Валентність і типи хімічного зв’язку

Валентність елементів залежить від електронної структури атома і виявляється тільки при утворенні хімічних сполук. Розглянемо, наприклад, як утворюється з двох атомів водню молекула водню. Як відомо, атом водню має один s-електрон. Якщо стикаються два атоми водню, що мають s-електрони з антипаралельними спинами, то ці електронні хмари можуть частково перекривати один одного, утворюючи електронну пару, приналежну двом атомам водню одночасно, що міцно пов’язує обидва атоми в єдину молекулу (рис. 4). При утворенні хімічного зв’язку відбувається взаємне перекривання орбіталей. Умовно усуспільнення електронної пари при утворенні хімічного зв’язку зображують наступним чином. Точки позначають дві усуспільнених електрона. Така хімічна зв’язок, утворена за допомогою загальних електронних пар, носить назву ковалентного зв’язку.
Однак ковалентний зв’язок, утворена за допомогою пари s-електронів, зустрічається тільки у водню. В інших молекулах вона зазвичай буває утворена або двома р-електронами, хмари яких мають гантелевідной форму, або одним s- і одним р-електроном.
Наприклад, розглянемо освіту молекули фтору F2. Атом фтору має на зовнішньому електронному шарі одна неспарений р-електрон. Освіта молекули фтору призводить до взаємного перекривання двох р-електронних хмар. Умовно це можна зобразити так.

Валентність елементів у такого роду судинних називають ковалентним. Наприклад, вуглець у складі молекули двоокису вуглецю четирехковалентен, а кисень – двухковалентен. Величина ковалентності кожного атома визначається числом утворених ним електронних пар.
Водночас не властивості утвореної різнойменними атомами ковалентного зв’язку впливає різна едектроотріцательность елементів. Атом, що володіє більшою електронегативність, з більшою силою притягує до себе загальні електронні пари, викликаючи їх змішання. Наприклад, в молекулі метану СН4 загальні електронні пари зміщені в центр молекули до атома вуглецю як до більш електронегативного, в молекулі двоокису вуглецю – до атомів кисню. Природно очікувати виникнення близько атомів кисню надлишкового негативного, а близько атомів водню надлишкового позитивного заряду. Однак, завдяки тому, що молекули СН4 і СО2 симетричні, явище зміщення електронних пар при хімічних процесах не проявляється. Інакше йде діда, якщо молекула не симетрична, як, наприклад, HCl хлористий водень. Ковалентний зв’язок утворюється тут за рахунок взаємного перекривання одного непарного s-електронної хмари водню і одного непарного p-електронної хмари хлору (рис. 5). Всі інші орбіта Чи зовнішнього електродного шару хлору парні.

Однак електронегативність хлору значно вище, ніж водню, тому загальна електронна пара сильно зміщується до хлору, в результаті у хлору виникає негативний заряд, а на іншому кінці молекули (у атома водню) – позитивний заряд ядра. У молекулі виявляються як би два полюси – позитивний і негативний. Такамолекула носить назву полярної молекули, або диполя.
Ковалентний зв’язок, при якій відбувається зсув електронних пар до більш електронегативного атома, називається полярної зв’язком. Полярна зв’язок не завжди призводить до утворення диполя. формування молекули двоокису вуглецю зміщення електронних пар відбувається, але диполь не виникає, так як молекула симетрична. Несиметричними є полярні молекули води, аміаку, сірководню і т. Д.
Молекула води утворена одним атомом кисню, які мають 6 електронів на зовнішньому шарі (з них двоє непарних р-електрона), і двома атомами водню, що мають по одному непарному s-електрону. Як відомо, р- орбіталі розташовуються навколо ядра у взаємно перпендикулярних площинах під прямим кутом. При утворенні зв’язку відбувається взаємне перекривання р-орбіталей кисню і s-орбіталей водню. При цьому s-орбіталі двох водневих атомів злегка відштовхуються, збільшуючи кут між р -орбіталямі кисню до 105 ° 3 ‘(рис. 6). Виниклий кут називають валентним кутом.

Зсув загальних електронних пар до сильно негативного кисню також призводить до утворення диполя.
Електрони, що беруть участь в утворенні хімічного зв’язку, звуться валентних електронів. Найчастіше валентними є електрони зовнішнього електронного шару. Однак в освіті хімічного зв’язку можуть брати участь і електрони глибшого предвнеш-нього шару.

■ 36. Поясніть освіту полярної ковалентного зв’язку в молекулах НВr, H2S. (Див. Відповідь)
Нерідко, якщо розходження в електронегативності елементів досить велике, може відбутися не просто зміщення електронів в бік більш електронегативного елемента, а повна передача електронів від одного атома до іншого. Наприклад, при виникненні хімічного зв’язку між атомами натрію і хлору валентний електрон натрію повністю переходить на зовнішній електронний шар хлору, добудовуючи його до восьміелектронной структури.

Такамолекула називається іонної, так як вона утворена іонами. Хімічна зв’язок в цьому випадку також називається іонної або електровалентной. Валентність елементів у таких з’єднаннях називають електровалент-ністю.
Молекули з іонним типом хімічного зв’язку виникають у тому випадку коли з’єднуються атоми елементів з різко різної електронегативність – типового металу і типового неметалла. Це можуть бути елементи початку і кінця періоду.

■ 37. Поясніть освіту іонного зв’язку в молекулах броміду калію KBr, сульфіду натрію Na2S, нітриду магнію Mg3N2. (Див. Відповідь)

Ковалентний неполярний зв’язок характерна для простих речовин – неметалів, молекули яких складаються з однойменних атомів, наприклад Cl2, O2, N2 і т. Д.
Коли з’єднуються різнойменні атоми неметалів, електронегативність яких різна, тоді неминуче виникає полярна зв’язок. Однак, в залежності від взаємного просторового розташування атомів, молекула в цілому може бути полярної або неполярной.
Наприклад, молекула НСl полярна, так як має лінійний характер Молекула води Н2О також полярна – вона плоска з валентним кутом 105 ° 3 ‘(рис. 7). Молекула аміаку NH3 також полярна, так як має форму тригранної піраміди з атомом азоту на вершині. Валентний кут 108 ° (рис. 8). Молекула СН4 неполярна, оскільки має форму тетраедра з атомом вуглецю в центрі. Валентний кут 109 ° 28 ‘(рис. 9). Таким чином, полярність молекули в цілому залежить від її складу і взаємного просторового розташування атомів.

Посилання на основну публікацію