Хімічні зв’язки

Симетрична краса кристалів льоду, яскравий блиск граней алмазу обумовлені типом зв’язків між атомами цих речовин. Властивості речовин, їх реакції з іншими речовинами визначаються типом зв’язків (див. так само статтю “Хімічні реакції”) між атомами. Хімічні зв’язку – складна тема, і щоб зрозуміти її, необхідно мати уявлення про структуру атома.

Зв’язки і структура атома

Атоми прагнуть стабільності, а для цього їм потрібна зв’язок з іншими атомами. Атом стабільний, коли його зовнішній енергетичний шар (електронна оболонка) заповнений. В атомі аргону зовнішній рівень повністю заповнений. Атом стабільний і тому не утворює зв’язків з іншими атомами. У більшості атомів кілька електронних оболонок. На першому оболонці можуть перебувати 2 електрона, на другій і третій – по 8. хоча атоми деяких елементів у з’єднаннях можуть мати на третьому рівні до 18 електронів. Коли оболонка заповнена, електрони починають заповнювати наступну. Розташування електронів навколо ядра називається електронною конфігурацією. Електронна конфігурація записується у вигляді послідовності чисел після символу елемента. Щоб заповнити зовнішню оболонку, атом набуває спільне володіння електронами з іншими атомами (утворює ковалентні або металеві зв’язки), забирає у них електрони або віддає свої (утворюють іонну зв’язок).
Ковалентний зв’язок

Ковалентний зв’язок виникає тоді, коли атоми отримують електрони в «спільне володіння». Так, у атома водню один електрон, а в молекулі водню у двох атомів два загальних електрона, і енергетичні оболонки атомів заповнені. І в молекулі вуглекислого газу атоми з’єднані ковалентним зв’язком, при цьому кожен атом надає по два електрони для зв’язку з партнером. Такий зв’язок називається подвійний.

У Неметали й з’єднання, що складаються виключно з неметалів, зазвичай виникають ковалентні зв’язку. У більшості ковалентних сполук атоми з’єднуються в молекули. Якщо ковалентні зв’язки між атомами в молекулі сильні, то взаємодія молекул значно слабкіше. Через це ковалентні з’єднання зазвичай плавляться і киплять при досить низькій температурі, і багато з них в нормальних умовах є рідинами або газами. Моделі оболонок допомагають зрозуміти, хімічна поведінка атомів, але насправді атоми влаштовані дещо інакше, і положення електронів неможливо зафіксувати в точності.
Багато ковалентні з’єднання не тільки легко плавляться і киплять, але і не розчиняються у воді (наприклад, нафта) і не проводять електрики (виняток – графіт). Лід – це вода у твердому стані. Нагрівання послаблює взаємне тяжіння молекул води, і від того лід тане. Деякі ковалентні елементи (наприклад, вуглець) і багато ковалентні сполуки складаються не з окремих молекул. Кожен атом має ковалентний зв’язок з сусіднім, і всі вони утворюють гігантську, надзвичайно міцну молекулу. Такі речовини плавляться лише при дуже високої температури. У величезній молекулі діоксиду кремнію всі атоми кремнію пов’язані з трьома атомами кисню позаду і ще з одним – зверху.

Іонні зв’язку

Іонні зв’язку створюють атоми, що віддають або приймають електрони. Іонні зв’язки виникають у з’єднаннях металу з неметаллом. Атоми металу віддають електрони зі своєю зовнішньої оболонки на зовнішню оболонку атома неметалла. Атом, що втратив або прийняв електрон, називають іоном. Іон має електричний заряд, тому що число позитивно заряджених протонів не дорівнює числу негативно заряджених електронів. Атом, що втратив електрон, заряджений позитивно і називається катіоном. Атоми, що приєднали електрони, стають аніонами. Анион заряджений негативно, так як у нього електронів більше, ніж протонів.

Величина заряду записується після назви іона. Наприклад, запис Na + означає, що натрій втратив один електрон, Сl-означає атом хлору, що приєднав електрон, а О2 говорить про те, що атом кисню отримав два негативно заряджених електрона. Іони з протилежними зарядами притягуються один до одного, і виникає іонний зв’язок між атомами. Іонні сполуки складаються не з окремих молекул. Всі іони разом утворюють кристалічну решітку. Наприклад, іони натрію і хлору об’єднуються і утворюють хлорид натрію – кухонну сіль.

Зв’язки між іонами сильні, тому іонні з’єднання плавляться і закипають при високій температурі, а при кімнатній температурі залишаються твердими. Багато іонні з’єднання розчиняються у воді, але не розчиняються в органічних розчинниках, наприклад в маслах. У розчині іони здатні вільно пересуватися, тому такі розчини проводять електричний струм. Їх називають електролітами.

Металева зв’язок

Металева зв’язок зустрічається в сполуках металів. Катіони (атоми, що втратили електрони і отримали позитивний заряд) утворюють металеву решітку, в якій вільно переміщуються електрони. Сили, що діють між електронами і катіонами, значні, тому більшість металів плавиться тільки при високій температурі, а завдяки вільним електронам метали проводять тепло і електричний струм.

Валентність

Валентність – це число електронів, які атом повинен віддати або прийняти, щоб завершити заспіваю зовнішню оболонку. Сере бракує двох електронів. Валентність сірки 2. Натрій має віддати один електрон. Його валентність 1. Валентність зазвичай залежить від місця елемента в періодичній таблиці. Так, елементи групи 1 мають віддати один електрон, і їх валентність дорівнює 1. Елементи групи 2 повинні віддати 2 електрона, і їх валентність 2. Елементи груп 5, 6 і 7 повинні придбати електрони, і їх валентність дорівнює відповідно 3, 2 і 1. У фтору (7-я група) на зовнішній оболонці 7 електронів. Для заповнення зовнішньої оболонки фтору потрібен 1 електрон, і його валентність дорівнює 1. Фосфор (5-а група) має 5 електронів на зовнішній оболонці, і для заповнення йому потрібні ще 3. Валентність фосфору 3. Валентність іона дорівнює величині заряду. Наприклад, оксид-іон (О2-) має негативний заряд 2, і його валентність 2. Деякі елементи, наприклад залізо, можуть утворювати різні іони (Fе2 + і Fе3 +). Такі елементи мають різною валентністю. Римські цифри після назви іона, наприклад залізо (II) і залізо (III), вказують валентність.

Аллотропние модифікації

Деякі елементи зустрічаються в різних фізичних модифікаціях, в яких їх атоми по-різному пов’язані між собою. Алмаз і графіт – аллотропние модифікації вуглецю. У алмазі кожен атом вуглецю пов’язаний з чотирма іншими. Всі атоми щільно укладені, тому алмаз дуже твердий. У графіті кожен атом пов’язаний з трьома іншими. Атоми утворюють шари, зв’язки між якими слабкі. Цим пояснюється м’якість графіту. У вуглецю є третя модифікація – фулерен. У ньому 60 атомів пов’язані між собою і утворюють сферу. Аллотропние модифікації є і у інших елементів, у тому числі у фосфору і сірки. Співробітники Аі-Бі-Ем створили цього «молекулярного чоловічка», з’єднавши 28 молекул моноксиду вуглецю. Якщо 20 000 таких «чоловічків» «візьмуться за руки», то ширина ланцюжка буде дорівнює товщині волоса.

ПОДІЛИТИСЯ:

Дивіться також:
Звук