Природа хімічного зв’язку і будова хімічних сполук

План лекції

1. Природа хімічного зв’язку і будова хімічних сполук

· Механізм утворення хімічного зв’язку (ХЗ) між атомами.

· Типи хімічного зв’язку.

· Фізико-хімічні властивості сполук з ковалентним, йонним і металічним зв’язком.

· Експериментальні характеристики зв’язків: енергія, довжина, напрямленість.

· Насиченість, направленість і полярність ковалентного зв’язку.

· Утворення s і p зв’язків.

· Метод валентних зв’язків (ВЗ). Визначення кратності і ковалентності за методом ВЗ.

· Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку.

· Гібридизація атомних орбіталей.

· Просторова будова молекул. Полярні і неполярні молекули.

· Йонний зв’язок та його властивості.

· Будова та властивості сполук з йонним типом зв’язку.
Металічний зв’язок.

· Основні положення методу молекулярних орбіталей (МО).

· Зв’язуючі, розпушуючі і незв’язуючі МО, їх енергія та форма, енергетичні діаграми МО. Кратність зв’язку в методі МО.

· Міжмолекулярні взаємодії (орієнтаційні, індукційні, дисперсні). Водневий зв’язок і його біологічна роль.

Вчення про хімічний зв’язок – це головна проблема сучасної хімії. Не знаючи природи взаємодії атомів в речовині неможливо зрозуміти причини різноманітності хімічних сполук, уявити механізм їх утворення, їх склад, будову і реакційну здатність. Створення надійної моделі, яка б відображала будову атомів, молекул і природу сил між ними, дозволить розрахувати властивості речовин не вдаючись до експеременту.

Близьке до сучасного уявлення про молекули склалося щн на початку ХІХ століття і вперше було сформульовано Авогадро. Важливим етапом розвитку вчення про хімічний зв’язок в молекулах була теорія будови Бутлерова, згідно якої в сполуках має місце строга закономірність розміщення атомів, а хімічний зв’язок відповідає за відмінності у властивостях сполуки і за суму атомів, що складає сполуку. Пізніше Вернер розвинув у кінці ХІХ ст. уявлення про координаційні сполуки і їх структуру.

Фундаментом вчення про будову речовини було відкриття періодичного закону, користуючись яким можна описати властивості сполук,в тому числі молекулярних, базуючись на властивостях атомів, що їх складають. Перші варіанти теорії хімічного зв’язку базувалися на уявленнях про електронну природу атомів і належали Росселю і Льюїсу. Вони запропонували розглядати утворення хімічного зв’язку як наслідок того, що пара електронів стає спільною для двох атомів.

Для створення спільних пар електронів кожний атом дає однакову кількість електронів. При цьому кожний атом намагається оточити себе октетом, або дублетом електронів, характерним для зовнішнього енергетичного рівня атомів благородних газів. Наприклад, сполучення атомів хлору, що містять на зовнішньому енергетичному рівні по сім електронів у молекулі хлору можна подати так:

:Сl· + ·Сl: ® :Сl : Сl:

Кожний атом хлору має по три пари і по одному неспареному електрону. Утворення хімічного зв’язку відбувається за рахунок неспарених електронів. Спільні пари електронів позначають рискою: Сl – Cl.

Така точка зору Дж.Льюїса на хімічний зв’язок пояснювала механізм утворення значної кількості хімічних сполук, мала велике значення для розвитку теорії хімічного зв’язку. Проте, проироду хімічного зв’язку вона пояснити не могла, оскільки уявлення про хвильові властивості електронів виникли набагато пізніше.

З розвитком квантової механіки почався період інтенсивного розвитку вчення про хімічний зв’язок. В процесі цього розвитку створена сучасна квантово-механічна теорія будови.

Сукупність хімічно зв’язаних атомів (наприклад, молеукла, кристал) представляє собою складну систему атомних ядер і електронів. В утворенні зв’язку між ними найістотнішу роль відіграють лише електростатичні сили, тобто сили взаємодії елнктричних зарядів, носіями яких є електрони (негативно заряджені частинки) і ядра атомів (позитивно заряджені).

Сучасні методи дослідження дозволяють експериментально визначити просторову будову або просторове розміщення в речовині атомних ядер. Даному просторовому розміщенню ядер відповідає певний розподіл електронної густини. З’ясувати, як розподіляється електронна густина, власне значить охарактеризувати хімічний зв’язок в речовині, але для цього необхідне точне рішення рівняння Шредінгера. Як відомо з попередньої теми, точне рішення рівняння Шредінгера здійсненне лише для іону Н₂⁺, який складається з двох протонів і одного електрона. Для систем з двома і більшою кількістю електронів доводиться застосовувати наближені рішення. Точність наближених розрахунків оцінюється ступенем співпадання їх з експериментальноотриманими даними про будову речовини і її властивості.

В залежності від характеру розподілу електронної густини в речовині розрізняють три основних типи хімічного зв’язку: ковалентний, іонний і металічний.

В “чистому” вигляді перераховані типи зв’язку проявляються дуже рідко; в більшості сполук має місце накладання різних типів зв’язку.

Інформацію про будову речовин можна отримати, досліджуючи її фізичні і хімічні властивості. Зокрема, за допомогою фізичних методів дослідження визначають основні параметри молекул – міжядерні відстані, валентні кути і просторову будову (або геометрія) молекул.

Міжядерна відстань між хімічно-зв’язаними атомами називається довжиною зв’язку.

Кут між уявними лініями, які проходять через ядра хімічно-зв’язаних атомів називається валентним кутом. У молекулі води він становить 104,5 °С.

Таким чином, молекула води має кутову форму.

Для наглядності можна представити, що два хімічні зв’язки О-Н (довжиною d_он = 0,096 нм) розміщені під кутом ÐНОН = 104,5°С.

Чи не найважливішою характеристикою хімічного зв’язку є енергія зв’язку, яка визначає його міцність. Мірою міцності зв’язку може служити кількість енергії, яка витрачається на його розрив. Для двохатомних молекул енергія зв’язку рівна величині енергії дисоціації молекул на атоми.

Довжина і енергія зв’язку, валентні кути, а також експериментально визначені магнітні, оптичні, електричні та інші властивості речовин безпосередньо залежать від зарактеру розподілу електронної густини. Кінцевий висновок про будову речовини роблять після узагальнення і об’єднання всієї інформації, отриманої різними методами. Квантово-механічна теорія хімічного зв’язку узагальнює сукупність експериментально отриманих даних про будову ручовини.

Хімічний зв’язок в основному здійснюється валентними електронами. У s- і p-елементів валентними є електрони зовнішнього шару, а у d-елементів – електрони s-підрівня зовнішнього еннергетичного рівня і d-підрівня передостаннього енергетичного рівня.

Хімічний зв’язок утворюється тільки в тому випадку, якщо при зближенні атомів (двох або більшого числа) повна енергія системи (сума кінетичної і потенціальної енергій) понижається.

Розглянемо найпростішу з можливих молеуклярних систем – молекулярний іон водню Н₂⁺ . У ній один електрон рухається у полі двох ядер – протонів. Ця частинка утворюється при опроміненні молекул водню Н₂ електронами.

Припустимо, ми наближаємо протон Н_А⁺ і атом водню Н_В. По мірі зближення цих частинок між ними виникають електростатичні сили двох типів – сили притягання електроа до двох ядер і сили відштовхування між ядрами.

Сила міжядерної взаємодії f_НаНв завжди напрямлена вздовж осі сполучення ядерних центрів і намагається розвести ядра подалі одне від другого. Очевидно, молекула утворюється в тому випадку, якщо рівнодійна сил притягання і відштовхування рівна нулю. Іншими словами, взаємне відштовхування ядер (протонів Н_А⁺ і Н_В⁺) повинно бути скомпенсовано притяганням електрона до ядра. Ефективність останнього залежить від місцерозміщення електрона відносно ядер. Звичайно, точно визначити положення електрона в молекулі неможливо, але можна розглянути імовірність його перебування в просторі відносно ядер. Так, у будь-який момент часу електрон може виявитися в положенні 1 або 2.

Порівняємо рівнодійну результуючу дію сил притягання і відштовхування при цих конфігураціях. Коли електрон знаходиться в положенні 1, то його притягання до протонів сприяють їх зближенню. Якщо ж має місце положення 2, то виникає інша ситуація. В цьому випадку сили притягання напрямленні в одну сторону і відштовхування протонів не компенсують.

Таким чином, згідно можливих положень електрона відносно двох протонів існує область зв’язування і область незв’язування або розрихляюча область. Якщо електрон потрапляє в область зв’язування, то хімічний зв’язок утворюється. Якщо ж електрон потрапляє в область розрихляючу, то хімічний зв’язок не утворюється.

Отже, хімічний зв’язок виникає в тому випадку, якщо електрон знаходиться між ядрами. Хімічний зв’язок здійснюється за рахунок електростатичної взаємодії позитивно заряджених ядер і негативно заряджених електронів.

Для розгляду типів хімічного зв’язку необхідно з’ясувати окремі властивості хімічних елементів: енергія іонізації; спорідненість до електрону, електронегативність.

1. Енергія іонізації, спорідненість до електрона, електронегативність.

Хімічна природа елемента зумовлюється здатністю його атома віддавати або приєднувати електрони, що кількісно характеризуються енергією іонізації, спорідненістю до електрона і електронегативністю.

Мінімальна енергія, яка необхідна для відриву електрона від незбудженого атома, називається енергією іонізації (кДж/моль або еВ/атом).

Е⁰ + І = Е⁺ + 1е

Для багатоелектронних атомів енергії іонізації І₁, І₂, І₃,….. відповідають відриву першого, другого і т. д. електронів. При цьому завжди І₁< І₂<І₃,….., так, як збільшення числа відірваних електронів приводить до зростання позитивного заряду іона.

Енергія іонізації залежить від положення елемента в періодичній системі і змінюється як у межах груп, так і в межах періодів.

У межах періодів найменшу енергію іонізації мають s-елементи І групи (Li, Na, K, Rb та ін.), а найбільшу s- і р-елементи VІІІ групи (Не, Ne, Ar, Cr та ін.). зростання енергії іонізації при переході від s-елементів І групи до р-елементів VІІІ групи зумовлене зростанням ефективного заряду ядра: із збільшенням заряду ядра збільшується притягання до нього електронів, внаслідок чого збільшується і енергія іонізації.

На величину енергії іонізації впливає два фактори: ефект екранування заряду ядра і ефект проникнення електронів до ядра.

Ефект екранування заряду ядра зумовлений наявністю в атомі між електроном і ядром інших електронів, які екранують, послаблюють дію на цей електрон позитивного заряду ядра і тим самим послаблюють зв’язок електрона з ядром. Ефект екранування зростає із збільшенням числа внутрішніх електронних підрівнів.

Ефект проникнення електронів до ядра полягає в тому, що згідно із законами квантової механіки всі електрони, навіть зовнішні, певний час перебувають на енергетичних рівнях, розміщених близько до ядра, тобто зовнішні електрони проникають до ядра крізь шари внутрішніх електронів.

Ступінь проникнення електронів до ядра при певному значенні головного квантового числа найбільший для s-електронів, менший для р-електронів і найменший для d-електронів. Отже, s-електрони більше від р-електронів, а d-електрони менше, ніж р-електрони екранують ядро.

Енергія іонізації в рядах перехідних (металів) елементів змінюється мало, наприклад:

Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni

6.56 6.82 6.74 6.77 7.44 7.89 7.87 7.63

Таку зміну енергії іонізації можна пояснити тим, що збільшення заряду ядра компенсується екрануючою дією електронів, розміщених на внутрішніх енергетичних рівнях.

В межах підгруп періодичної системи збільшення атомної маси елемента супроводиться збільшенням розміру атома. Збільшення заряду ядра в підгрупах менше впливає на зв’язок зовнішнього електрона з ядром, ніж збільшенням розміру атома і числа екрануючих електронів. Тому в межах підгрупи s- і р- елементів зв’язок зовнішнього електрона з ядром зменшується, що призводить до зменшення енергії іонізації. Виняток становлять підгрупи d- елементів, у межах яких при переході від 3d- до 5d- елементів енергія іонізації збільшуються, що пояснюється проникненням електронів до ядра.

Величина енергії іонізації може характеризувати “металічність” елемента: чим менше значення енергії іонізації, тим більш “металічний елемент”. Енергія іонізації може бути також кількісною характеристикою відновної активності певного елемента. Деякі нейтральні атоми (молекули, вільні радикали) можуть приєднувати електрони. Якщо при цьому виділяється енергія, то утворюється стійкі негативно зарядженні іони, а якщо енергія поглинається, то утворюється нестійкі негативно заряджені іони.

Енергетичний ефект приєднання електрона до нейтрального атома, молекули або радикалу з перетворення в негативно заряджений іон

Е⁰ + 1е = Е^- + А

називається спорідненістю до електрона ( А, кДж/моль, еВ/атом).

Спорідненість до електрона залежить від: електронної конфігурації атома та його хімічних властивостей. Найбільшу спорідненість до електрона мають р-елементи VІІ групи (F, Cl, Br, I), а найменші (навіть від’ємні) значення спорідненості до електрона мають атоми з конфігураціями S² (Be, Mg) S²P⁶(Ne, He) або атоми з наполовину заповненими р- підрівнями (N).

Спорідненість до електрона атомів металів близька до нуля, тобто приєднання електронів до їхніх атомів енергетично невигідне; спорідненість до лектрона атомів неметалів має додаткове значення, тобто цей процес енергетично вигідний.

Величина спорідненості до електрона може бути кількісною характеристикою окиснювальної активності елемента.

Електронегативність. Для характеристики відносної здатності атомів певної сполуки набувати негативного заряду (відтягувати на себе електронну густину порівняно з атомами інших елементів тієї самої сполуки) користуються величиною електронегативності. За Р. Маллікеном, чисельно електронегативність атома дорівнює півсумі його енергії іонізації І і спордненості до електрона А: Х = ½ (І + А).

Оскільки, значення спорідненості до електрона визначені для невеликої кількості елементів, на практиці використовують відносні значення електронегативності.

Існує шкала відносних електонегативностей елементів за Л. Полінгом (електронегативність фтору прийнято такою, що дорівнює 4).

В межах періодів електронегативність елементів збільшується, а в межах підгрупи зменшується. Найменші значення електронегативності мають s- елементи І групи, а найбільші р- елементи VІІ групи.

Величина електронегативності характеризує здатність атомів до поляризації ковалентних зв’язків. Чим більша різниця між електронегативностями двох атомів, тим більший ступінь іонізації утворюваного між ними зв’язку.

У межах періодів найменшу енергію іонізації мають s-елементи І групи (Li, Na, K, Rb та ін.), а найбільшу s- і р-елементи VІІІ групи (Не, Ne, Ar, Cr та ін.). зростання енергії іонізації при переході від s-елементів І групи до р-елементів VІІІ групи зумовлене зростанням ефективного заряду ядра: із збільшенням заряду ядра збільшується притягання до нього електронів, внаслідок чого збільшується і енергія іонізації.

На величину енергії іонізації впливає два фактори: ефект екранування заряду ядра і ефект проникнення електронів до ядра.

Ефект екранування заряду ядра зумовлений наявністю в атомі між електроном і ядром інших електронів, які екранують, послаблюють дію на цей електрон позитивного заряду ядра і тим самим послаблюють зв’язок електрона з ядром. Ефект екранування зростає із збільшенням числа внутрішніх електронних підрівнів.

Ефект проникнення електронів до ядра полягає в тому, що згідно із законами квантової механіки всі електрони, навіть зовнішні, певний час перебувають на енергетичних рівнях, розміщених близько до ядра, тобто зовнішні електрони проникають до ядра крізь шари внутрішніх електронів.

Ступінь проникнення електронів до ядра при певному значенні головного квантового числа найбільший для s-електронів, менший для р-електронів і найменший для d-електронів. Отже, s-електрони більше від р-електронів, а d-електрони менше, ніж р-електрони екранують ядро.

Енергія іонізації в рядах перехідних (металів) елементів змінюється мало, наприклад:

Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni

6.56 6.82 6.74 6.77 7.44 7.89 7.87 7.63

Таку зміну енергії іонізації можна пояснити тим, що збільшення заряду ядра компенсується екрануючою дією електронів, розміщених на внутрішніх енергетичних рівнях.

В межах підгруп періодичної системи збільшення атомної маси елемента супроводиться збільшенням розміру атома. Збільшення заряду ядра в підгрупах менше впливає на зв’язок зовнішнього електрона з ядром, ніж збільшенням розміру атома і числа екрануючих електронів. Тому в межах підгрупи s- і р- елементів зв’язок зовнішнього електрона з ядром зменшується, що призводить до зменшення енергії іонізації. Виняток становлять підгрупи d- елементів, у межах яких при переході від 3d- до 5d- елементів енергія іонізації збільшуються, що пояснюється проникненням електронів до ядра.

Величина енергії іонізації може характеризувати “металічність” елемента: чим менше значення енергії іонізації, тим більш “металічний елемент”. Енергія іонізації може бути також кількісною характеристикою відновної активності певного елемента. Деякі нейтральні атоми (молекули, вільні радикали) можуть приєднувати електрони. Якщо при цьому виділяється енергія, то утворюється стійкі негативно зарядженні іони, а якщо енергія поглинається, то утворюється нестійкі негативно заряджені іони.

Енергетичний ефект приєднання електрона до нейтрального атома, молекули або радикалу з перетворення в негативно заряджений іон

Е⁰ + 1е = Е^- + А

називається спорідненістю до електрона ( А, кДж/моль, еВ/атом).

Спорідненість до електрона залежить від: електронної конфігурації атома та його хімічних властивостей. Найбільшу спорідненість до електрона мають р-елементи VІІ групи (F, Cl, Br, I), а найменші (навіть від’ємні) значення спорідненості до електрона мають атоми з конфігураціями S² (Be, Mg) S²P⁶(Ne, He) або атоми з наполовину заповненими р- підрівнями (N).

Спорідненість до електрона атомів металів близька до нуля, тобто приєднання електронів до їхніх атомів енергетично невигідне; спорідненість до лектрона атомів неметалів має додаткове значення, тобто цей процес енергетично вигідний.

Величина спорідненості до електрона може бути кількісною характеристикою окиснювальної активності елемента.

Електронегативність. Для характеристики відносної здатності атомів певної сполуки набувати негативного заряду (відтягувати на себе електронну густину порівняно з атомами інших елементів тієї самої сполуки) користуються величиною електронегативності. За Р. Маллікеном, чисельно електронегативність атома дорівнює півсумі його енергії іонізації І і спордненості до електрона А: Х = ½ (І + А).

Оскільки, значення спорідненості до електрона визначені для невеликої кількості елементів, на практиці використовують відносні значення електронегативності.

Існує шкала відносних електонегативностей елементів за Л. Полінгом (електронегативність фтору прийнято такою, що дорівнює 4).

В межах періодів електронегативність елементів збільшується, а в межах підгрупи зменшується. Найменші значення електронегативності мають s- елементи І групи, а найбільші р- елементи VІІ групи.

Величина електронегативності характеризує здатність атомів до поляризації ковалентних зв’язків. Чим більша різниця між електронегативностями двох атомів, тим більший ступінь іонізації утворюваного між ними зв’язку.

Ковалентний зв’язок. Метод валентних зв’язків.

Ми вже знаємо, що стійка молекула може утворюватися тільки при умові зменшення потенціальної енергії системи взаємодіючих атомів. Для опису стану електронів в молекулі необхідно було б скласти рівняння Шредінгера для відповідної системи електронів і атомних ядер і знайти його рішення, яке відповідає мінімальній енергії системи.

Вперше подібні розрахунки були проведені в 1927 році Гейтлером і Лондоном для молекули водню. Ці вчені розглянули систему з двох атомів водню, які знаходяться на великій відстані один від другого. При такій умові можна врахувати тільки взаємодію кожного електрона із “своїм” ядром, а іншими взаємодіями можна знехтувати. За таких умов було можливо виразити залежність хвильової функції розлядуваної системи від координат і тим самим визначити густину спільної електронної хмари в любій точці простору.

Далі Гейтлер і Лондон від координат зберігається і при зближенні атомів водню. При цьому однак, вже необхідно враховувати і ті взаємодії (між ядрами, між електронами), якими при значному віддаленні атомів один від другого можна було знехтувати. Ці додаткові взаємодії розглядаються як деякі поправки ("збурення") до вихідного стану електронів в вільних атомах водню.

В результаті Гейтлер і Лондон отримали рівняння,які дозволяли знайти залежність потенціальної енергії Е системи, яка складається з двох атомів водню, від відстані r між ядрами цих атомів. При цьому виявилося, що результати розрахунок залежать від того, однккові чи протилежні за знаком спіни взаємодіючих електронів. При співпаданні напрямів спінів зближення атомів приводить до неперервного зростання енергії системи. В цьому випадку для зближення атомів вимагається затрата енергії, тоді такий процес є енергетично невигідним і хімічний зв’язок не виникає. При протилежно напрялених спінах зближення атомів до деякої відстані r₀ супроводжується зменшенням енергії системи.

При r = r₀ система володіє найменшою потенціальною енергією, тобто знаходиться в найбільш стійкому стані; подальше зближення атомів знову приводить до зростання енергії. Отже, у випадку протилежно напрямлених спінів атомних електронів утворюється молекула Н₂.

Отримані Гейтлером і Лондоном розраховані значення міжядерної відстані і енергії зв’язку в молекулі водню виявились близькі до експериментально знайдених величин. Це означало, що припущення зроблені Гейтлером і Лондоном не внесли суттєвих похибок і можуть бути виправданими. Отже, дослідження гейтлера і лондона дозволили зробити висновок, що хімічний зв’зок в молекулі водню здійснюється шляхом утворення пари електронів з протилежно напрямленими спінами, яка належить обом атомам.

Хвилясті лінії на схемі показують, що в молекулі водню кожен електрон займає місце в квантових комірках обох атомів, тобто рухається в силовому полі, утвореному двома силовими центрами – ядрами атомів водню.

Такий двоелектронний двоцентровий зв’язок називається ковалентним зв’язком.

Ковалентний зв’язок здійснюється тоді, коли взаємодіють атоми з однаковими або близькими значеннями електронегативності, тобто ковалентний зв’язок утворюють атоми однакової хімічної природи або близькі за хімічними властивостями. Ковалентний зв’язок виникає також при утворенні багатоатомних сполук, наприклад координаційних.

Уявлення про механізм утворення хімічного зв’язку, розвинуті Гейтлером і Лондоном на прикладі молекули водню, були поширені і на більш складні молекули. Розроблена на цій основі теорія хімічного зв’язку отримала назву методу валентних зв’язків (ВЗ) або локалізованих електронних пар.

Механізми утворення ковалентного зв’язку.

Механізми утворення ковалентного зв’язку – спільна електронна пара, яка створює ковалентний зв’язок, може утворюватися за рахунок неспарених електронів, які є в незбуджених взаємодіючих атомах. Це відбувається, при утворенні H₂, HCl, Cl₂. Кожен з атомів володіє одним неспареним електроном; при взаємодії двох таких атомів утворюється спільна електронна пара – виникає ковалентний зв’язок.

За рахунок неспарених електронів атом вуглецю може утворювати два ковалентні зв’язки. Але, для вуглецю характерні сполуки, в яких кожен його атом зв’язаний з сусідніми атомами 4 зв’язками: СО₂, СН₄ і т. д. Це відбувається тому, що при затраті деякої енергії можна один з 2s електронів перевести на 2р- підрівень; в результаті атом переходить у збуджений стан, а число неспарених електронів зростає. Отже, збуджений атом вуглецю може приймати участь в утворенні 4-х ковалентних зв’язків. При цьому збільшення числа створюваних ковалентних зв’язків супроводжується виділенням більшої кількості енергії, ніж витрачається на переведення атома у збуджений стан.

Атоми елементів ІІІ і подальших періодів мають у зовнішньому енергетичному рівні d- підрівень, на який при збудженні можуть переходити s- і р- електрони зовнішнього шару. Тому тут з’являються додаткові можливості збільшення числа неспарених електронів. Так, атом Cl в незбудженому стані володіє одним неспареним електроном, і 3s² 3p⁵ 3d⁰ може бути переведений з збуджені стани з 3 3s² 3p⁴ 3d¹ 5 3s² 3p³ 3d² 7 3s¹ 3p³ 3d³ електронами.

В багатьох випадках ковалентні зв’язки виникають і за рахунок спарених електронів, які наявні в зовнішньому електронному шарі атома. З восьми зовнішніх електронів атома азоту шість утворюють три ковалентні зв’язки і є спільними для атома азоту і 3 атомів водню. Але 2 електрони належать тільки азоту і утворюють неподільну електронну пару. Така пара електронів може брати участь в утворенні ковалентного зв’язку з атомом, у якого в зовнішньому електронному шарі є вільна орбіталь. Незаповнена 1s- орбіталь є, наприклад, у іону Н⁺. Цей ковалентний зв’язок утворився за рахунок пари електронів, яка першопочатково належала одному атому (донору електронної пари) і вільної орбіталі другого атома (акцептора електронної пари). Цей спосіб утворення ковалентного зв’язку називається донорно – акцепторним.

Розглянемо електронну структуру оксиду азоту (І). Атом кисню має 2 неспарених електрони і утворює два ковалентних зв’язки з центральним атомом азоту. За рахунок неспареного електрона цей центральний атом азоту утворює ковалентний зв’язок з другим атомом азоту. У такий спосіб кисень і центральний атом азоту мають у зовнішніх електронних шарах по 8 електронів – стійкі електронні конфігурації. Але крайній атом N має лише 6 електронів і тому може бути акцептором ще однієї електронної пари. Сусідній (центральний) атом азоту має неподільну електронну пару і може бути її донором. Це приводить до утворення ще одного ковалентного зв’язку по донорно-акцепторному механізму. Ось вже кожен з 3 атомів має стійку восьмиелектронну структуру зовнішнього енергетичного рівня. Часто зв’язок, утворений за донорно-акцепторним механізмом позначають стрілкою (від донора до атома – акцептора). Отже, утворення ковалентних зв’язків може відбуватися:

· За рахунок неспарених електронів незбудженого атома;

· За рахунок неспарених електронів, які з’являються в результаті збудження атома (обмінний механізм);

· За рахунок неподіленої електронної пари одного атома і вільної орбіталі другого атома (донорно-акцепторний механізм).

Але, яким би із способів не утворювався ковалентний зв’язок, загальне число ковалентних зв’язків, які може утворювати даний атом, обмежене. Воно визначається загальним числом валентних орбіталей, тобто тих орбіталей, використання яких для утворення ковалентних зв’язків є енергетично вигідним. Квантово-механічні розрахунки показують, що до цих орбіталей належать s- і р- орбіталі зовнішнього електронного щару і d- орбіталі передостанього шару. Для елементів другого періоду в зовнішньому електронному рівні є 4 орбіталі, а відповідно на них може розміщуватися не більше 8 електронів. Атоми електронів 3 і наступних періодів мають також ще й d- орбіталі. Відомі сполуки d- елементів, в яких в утворенні ковалентних зв’язків приймають участь s- і р- орбіталі зовнішнього енергетичного рівня і всі 5 d- орбіталей передостанього шару.

Здатність атомів брати участь в утворенні обмеженого числа ковалентних зв’язків отримала назву насиченості ковалентного зв’язку. Внаслідок молекули мають визначений певний склад і існують у вигдяді дискретних частинок з певною структурою.

Напрямленість ковалентного зв’язку.

Властивості молекули, її здатність вступати в хімічну взаємодію з іншими молекулами (реакційна здатність) залежать не тільки від міцності хімічних зв’язків в молекулі, але й значною мірою від її просторової будови. Розділ хімії, який вивчає геометричну структуру молекул, їх просторову будову, називається стереохімією.

Оскільки, утворення ковалентного зв’язку є результатом перекривання валентних електронних хмар взаємодіючих атомів, то це перекривання можливе лише при певній взаємній орієнтації електронних хмар; при цьому область перекривання розміщується в певному напрямку по відношенню до взаємодіючих атомів. Інакшн кажучи, ковалентний зв’язок володіє напрямленістю.

Оскільки електронні хмари мають різну форму, їх взаємне перекривання може здійснюватися різними способами. В залежності від способу перекривання і симетрії хмари, яка утворюється розрізняють d-, p-, s- зв’язки.

Зв’язок, який утворюється згущення електронної густини в області між ядрами атомів, тобто розміщуються вздовж лінії, яка сполучає ядра, отримав назву s- зв’язку.

Оскільки, s- зв’язок співпадає з лінією сполучення атомних центрів, то розміщення s- зв’язків визначає просторову конфігурацію молекул.

Зв’язок, який утворюється за рахунок перекривання двох Рz (або Ру) орбіталей не по лінії, яка з’єднує ядра атомів, а на периферії від неї, отримав назву p- зв’язку. Зв’язки, які утворюються внаслідок перекривання всіх чотирьох пелюсток d- електронних хмар, розміщених в паралельних площинах, називається d- зв’язком.

Підготувала к.х.н., доц. Демид А.Є.