Двох періодів.

Спорідненість до електрона (ЕС) — це кількість енергії, яка виділяється або поглинається під час приєднання одного електрона до нейтрального атома. Спорідненість до електрона теж вимірюють у ев/атом, або кДж/моль. Найбіль-ше значення спорідненості до електрона мають елементи головної підгрупи сьомої групи (F, Cl, Br, I). Спорідненість до електрона теж виявляє періодичну залежність від порядкового номера елемента. Аналогічний характер має подіб-на залежність і для температур кипіння, плавлення, коефіцієнта розширення і

т. ін. Властивостей, які не виявляють періодичної залежності від порядкового номера, дуже мало.

Енергія іонізації та спорідненість до електрона у сукупності характе-ризують здатність атома хімічного елемента притягувати до себе спільні електронні пари. Чим більша енергія іонізації, тим важче електрону віддалятися від ядра. Чим більша спорідненість до електрона, тим сильніше атом притягує до себе електрони іншого атома.

Обидва ефекти узагальнює характеристика елемента — електронегатив-ність (ЕН). Вона визначається сумою його енергій іонізації та спорідненості до електрона. Чим більша електронегативність атома, тим сильніше він притягує спільну електронну пару.

Відносні електронегативності елементів(за шкалою Полінга)

Пері- од	Група
	I	II	III	IV	V	VI	VII
1	Н 2,1
2	Li 0,98	Be 1,5	B 2,0	C 2,5	N 3,07	O 3,5	F 4,0
3	Na 0,93	Mg 1,2	Al 1,6	Si 1,9	P 2,2	S 2,6	Cl 3,0

Електронегативність також підлягає періодичному закону. У періоді електронегативність елементів зростає зі збільшенням порядкового номера елемента. В групі електронегативність елементів зменшується зі зростанням порядкового номера. Найбільш електронегативним у періодичній системі є Флуор.

А3. Хімічний зв’язок і будова молекул

Утворення та типи хімічного зв’язку. Атоми здатні взаємодіяти між собою з утворенням більш складних систем. Силу, яка діє між атомами і забезпечує сполучення їх у молекулу або кристал, називають хімічним зв’язком.

Обо’язковою умовою утворення хімічного зв’язку є зниження повної енергії системи (суми кінетичної і потенціальної енергій). Атоми, які приймають участь в утворенні зв’язку, прагнуть віддати, одержати або розділити з іншими атомами електрони, щоб придбати стійку восьми- або двоелектронну конфігурацію типу благородних газів.

Хімічний зв’язок характеризується типом зв’язку, енергією, що зумовлює його міцність, довжиною та напрямленістю, тобто кутами між зв’язками в молекулах, кристалах та ін.

Розрізняють такі типи внутрішньомолекулярних хімічних зв’язків: кова-лентний, іонний та металічний. Тип зв’язку обумовлюється відносним роз-поділом валентних електронів атомів, які взаємодіють, що в свою чергу зале-жить від значень електронегативностей даних елементів. Якщо величини елект-ронегативностей взаємодіючих елементів однакові або близькі, то утворюються сполуки з ковалентним типом зв’язку. Наприклад, НCl (ЕН_H = 2.1, EH_Cl = 3). Якщо молекула утворена атомами елементів з різко відмінними величинами

ЕН, то утворюється сполука з іонним типом зв’язку. Наприклад, NaCl (EH_Na = =0.93, EН_Cl = 3.0).

Ковалентий зв’язок. Найбільш поширеним типом хімічного зв’язку є хімічний зв’язок, що здійснюється спільними електронами. Для пояснення його суті розроблені дві теорії: теорія валентних зв’язків (ВЗ) та теорія молекуляр-них орбіталей (МО).

Теорія валентних зв’язків виходить з того, що ковалентний зв’язок утворюється двома неспареними електронами з антипаралельними спінами.

Розглянемо утворення ковалентного зв’язку на прикладі взаємодіючих атомів Гідрогену, які складаються з ядра та одного електрона ₁ H 1S¹, .

Н + Н Н Н

Електронна хмара атома Гідрогену має сферичну симетрію. При зближенні двох атомів Гідрогену з антипаралельними спінами їхні електронні хмари перекри-ваються (рис.4).

Рис.4. Перекривання електронних хмар при утворенні молекули водню.

У зоні перекривання хмар підвищується електронна густина і зростають сили притягання між атомами. Поряд з цим виникають і сили відштовхування між одноіменно зарядженими електронами двох атомів, а також їхніми ядрами. Однак, загальна енергія системи Н₂ знижується, що робить її більш стійкою.

Енергія, що виділяється при утворенні зв’язку, називається енергією зв’язку, а відстань між ядрами, що відповідає мінімальній енергії системи, називається довжиною зв’язку (крива 1, рис.5). Відстань між ядрами в молекулі водню становить 0.074 нм. При подальшому наближенні атомів на дуже малих відстанях починають переважати сили відштовхування між електронами, внаслідок чого енергія системи починає зростати.

При наближенні атомів з паралельними спінами електронів спостері-гається тільки їхнє відштовхування і енергія зростає (крива 2, рис. 5).

Однак теорія ВЗ не може пояснити існування молекулярного іона Н⁺₂, який має лише один зв’язуючий електрон, а також існування вільних радикалів, тобто частинок, що містять неспарені електрони і мають високу реакційну здатність, а також багато інших фактів.

Більш загальною та універсальною є теорія молекулярних орбіталей (МО). Згідно з цією теорією електрони в молекулі знаходяться на молекулярних орбіталях, що охоплюють усі ядра атомів у молекулі.