4.1.1.3. Полярність і поляризованість ковалентного зв’язку.

Якщо молекулу утворено з двох атомів із однаковим значенням електронеґативності, то електронна пара або електронні пари зв’язків у однаковій мірі належить обом атомам, тобто електронна хмара розміщується симетрично відносно ядер атомів. Такий ковалентний зв’язок називається гомеополярним або неполярним і молекули з таким типом зв’язку є неполярними. Неполярний зв’язок виявляється у молекул Н₂, О₂, N₂, Cl₂, тощо. У молекулах, утворених з двох атомів із різними значеннями електронеґативності, спільну електронну пару або електронні пари зв’язків зсунутого атома з більшою електронеґативністю. Утворена при цьому електронна хмара несиметрична. Хімічний зв’язок, у якому електронну пару зсунуто до одного з атомів називається гетерополярним або полярним зв’язком, а відповідні молекули з таким типом зв’язку є полярними. У молекулах із полярним зв’язком атом із більшою електронеґативністю набуває від’ємного заряду, а з меншою – додатного. Наприклад, у молекулі хлороводню HCl електронну хмару зсунуто в бік атома хлору, у зв’язку з чим середня густина від’ємного заряду біля цього атома більша, ніж біля атома водню. Внаслідок цього в атома хлору виникає деякий надлишковий від’ємний заряд ( –), а в атома водню такий самий за величиною, але протилежний за знаком ефективний додатній заряд (+). Експериментально встановлено, що ефективний заряд на атомі водню в молекулі HCl _Н = + 0,17, а на атомі хлору _Cl = – 0,17 абсолютного заряду електрона.

При взаємодії двох атомів із досить різними значеннями електронеґативності електронну пару може бути повністю зсунуто до більш електронеґативного атома. Такий зв’язок наближається до іонного.

Отже за ступенем зсуву зв’язуючої електронної хмари зв’язок у молекулі може бути ковалентним неполярним, ковалентним полярним і йонним. Ковалентний неполярний та йонний зв’язки є граничними випадками ковалентного полярного зв’язку. Останній є найбільш загальним.

Полярні молекули є диполями, тобто системами, у яких “центри тяжіння” додатних зарядів ядер та від’ємних зарядів електронів на збігаються. Відстань між “центрами тяжіння” у молекулі називають довжиною диполя та позначають літерою l. Полярність молекули (або зв’язку) кількісно характеризується дипольним моментом (), який у випадку двоатомної молекули дорівнює добуткові довжини диполя на величину заряду електрона:  = l  e .

В одиницях СІ дипольний момент вимірюється у кулон-метрах (Кл  м) і є величиною порядку 10^-29 Кл  м.

У довідковій літературі дипольний момент часто наводиться у дебаях (Д): 1Д = 3,33  10^-30 Кл  м. Значення дипольних моментів ковалентних молекул лежить у межах 0 – 4 Д, а йонних: 4 – 11 Д. Чим більша довжина диполя, тим більш полярною є молекула.

Під дією зовнішнього електричного поля електронна хмара у молекулі зсувається у бік одного з атомів. Зміна полярності зв’язку молекул під дією електричного поля називається поляризацією, а стан молекули внаслідок поляризації – поляризованістю. Поляризованість молекули залежить від спрямованості електричного поля та поляризованості атомів, що утворюють зв’язки.

Під дією зовнішнього електричного поля неполярні молекули стають полярними, а полярні – ще більш полярними, тобто в молекулах створюється диполь, який називається наведеним або індукованим. На відміну від постійних диполів індуковані існують лише при дії зовнішнього електричного поля.

4.2. ІОННИЙ ЗВ’ЯЗОК

Іонний зв’язок має місце тоді, коли електронегативність елементів різко відрізняється між собою, тобто коли взаємодіють атоми з різко відмінними хімічними властивостями.

Іонний зв’язок слід розглядати як граничний випадок полярного ковалентного зв’язку, коли пара електронів, яка утворює зв’язок, настільки зміщена до одного з атомів, що практично належить цьому атомові. Сполук лише з іонним зв’язком не існує. Однак, у випадках, коли ефективні заряди атомів у сполуках близькі до цілих одиниць, незначний ковалентний характер зв’язку не впливає на їхні властивості й тому такий хімічний зв’язок можна розглядати як іонний. Іонний зв’язок можна пояснити з позиції електростатичної теорії хімічного зв’язку, за якою хімічна взаємодія трактується як процес утворення йонів, які електростатично взаємодіють за законом Кулона: ,

де F – сила тяжіння, що діє між різнойменно зарядженими йонами; q₁ та q₂ – заряди йонів; r – відстань між іонами.

Здатність елементів утворювати прості йони зумовлено електронною будовою атомів. Цю здатність можна оцінити величинами енергій іонізації та спорідненості до електрона. Елементи з малою енергією йонізації (лужні та лужноземельні метали) легко утворюють катіони. Прості аніони найлегше утворюють р-елементи VII групи внаслідок великої спорідненості до електрона їхніх атомів. Тому сполуки простих іонів найлегше утворюються при взаємодії лужних або лужноземельних металів із галогенами. Характерною ознакою йонного зв’язку є його не насиченість і ненапрямленість у просторі. Йони можна розглядати як заряджені кульки, силові воля яких рівномірно розподіляються в усіх напрямках у просторі. Так, наприклад, у сполуці NaCl іони натрію можуть взаємодіяти з іонами хлору в будь-якому напрямку, притягуючи певне їх число. Так само і йони хлору можуть взаємодіяти з іонами натрію. Внаслідок ненапрямленості та не насиченості йонного зв’язку енергетично найвигідніше, коли кожен іон оточено максимальним числом іонів протилежного знаку. Інакше кажучи, сполучення між окремими йонами не завершується утворенням певних простих молекул, а зумовлює виникнення великих аґрегатів – іонних кристалів, що складаються з великого числа йонів. Число, що показує, скільки протилежно заряджених іонів оточує певний іон у кристалі називається координаційним числом іона. Кількість однаково заряджених іонів, здатних приєднуватись до протилежно зарядженого йона, залежить від розмірів іонів і не залежить від електронної будови атомів взаємодіючих елементів. Так, при співвідношенні йонних радіусів у межах 0,41 – 0,73 спостерігається октаедрична координація йонів, а при співвідношенні 0,73 – 1,37 – кубічна координація.