Розділ 1.5. Хімічний зв’язок і будова молекул

Під хімічним зв’язком слід розуміти всі види взаємодій між атомами, які забезпечують стійке існування двох- і багатоатомних сполук. Залежно від характеру розподілу електронної густини в речовині розрізняють три основні типи хімічного зв’язку: ковалентний, йонний, металічний. Крім того, між молекулами виникає водневий зв’язок, а також міжмолекулярна взаємодія (Ван-дер-Ваальсова взаємодія).

Найважливіші характеристики хімічного зв’язку, які в сукупності характеризують міцність молекул:

• довжина зв’язку l, нм – відстань між центрами атомів у молекулі (між’ядерна відстань). Ця величина залежить від розмірів сполучених частинок (збільшується в міру їх збільшення), а також від способу сполучення (зменшується зі збільшенням кратності зв’язку). Залежно від типів речовин відстані між хімічно зв’язаними частинками називають по-різному: „довжина зв’язку” – у ковалентних сполуках, „між’ядерні відстані” – у йонних та металічних кристалічних речовинах;

• валентні кути утворені лініями, що з’єднують центри взаємодіючих атомів (характерно для ковалентного зв’язку);

• енергія зв’язку E, Дж/моль – міра міцності хімічного зв’язку між атомами, тобто мінімальна енергія, яку необхідно затратити для розриву хімічних зв’язків у 1 моль речовини, щоб отримати ізольовані атоми. Енергія зв’язку збільшується в міру зростання кратності зв’язку.

1.5.1. Ковалентний зв’язок

Ковалентний зв’язок – це хімічний зв’язок, який утворюється за рахунок виникнення спільної для обох елементів пари електронів (або пар електронів). Для записування такого хімічного зв’язку умовились у формулах (електронних) позначати електрони зовнішніх електронних шарів атомів крапками, розміщенними навколо символів елементів. Кількість зв’язків між атомами називається кратністю зв’язку. Два атоми в молекулі можуть бути з’єднані за допомогою однієї, двох або трьох спільних електронних пар. Такі зв’язки називають відповідно одинарними (простими), подвійними та потрійними.

Існує два способи утворення ковалентного зв’язку:

1) обмінний: кожен із взаємодіючих атомів надає для утворення зв’язку (спільної між атомами електронної пари) по одному електрону (неспареному електрону валентної орбіталі), що в загальному вигляді можна показати схемою:

А • + • В → А : В → А – В

електронні формули електронна формула графічна (структурна)

взаємодіючих атомів молекули формула молекули

або наступною схемою: А + В → А В → А – В

2) донорно-акцепторний: один із взаємодіючих атомів виступає донором, тобто надає для утворення зв’язку неподілену пару електронів, а другий атом виступає акцептором – надає вільну орбіталь для електронної пари донора, що в загальному вигляді можна показати схемою:

А : + В → А : В → А – В

донор акцептор

або наступною схемою:

А + В → А В → А– В.

донор акцептор

Як видно зі схем, електронні та графічні формули молекул однакові незалежно від механізму утворення зв’язку в них. Таким чином, властивості ковалентного зв’язку не залежать від способу його утворення.

Основні властивості ковалентного зв’язку: насичуваність, напрямленість, полярність.

Насичуваність – це здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних зв’язків. Внаслідок насичуваності зв’язку молекули мають певний хімічний склад та існують у вигляді дискретних частинок із певною структурою.

Напрямленість ковалентного зв’язку зумовлює просторову структуру молекул, тобто геометрію молекул. Кількісною характеристикою напрямленості ковалентного зв’язку є валентні кути. Утворення ковалентного зв’язку є наслідком перекривання електронних хмар взаємодіючих атомів. Оскільки електронні хмари мають різну форму, а р-, d- та f-орбіталі певним чином орієнтовані в просторі (рис. 1), то їх площа перекривання розміщується в певному напрямку по відношенню до взаємодіючих атомів (рис. 2).

Залежно від способу перекривання та симетрії утворених орбіталей розрізняють σ-, π- та δ-зв’язки.

σ-зв’язки утворюються при перекриванні атомних орбіталей вздовж лінії, яка з’єднує атоми. Тому між двома атомами може бути лише один σ-зв’язок. π-зв’язки виникають при перекриванні електронних орбіталей, орієнтованих перпендикулярно до осі зв’язку, при цьому утворюються дві області перекривання, які розташовані з обох боків від лінії, що зв’язує центри (ядра) атомів. Такий зв’язок виникає при взаємодії р- та d-електронних орбіталей, орієнтованих перпендикулярно до осі зв’язку. δ-зв’язки утворюються перекриванням чотирьох пелюсток d-електронних орбіталей, розміщених у паралельних площинах. σ-зв’язок міцніше за π- та δ- зв’язки.

Рис. 1. Форма і просторова орієнтація електронних хмар s-, p- і d-орбіталей

d-d d-d d-d

σ-зв’язки π-зв’язки δ-зв’язки

Рис. 2. Схема перекривання орбіталей при утворенні σ-, π- і δ-зв’язків

Стійкому стану молекули завжди відповідає така геометрична структура, що має мінімальну потенційну енергію. Оскільки положення атомів у молекулі фіксоване, то сили, що зумовлюють зв’язки в молекулі, не мають всенапрямленості, а діють у чіткозаданих напрямах. Відомо, що з усіх атомних орбіталей (АО) тільки s-АО мають сферичну симетрію, а інші АО відповідно зорієнтовані в просторі. Отже геометрія молекули значною мірою залежить від геометрії атомних орбіталей, що беруть участь в утворення зв’язків.

Явище „змішування” різних типів валентних АО, наприклад, s- і p-АО, p- і d-АО тощо, називають гібридизацією. Гібридизація валентних орбіталей – явище, яке пов’язане з „перебудовою” валентних АО за рахунок збудження атома елемента в момент утворення зв’язків. Кожна з нових АО – це „продукт змішування” збуджених електронів різних типів. Нові електронні АО називають гібридними, причому число їх завжди дорівнює числу вихідних АО. Гібридні орбіталі завдяки своїй більшій витягнутості в напрямі зв’язків повніше й глибше перекриваються з орбіталями атома, з яким зв’язуються. Тому зв’язки утворюються міцніше і досягається більший виграш енергії, чим і пояснюється їх виникнення.

Отже, відповідно до концепції гібридизації, в утворенні ковалентних зв’язків беруть участь не „чисті”, а так звані гібридні, тобто усереднені за формою, розмірами та енергією орбіталі, які позначають буквою q.

У гібридизації можуть брати участь АО з близькими значеннями енергій, тобто s- і p-АО зовнішнього рівня, d-АО зовнішнього або попереднього рівня. При цьому йдеться про певні типи гібридизації, наприклад про sp-, sp²-, sp³-гібридизації. На рис. 3 подано схеми механізму sp-, sp²-, sp³-гібридизації як результат „змішування” s-АО відповідно з однією, двома чи трьома p-АО.

Полярність зв’язку. При утворенні молекул електронна хмара, яка здійснює зв’язок (тобто спільна електронна пара між атомами), по-різному розміщується у полі ядер взаємодіючих атомів, що залежить від різниці відносних електронегативностей атомів (див. додаток 3).

Чим більше електронегативність атома, тим сильніше притягує він спільну електронну пару (зв’язуючу електронну хмару). У випадку різної електронегативності атомів, що утворюють зв’язок, зв’язуюча електронна хмара зміщена до атома з більшою електронегативністю, причому тим більше, чим більше різниця відносних електронегативностей атомів. За ступенем зміщення зв’язуючої електронної хмари зв’язок може бути ковалентним неполярним, ковалентним полярним та йонним. Полярність зв’язку можна встановити на основі значень відносної електронегативності взаємодіючих атомів:

якщо різниця електронегативностей Δχ = 0 – зв’язок ковалентний неполярний;

якщо 0 < Δχ < 1,5 – зв’язок ковалентний полярний.

В ихідні АО в нормальному Гібридні АО (nq-АО) та стані атома: їх геометрична будова

а) sp-гібридизація

s -АО + p-АО дві гібридні АО лінійної будови,

розміщені в площині під кутом 180⁰

б) sp²-гібридизація

s-АО + p_х-АО + p_y-АО три гібридні АО, розміщені в

площині під кутом 120⁰

в) sp³-гібридизація

s-АО + p_х-АО + p_y-АО + p_z-АО чотири гібридні АО, розміщені

на осях тетраедра під кутом 109⁰28'

Рис. 3. Схеми гібридизації валентних атомних орбіталей (АО) і напрямленість гібридних орбіталей (nq-АО) в просторі утворених молекул