати електрони, що кількісно характери­зується енергією іонізації, спорідненістю до електрона і електронегативністю.

22. Ковалентний зв'язок: механізм утворення, основні характеристики.

Ковалентний зв'язок є формою хімічного зв'язку, характерною особливістю якого є те, що задіяні атоми поділяють одну чи більше спільних пар електронів, що і спричиняють їх взаємне притягування, яке утримує їх у молекулі. Електрони при цьому, як правило, заповнюють зовнішні електронні оболонки задіяних атомів. Такий зв'язок завжди сильніший ніж міжмолекулярний зв'язок та порівняльний за силою чи сильніший за йонний зв'язок.

Ковалентний зв'язок найчастіше виникає між атомами із схожою високою електронегативністю. Ковалентний зв'язок найчастіше виникає між неметалами, тоді як іонний зв'язок є найпоширенішою формою зв'язку між атомами металів та неметалів.

Ковалентний зв'язок, як правило, сильніший ніж інші типи зв'язку, такі як іонний. Справа в тому, що на відміну від іонного зв'язку, в якому атоми утримуються ненаправленою кулонівською силою, ковалентні зв'язки є направленими. Наслідком є те, що молекули із ковалентним утриманням мають тенденцію формувати відносно невелику кількість характерних форм, демонструючи специфічні кути зв'язку.

Ковалентний зв'язок поділяється на ковалентний полярний і ковалентний неполярний.

23. Йонний зв'язок. Поняття про електронегативність.

Іо́нний хімі́чний зв'язо́к, також йонний хімічний зв'язок — це тип зв'язку, при якому електрони переходять із одного атома до іншого, й основний вклад в притягання вноситься електростатичною взаємодією.

Утворюється між атомами або групами атомів зі значною різницею в електронегативностях.

Характерний для сполук металів з найтиповішими неметалами.

Кристалічні тверді тіла, утворені завдяки йонному зв'язку, називаються іонними кристалами. Прикладом такого кристалу є кам'яна сіль NaCl. До йонних кристалів належать також численні оксиди (MgO).

На відміну від ковалентного, іонний зв'язок не є направленим, тому валентні кути в сполуках з іонними зв'язками можуть коливатися в широких межах. Йонні зв'язки не характеризуються властивістю насичення, а кулонівські сили, які в них відіграють основну роль, діють на далеких віддалях, спадаючи дуже повільно. Тому при розрахунках енергії взаємодії неможливо обмежитися найближчими сусідами атомів. Будова йонних сполук.Усі йонні сполуки за звичайних умов є,як правило кристалічними речовинами. Йони сполучаються один з одним досить міцно.Для того щоб зруйнувати йонний звязок необхідно затратити чималу енергію.Під час плавлення кристали руйнуються,звязки між йонами відокремлюються один від одного і вилітають із рідини.

Електронегативність (χ) — фундаментальна хімічна властивість атома, кількісна характеристика здатності атома в молекулі притягати до себе спільні електронні пари.

На сьогодні для визначення електронегативності атомів існує багато різних методів, результати яких добре узгоджуються один з одним, за винятком відносно невеликих відмінностей, і в усякому разі внутрішньо несуперечливі.