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,.

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.