8.3. Зміни в межах одної групи

Елементи однієї підгрупи мають однакову будову зовнішнього енергетичного рівняння та подібні хімічні властивості. В атомах усіх елементів І А групи зовнішній енергетичний рівень містить один електрон на s-підрівні. Але радіус атома і число енергетичних рівнів зростають зі збільшенням порядкового номера елемента (заряду ядра). При цьому притягнення зовнішніх електронів до ядра послаблюється, енергія іонізації зменшується. Тому в головних підгрупах зі збільшенням порядкового номера елементів (тобто згори донизу) їхні металічні властивості посилюються, а неметалічні послаблюються.

Таким чином, число електронів зовнішнього енергетичного рівня атомів змінюється періодично із зростанням зарядів ядер атомів (повторюється через період). Тому властивості хімічних елементів змінюються періодично (повторюються через період).

Тема 9. Хімічний зв’язок і будова речовини ковалентний зв’язок

План:

1. Хімічний зв’язок.

2. Ковалентний зв’язок.

3. Валентні електрони. Гібридизація.

Типи зв'язків. Електронна теорія будови атомів пояснила, як атоми з'єднуються в молекули, тобто природу та механізм утворення хімічного зв'язку.

9.1. Хімічний зв'язок

Хімічний зв'язок – це взаємодія двох або кількох атомів, у результаті якої утворюється хімічно стійка дво- або багатоатомна система (молекула чи кристал).

Отже, під час формування кристалів або молекул утворюються хімічні зв'язки, а в процесі розпаду кристалів або молекул вони руйнуються. Утворення хімічного зв'язку супроводжується зменшенням повної енергії системи.

В основі теорії хімічного зв'язку лежать уявлення про електронну взаємодію. Найбільш стійкими угрупованнями електронів є завершені зовнішні електронні шари атомів інертних елементів (двоелектронний у гелію і восьмиелектронний у решти інертних елементів). Незавершені зовнішні електронні шари всіх інших елементів є нестійкими угрупованнями електронів. Під час з'єднання атомів з незавершеними зовнішніми електронними шарами перебудовуються їхні електронні оболонки – неспарені електрони різних атомів утворюють електронні пари, які є спільними для двох чи більшої кількості атомів або зміщуються до одного атома Відомі такі типи хімічного зв'язку: ковалентний, іонний, водневий, металічний.

9.2. Ковалентний зв'язок

Зв'язок атомів за допомогою спільних електронних пар називається ковалентним.

Механізм утворення. Розглянемо утворення молекули водню із атомів. Електронна конфігурація атома водню – 1s¹, тобто у зовнішньому енергетичному рівні знаходиться один неспарений електрон. Під час утворення молекули водню з двох атомів, що містять неспарені електрони з антипаралельними спінами, перекриваються s-орбіталі та формується спільна електронна пара.

Спільна електронна пара належить обом атомам, кожний атом одержує стійку двоелектронну оболонку. Найбільшою електронна густина спільної електронної хмари є між ядрами атомів. Молекула водню утворюється за рахунок взаємодії спільної електронної пари з ядрами обох атомів.

У молекулах фтору F₂, хлору Сl₂, кисню O₂, азоту N₂ зв'язок між атомами ковалентний. Він утворюється в молекулах фтору та хлору за допомогою однієї пари електронів, у молекулі азоту – за допомогою трьох спільних електронних пар.

У всіх цих випадках кожний атом формує завершений стійкий зовнішній восьмиелектронний рівень.

Розглянемо утворення молекули хлороводню. Електронні конфігурації атомів водню (1s¹) та хлору (1s²2s²2р⁶3s²3р⁵) свідчать, що їхні зовнішні енергетичні рівні містять по одному неспареному електрону. У разі наближення орбіталі цих електроні» перекриваються, утворюючи спільну електронну пару.

Ковалентний зв'язок може виникати між двома атомами, один з яких має пару електронів, а другий - вакантну (вільну) орбіталь. Під час взаємодії аміаку NH₃ з хлороводнем НСІ пара електронів 2s-підрівня атома азоту, що не бере участі в утворенні зв'язків у молекулі аміаку (иеподілена електронна пара), стає спільною для водню (з хлороводню) та азоту і утворюється іон амонію NН₄⁺.

Такий механізм утворення ковалентного зв'язку називається донорно-акцепторним. У нашому прикладі донором електронної пари є атом азоту, а акцептором - іон водню (він має вільну орбіталь).

Донорно-aкцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку спостерігається в комплексних сполуках, тобто сполуках, до складу яких входять комплексні іони [Аg(NH₃) ₂]ОН, К₄Fе(СN) ₆ тощо.