Який звязок у C2H2

Однозначно встановлено, що будь-який хімічний зв’язок має електричну природу. Це означає, що при його утворенні найбільш суттєву роль відіграють сили взаємодії між електричними зарядами, носіями яких є негативно заряджені електрони й позитивно заряджені ядра атомів. Суть взаємодії полягає у відштовхуванні однойменно заряджених частинок (ядро-ядро, електрон-електрон) і притяганні різнойменно заряджених (ядро-електрон). Зрозуміло, що система буде стійкою, якщо сили притягання переважають над силами відштовхування (рис. 4.1).

Рисунок 4.1 — Сили міжатомної взаємодії: відштовхування між електронними оболонками двох атомів та між їх ядрами; притягання між ядром одного атома і електронною оболонкою іншого і навпаки

Зростання сил притягання при утворенні молекули з ізольованих атомів супроводжується виділенням енергії, внаслідок чого енергія системи зменшується порівняно з загальної енергією окремих атомів. Отже, рушійною силою утворення хімічного зв’язку є прагнення ізольованих атомів до виграшу в енергії, який досягається при їх об’єднанні в систему; стійкість системи забезпечується виникненням області підвищеної густини негативного електричного заряду в між’ядерному просторі, яка притягує до себе позитивно заряджені ядра атомів.

При утворенні хімічного зв’язку найважливішими є електрони зовнішнього шару, тобто валентні електрони, які утримуються ядром найменш міцно. Саме тому будова електронної конфігурації атомів є визначальним чинником при утворенні хімічного зв’язку. Для пояснення причин утворення зв’язку Льюїс запропоновув правило октету : Найбільш стабільними й енергетично вигідними є зовнішні оболонки атомів, які мають електронні конфігурації благородних газів, тобто такі, що містять два (у випадку найближчого до ядра енергетичного рівня) або вісім електронів.

Правило октету є фундаментальним законом, який за своїм значенням не поступається відкриттю періодичного закону чи теорії будови сполук. Згідно з ним при утворенні молекул атоми задовольняють свою потребу в досягненні енергетично вигідного стану шляхом набуття на зовнішньому рівні двохелектронної структури – електронного дублету (для елементів, розташованих на початку періодичної системи) чи восьмиелектронної структури – електронного октету (для елементів, що мають більш віддалені від ядра електронні шари). Тому при сполученні атомів, в яких зовнішні електронні шари є незавершеними, їх оболонки зазнають перегрупування (рис. 4.2).

Рисунок 4.2 — Утворення електронного дублету і електронного октету за схемою Льюіса

Будь-який хімічний зв’язок утворюється, якщо це енергетично вигідно – лише тоді, коли зближення ізольованих атомів приводить до зменшення повної енергії системи, яка складається з кінетичної і потенціальної енергій ядер атомів і електронів. Для характеристики енергії системи, що містить два ізольованих атоми, які наближуються один до одного, застосовують так звані потенціальні криві (рис. 4.3).

Рисунок 4.3 — Загальний вигляд потенціальних кривих для характеристики змінення енергії системи з двох атомів залежно від відстані між ядрами

Верхня потенціальна крива 1 відображає збільшення загальної енергії системи у міру зменшення відстані r між двома атомами, оскільки при зближенні атомів з паралельними спінами (↑ і ↑) переважають сили відштовхування між їх електронними оболонками. При цьому зв’язок не утворюється. Нижня потенціальна крива 2 показує зменшення енергії системи у випадку зближення атомів, що мають антипаралельні спіни (↓ і ↑), на певну відстань – довжину зв’язку r₀, на якій відбувається утворення хімічного зв’язку. Мінімум на потенціальній кривій 2 визначає енергію зв’язку Е₀. При подальшому зближенні атомів починають переважати сили відштовхування між їх ядрами, тому загальна енергія системи зростає.

Енергія зв’язку – це міра міцності зв’язку, що визначається кількістю енергії, яка виділяється внаслідок утворення зв’язку. Довжина зв’язку – це відстань між ядрами хімічно сполучених атомів.

Одиниці вимірювання енергії зв’язку: [кДж/моль] або – рідше – [еВ]. Енергія зв’язку характеризує його міцність: чим більше енергія зв’язку, тим він міцніший.

Довжину зв’язку вимірюють частіше в нанометрах [нм], пікометрах [пм], але інколи – в ангстремах [Å] (1 нм = 10 –9 м, 1 пм = 10 –12 м, 1Å = 10 –10 м). Зрозуміло, що при збільшенні радіусів атомів, між якими виникає зв’язок, зростає довжина зв’язку. Наприклад, довжини зв’язків у ряду гідрогенгалогенідів складають (нм): НF – 0,092; НCl – 0,128; HBr – 0,141; HI – 0,162.

Довжина зв’язку завжди менше, ніж сума радіусів двох сполучених атомів, оскільки утворення молекули супроводжується, крім зміни енергії, й зміною густини електронних хмар. Наприклад, якщо при утворенні зв’язку між двома атомами Гідрогену, радіуси яких дорівнюють 0,053 нм, електронні хмари взаємно не проникали б одна в одну, то довжина зв’язку повинна була дорівнювати подвоєному радіусу: 0,053 · 2 = 0,106 нм. Насправді ж довжина зв’язку в молекулі Н₂ становить 0,074 нм (рис. 4.4).

Рисунок 4.4 — Довжина зв’язку в молекулі Н₂

Це свідчить про перекривання електронних хмар ізольованих атомів, що відбувається при утворенні зв’язку, тобто в молекулі змінюється густина і форма електронних хмар порівняно з ізольованими атомами (рис. 4.5).

Рисунок 4.5 — Перерозподіл електронної густини електронних хмар атомів Н при утворенні зв’язку Н–Н в молекулі Н₂

4.2. Ковалентний зв’язок

В органічних сполуках найчастіше зустрічається ковалентний тип хімічного зв’язку.

Зв’язок атомів за допомогою спільних електронних пар називається ковалентний зв’язок .

Для скорочення спільні пари електронів позначаються рискою між символами атомів відповідних елементів: С–Н, С–С, С–Cl.

Після відкриття електрона проводилося багато спроб розробити електронну теорію хімічного зв’язку. Найбільш вдалими стали роботи Льюїса, який запропонував розглядати ковалентний зв’язок як наслідок виникнення спільної для двох атомів електронної пари (рис. 4.6 а). Для цього кожний атом надає однакову кількість електронів і намагається оточити себе октетом або дублетом електронів, характерним для зовнішньої електронної конфігурації інертних газів. Графічно за методом Льюїса утворення ковалентних зв’язків за рахунок неспарених електронів подають за допомогою точок, які позначають зовнішні електрони атома. Наприклад, утворення ковалентних зв’язків у молекулах Cl₂ і HCl з урахуванням електронної структури атомів елементів Гідрогену (Н: 1s 1 ) і Хлору (Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ) виглядає як показано на рис. 4.6 б.

Рисунок 4.6 — Виникнення спільної електронної пари відповідно до теорії Льюїса: а) узагальнена спрощена модель; б) утворення ковалентного зв’язку в молекулах Cl₂ і HCl

Теорія Льюїса показувала механізм утворення ковалентного зв’язку, проте не могла пояснити його природи, оскільки уявлення про хвильові властивості електронів виникли значно пізніше, з розвитком квантової механіки.

Перша квантово-механічна теорія ковалентного зв’язку була створена Гейтлером і Лондоном для опису молекули водню, а потім застосована Полінгом до багатоатомних молекул. Ця теорія одержала назву методу валентних зв’язків (ВЗ). Паралельно Маллікеном і Гундом розвивався інший підхід для пояснення ковалентного зв’язку – метод молекулярних орбіталей (МО).

Основне положення, на якому ґрунтуються обидва методи, полягає в тому, що багатоелектронна хвильова функція для молекули розглядається як лінійна комбінація одноелектронних функцій, кожна з яких характеризує відповідний електрон. У цих методах використовуються різні підходи до побудови вихідної хвильової функції та різні уявлення про електронну будову молекул. За методом МО молекула – це єдине ціле, в якому кожний електрон рухається в полі інших електронів і ядер, а її стан описується сукупністю електронних молекулярних орбіталей. Метод ВЗ дає більш наочне уявлення про будову молекули і характерні особливості ковалентного зв’язку, тому він частіше застосовується для якісного вирішування питань хімічного зв’язку.

4.2.1. Метод валентних зв’язків

Сутність ковалентного зв’язку пояснюється досить складними теоріями, серед яких найбільш доступною є модель валентних зв’язків (так званий метод ВЗ ). Основні положення методу ВЗ стисло можна викласти так:

Кожна пара атомів у молекулі утримується разом за допомогою однієї або декількох спільних електронних пар; при цьому електронні орбіталі сполучених атомів перекриваються (рис. 4.7);

Рисунок 4.7 — Перекривання орбіталей при утворенні ковалентного зв’язку за рахунок виникнення спільної електронної пари в молекулах H₂ і F₂

Рисунок 4.8 — Анти-направленість спінів електронів при перекриванні орбіталей – умова виникнення ковалентного зв’язку

4.2.2. Механізм утворення ковалентного зв’язку

Основною ознакою ковалентного зв’язку є наявність спільної електронної пари, яка належить обом хімічно сполученим атомам, оскільки перебування двох електронів у полі дії двох ядер енергетично вигідніше, ніж знаходження кожного електрона у полі свого ядра. Однак виникнення спільної електронної пари зв’язку може проходити за різними механізмами: частіше – за обмінним, а інколи – за донорно-акцепторним.

Обмінний механізм утворення ковалентного зв’язку полягає в тому, що кожний із взаємодіючих атомів постачає на утворення спільних двохелектронних хмар однакову кількість електронів з антипаралельними спінами (рис. 4.9 а). Наприклад, утворення спільної електронної пари (або спільної двохелектронної хмари) при сполученні двох атомів Н:

Рисунок 4.9 — Загальна схема утворення ковалентного зв’язку: а) за обмінним механізмом; б) за донорно-акцепторним механізмом

Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку реалізується при взаємодії різних частинок; одна з них – донор (А:) – має незв’язувальну, неподілену пару електронів (тобто таку, що належить тільки одному атому), а інша акцептор ( ) – має вакантну орбіталь (рис. 4.9 б).

Частинка, яка надає для утворення зв’язку двохелектронну хмару (неподілену пару електронів), називається донор , а частинка з вільною орбіталлю, яка приймає цю електронну пару, – акцептор . Механізм утворення ковалентного зв’язку за рахунок двохелектронної хмари одного атома та вакантної орбіталі іншого називається донорно-акцепторним.

В органічній хімії донорно-акцепторний зв’язок частіше називається семиполярний зв’язок (тобто напівполярним), оскільки на атомі-донорі виникає частковий ефективний позитивний заряд δ+ (за рахунок відхилення від нього його неподіленої пари електронів), а на атомі-акцепторі – частковий ефективний негативний заряд δ– (завдяки зміщенню в його бік неподіленої електронної пари донора).

Найпростіший акцептор електронної пари – катіон Гідрогену Н† + , утворений при втраті атомом Гідрогену електрона:

Він може бути акцептором і надавати свою вакантну орбіталь для неподіленої пари донора, який має неподілену електронну пару. Наприклад, при взаємодії іона Н† + з молекулою амоніаку NH₃, центральний атом якої має неподілену електронну пару (:N), утворюється комплексний іон амонію NH₄ + з позитивним зарядом (рис. 4.10 а):

Як приклад найпростішого донора електронної пари можна навести гідрид-іон Н¯, утворений внаслідок приєднання електрона до атома Гідрогену:

За рахунок неподіленої електронної пари іон Н¯ може відігравати роль донора при взаємодії з частинкою-акцептором, на центральному атомі якої є вільна орбіталь. Наприклад в молекулі ВН₃ атом Бору має вакантну орбіталь ( †), на яку поступає неподілена електронна пара гідрид-іона Н¯ (рис. 4.10 б). При цьому утворюється складний комплексний іон ВН₄¯ з негативним зарядом:

Рисунок 4.10 — Утворення ковалентного зв’язку за донорно-акцепторним механізмом: а) в іоні NH₄ + ; б) в іоні [ВН₄]¯

4.3. Властивості ковалентного зв’язку

Властивості ковалентного зв’язку – це певні його характеристики: валентний кут, довжина і енергія зв’язку, напрямленість, насичуваність, кратність, поляризація та поляризованість тощо. Енергія і довжина зв’язку вже були розглянуті (§ 4.1), тепер зупинимося на інших характеристики.

Напрямленість. Відповідно до методу ВЗ хімічний зв’язок між атомами зумовлюється перекриванням орбіталей, які, за винятком сферичних s-орбіталей, мають певну орієнтацію у просторі. Напрямленість ковалентного зв’язку –це таке розміщення електронної густини між сполученими атомами, яке забезпечує максимальне перекривання електронних орбіталей. Напрямленість ковалентного зв’язку зумовлює певну просторову будову молекул. Оскільки орбіталі мають різні форми і різну орієнтацію в просторі, то й область їх взаємного перекривання теж локалізується різним чином відносно уявної лінії, що з’єднує два ядра, яка називається вісь зв’язку . Залежно від цього розрізняють окремі типи зв’язків, які позначають грецькими буквами σ, π, τ, δ. В органічних сполуках найчастіше зустрічаються σ- і π-зв’язки, значно рідше – τ-зв’язки і тільки у виключних випадках – δ-зв’язки. Сигма-зв’язок ( σ-зв’язок ) – це таке перекривання електронних орбіталей, при якому максимальна електронна густина концентрується у між’ядерному просторі вздовж вісі зв’язку. Сигма-зв’язок утворюється при взаємному перекриванні двох s-орбіталей, одніє s- і однієї р-орбіталей, чи двох р_х-орбіталей або за участю гібридизованих орбіталей. Ознакою сигма-зв’язку є наявність однієї області перекривання, зосередженої між ядрами хімічно сполучених атомів (рис. 4.11).

Рисунок 4.11 — Схема перекривання електронних орбіталей при утворенні σ-зв’язку

На відміну від σ-зв’язку, при якому найбільша електронна густина локалізується на вісі зв’язку, π-зв’язок відрізняєється боковим перекриванням валентних орбіталей (рис. 4.12 і 4.13). Пі-зв’язок ( π-зв’язок ) – це перекривання електронних орбіталей, при якому максимальна електронна густина концентрується з обох боків від умовної вісі, що з’єднує ядра атомів.

Рисунок 4.12 — Модель постадійного формування π-зв’язку при зближенні та перекриванні двох р_z-орбіталей

Рисунок 4.13 — Схема перекривання електронних орбіталей при утворенні π-зв’язку

• σ-Зв’язок міцніший порівняно з π-зв’язком, оскільки осьове перекривання орбіталей і розташування електронної густини σ-зв’язку в між’ядерному просторі є більш ефективним і енергетично вигідним;
• σ-Зв’язок сприяє можливості внутрішньо-молекулярного обертання атомів без розриву зв’язку, а π-зв’язок такого обертання не допускає (без розриву зв’язку);
• Електрони при π-перекриванні, які знаходяться збоку від меж’ядерного простору, мають більшу рухливість, ніж σ-електрони, тому π-зв’язок здатний сильно деформуватися під впливом зовнішнього силового поля, тобто виявляє значну схильність до поляризації (див. нижче), ніж σ-зв’язок.

В органічних сполуках, молекули яких містять фрагменти на основі циклопропану, інколи зустрічається ще один тип зв’язків – так звані «бананові» зв’язки, які утворюються при боковому перекриванні виключно sp 3 -гібридизованих орбіталей і позначаються грецькою буквою τ (рис. 4.14).

Тау-зв’язок ( τ-зв’язок ) – це таке перекривання sp 3 -гібридизованих орбіталей, при якому максимальна електронна густина зосереджується не на вісі зв’язку, а з одного боку ззовні неї.

Рисунок 4.14 — Утворення τ-зв’язків в молекулі циклопропану

Рисунок 4.15 — Кратність зв’язку між атомами Карбону: а) одинарний σ-зв’язок С–С в етані Н₃С–СН₃; б) подвійний σ+π-зв’язок С=С в етені Н₂С=СН₂; в) потрійний σ+π+π-зв’язок С≡С в етині НС≡СН

Кратність зв’язку не завжди виражається цілими числами, як це було в наведених прикладах (рис. 4.15). Досить часто кратність набуває дробових значень, особливо в молекулах ароматичних і гетероциклічних сполук. Наприклад, в бензені С₆Н₆ кратність зв’язку дорівнює 1,67 (рис. 4.16).

Рисунок 4.16 — Будова молекули бензену: а) σ-скелет молекули, утворений σ-зв’язками С–С і С–Н, вісі симетрії яких знаходяться на одній площини; б) розташування негібридизованих p_z-орбіталей перпендикулярно до площини σ-зв’язків; в) утворення суцільного шестиелектронного π-зв’язку (так званого колового спряження)

Рисунок 4.17 — Полярність ковалентного зв’язку: а) неполярний в гомоядерній молекулі Cl₂; б) полярний в гетероядерній молекулі HCl

Щоб визначити, в який бік буде зміщуватися електронна густина полярного ковалентного зв’язку, необхідно порівняти електронегативність обох атомів (рис. 4.18). Електронегативність (позначається грецькою буквою χ) – це узагальнена функція, що характеризує здатність атома даного елемента відтягувати на себе електронну густину порівняно з атомами інших елементів тієї самої сполуки. За зростанням електронегативності найбільш поширені хімічні елементи розміщуються в такій послідовності:

Рисунок 4.18 — Величини електронегативностей хімічних елементів за Полінгом

Рисунок 4.19 — Схема утворення індукованого (наведеного) диполя з неполярної молекули під дією силового поля полярної частинки – диполя

4.4. Приклади розв’язання задач

Приклад 4.1. Ввстановити, в який бік зміщується електронна густина ковалентного зв’язку в молекулах OF₂, CCl₄, PCl₅, H₂O, H₂S.

Розв’язок. Всі задані молекули складаються з атомів різних елементів, які відрізняються за своєю електронегативністю, тому утворені ними зв’язки є полярними. На підставі шкали електронегативності (рис. 4.18) визначаємо напрямок зміщення спільних електронних пар і показуємо його стрілками. Зміщення зв’язку в заданих молекулах відбувається за такими напрямками:

Приклад 4.2. Розібрати механізм утворення зв’язків в іоні гідроксонію Н₃О + .

Розв’язок. В молекулі Н₂О (Н–О–Н) є два ковалентні зв’язки О–Н, утворені за обмінним механізмом при перекриванні одноелектронних орбіталей двох атомів Н с одноелектронними орбіталями атома Оксигену:

Іон гідроксонію утворюється в результаті приєднання катіона Н + до молекули води:

внаслідок чого за донорно-акцепторним механізмом утворюється третій зв’язок О–Н. При цьому донором виступає атом О: (за рахунок неподіленої електронної пари), а акцептором – іон Н + , який надає вакантну орбіталь:

Приклад 4.3. Визначити, який атом є донором, а який – акцептором при утворенні зв’язку в молекулі NH₃·BF₃.

Розв’язок. В молекулі NH₃·BF₃ центральними атомами є атом N і збуджений атом B*, які мають такі електроні конфігурації:

У атома N в молекулі NH₃ після утворення за обмінним механізмом трьох ковалентних зв’язків N–H залишається ще одна неподілена пара електронів (на електронно-графічній схемі виділена маркером). З іншого боку, у збудженого атома Бору В* в молекулі BF₃ після утворення трьох ковалентних зв’язків В–F (теж за обмінним механізмом) одна валентна орбіталь залишається вільною. Тому атом-акцептор В† надає свою вакантну орбіталь для неподіленої електронної пари атома-донора N: для утворення ще одного ковалентного зв’язку N–B, але вже за донорно-акцепторним механізмом відповідно до схеми:

Приклад 4.4. На підставі будови молекули СО визначити напрямленість і кратність зв’язку.

Розв’язок. Атом Карбону в основному стані (2s 2 2p 2 ) має два неспарених електрони, за рахунок яких за обмінним механізмом утворюються два ковалентних зв’язки з неспареними електронами атома О (2s 2 2p 4 ):

Напрямленність зв’язків (σ чи π) зумовлюється природою одноелектронних орбіталей і розташуванням електронної густини зв’язку, що утворюється. При осьовому перекриванні однієї р_х-орбіталі атома С з р_х-орбіталлю атома О електронна густина локалізується у між’ядерному просторі, тобто утворюється один σ-зв’язок. Дві інші одноелектронні р_у-орбіталі атомів О і С перекриваються по обидва боки від вісі зв’язку, утворюючи π-зв’язок, для якого притаманне бокове перекривання. Однак у молекулі СО виникає ще один π-зв’язок, але вже за донорно-акцепторним механізмом за рахунок неподіленої електронної пари (на р_z-орбіталі) атома О – донора – і вільної р_z-орбіталі атома С – акцептора. Таким чином, усього в молекулі СО є три зв’язки, тому кратність дорівнює трьом, тобто зв’язок потрійний: С≡О.

Приклад 4.5. Охарактеризувати утворення хімічних зв’язків в молекулі етану С₂Н₆.

Розв’язок. Етан С₂Н₆ – це насичений вуглеводень гомологічного ряду алканів, в молекулі якого атоми сполучені одинарними зв’язками. А одинарні зв’язків можуть бути тільки σ-зв’язками, ознакою яких є розташування області перекривання в між’ядерному просторі на вісі зв’язку. З іншого боку, в насичених вуглеводнях кожний атом Карбону перебуває в стані sp 3 -гібридизації, утворюючи по чотири гібридизовані гантелеподібні орбіталі, вісі яких розміщуються під валентним кутом 109,5 0 одна до одної. Обидва атоми С в етані витрачають на утворення σ-зв’язків з атомами Гідрогену лише по три sp 3 -гібридизовані орбіталі, а четверту – на σ-зв’язок з сусіднім атомом Карбону, завдяки чому молекулу С₂Н₆ можна розглядати як два сполучених тетраедри:

Приклад 4.6. Охарактеризувати утворення хімічних зв’язків в молекулі етену С₂Н₄.

Розв’язок. В молекулі етену СН₂=СН₂ збуджені атоми Карбону перебувають в стані sp 2 -гібридизації, внаслідок якої утворюється три гібридизовані орбіталі гантелеподібної форми, вісі яких напрямлені під валентним кутом 120 0 і розташовані на одній площині, а четверта, негібридизована р_z-орбіталь – перпендикулярно до них:

Дві sp 2 -гібридизовані орбіталі кожного атома С утворюють по два σ-зв’язки при вісьовому перекриванні з s-орбіталями атомів Н, а третя sp 2 -гібридизована орбіталь – ще один σ-зв’язок з sp 2 -гібридизованою орбіталлю сусіднього атома С. Отже, гібридизовані орбіталі кожного атома С беруть участь в утворенні трьох σ-зв’язків: двох С–Н і одного С–С. Всі п’ять σ-зв’язків в молекулі етилену СН₂=СН₂ знаходяться на одній площині, яку називають σ-площиною , або σ-скелетом молекули:

Негібридизовані р_z-орбіталі кожного атома Карбону, розташовані перпендикулярно до площини σ-зв’язків, перекриваються одна з одною над і під σ-скелетом, утворюючи π-зв’язок, електронна густина якого розміщується симетрично по обидва боки від σ-зв’язку:

Оскільки між’ядерний простір подвійного зв’язку значно більше насичений електронною густиною, ніж при одинарному σ-зв’язку, утворення π-зв’язку сприяє зближенню атомів Карбону і зменшенню довжини подвійного зв’язку (0,133 нм) порівняно із одинарним (0,154 нм).

§ 5. ВИДИ ХІМІЧНИХ ЗВ’ЯЗКІВ: КОВАЛЕНТНИЙ ЗВ’ЯЗОК

Ковалентний зв’язок. З цим видом хімічного зв’язку ви ознайомилися в курсі хімії 8 класу. Він властивий неорганічним та органічним речовинам. Вони утворюються внаслідок виникнення між атомами елементів однієї або декількох спільних електронних пар. Цей вид зв’язку властивий сполукам, молекули яких містять атоми неметалічних елементів.

• Ковалентний зв’язок — це зв’язок на основі спільних електронних пар.

Розглянемо докладніше механізм утворення ковалентного зв’язку. Атоми, узаємодіючи між собою, можуть утворювати спільні електронні пари за допомогою неспарених електронів, перебуваючи в незбудженому стані. Найчастіше це атоми, які мають однакову або близьку за значенням електронегативність. Ковалентний зв’язок може бути одинарним (якщо між атомами виникла одна спільна електронна пара), подвійним (якщо дві) і потрійним (коли виникають три спільні електронні пари).

Пригадайте, як утворюється молекула водню.

Ковалентний неполярний зв’язок. Механізм виникнення зв’язку між атомами Гідрогену з утворенням молекули водню H₂ полягає в тому, що ядра атомів Гідрогену притягують електронні хмари s-електронів. Унаслідок зближення атомів їхні електронні хмари перекриваються, що супроводжується виділенням енергії та утворенням зони підвищеної електронної густини. Тоді електрони обох атомів Гідрогену перебувають у спільному користуванні двох ядер. Це енергетично вигідніше, ніж коли електрон перебуває в користуванні свого ядра. Отже, виникає електронна пара з двох s-електронів атомів Гідрогену (рис. 11), яка рівновіддалена від обох ядер атомів.

Рис. 11. Схема утворення спільної електронної пари перекриванням s-електронів двох атомів Гідрогену

Зв’язок у молекулах елементів з ковалентним зв’язком відображають електронними або графічними (структурними) електронними формулами. Електронна формула молекули водню Н:Н. У структурній формулі крапки замінюють рискою Н-Н.

У молекулі кисню між атомами Оксигену наявний подвійний зв’язок О=О, у молекулі азоту — потрійний N≡N.

У кожному з цих випадків атоми набувають стійкої конфігурації з двох або восьми електронів.

Поясніть механізм утворення ковалентного неполярного зв’язку, скориставшись рис. 12.

Рис. 12. Схема утворення двох спільних електронних пар у молекулі кисню

• Хімічний зв’язок, що утворюється між атомами елементів з однаковою електронегативністю, називають ковалентним неполярним зв’язком.

Ковалентний полярний зв’язок. Здебільшого хімічний зв’язок виникає в молекулах складних речовин між атомами неметалічних елементів, що відрізняються електронегативністю. Прикладом може бути утворення молекул гідроген хлориду (рис. 13), води, амоніаку.

Рис. 13. Схема утворення ковалентного полярного зв’язку в молекулі гідроген хлориду

Розглянемо докладніше механізм утворення ковалентного полярного зв’язку в молекулі гідроген хлориду. Як бачимо з рис. 13, на зовнішньому енергетичному рівні в атома Гідрогену є 1s неспарений електрон, а в атома Хлору — два s- та п’ять р-електронів, зокрема один з них неспарений. До утворення стійкої конфігурації не вистачає одного електрона. Унаслідок взаємодії s-електрона атома Гідрогену та неспареного р-електрона атома Хлору утворюється спільна електронна пара. Ядро атома Хлору має заряд значно більший (+17), ніж ядро атома Гідрогену (+1), тому сили притягання з боку Хлору значно більші. Відбувається зміщення електронної пари до більш електронегативного елемента Хлору. Оскільки віддалі між ядрами атомів та утвореною спільною електронною парою неоднакові, це спричиняє поляризацію молекули. На тому кінці молекули, де розміщується елемент з більшою електронегативністю (Хлор), зосереджується негативний заряд, а там, де з меншою, — позитивний. Такі молекули називають полярними молекулами, або Диполями.

• Диполь — це система з двох зарядів, що є однаковими за значенням, але протилежними за знаком.

Пригадайте й поясніть утворення ковалентного зв’язку в молекулі води.

З’ясуємо, як утворюється ковалентний зв’язок у молекулі амоніаку. Вам уже відомо з § 2 (с. 13), що в атома Нітрогену на зовнішньому енергетичному рівні з п’яти наявних електронів три — неспарені. Електронна конфігурація ₇N 1s 2 2s 2 2p 3 .

Атоми Нітрогену утворюють три спільні електронні пари з трьома атомами Гідрогену. Виникає стійка конфігурація зовнішнього енергетичного рівня: у Нітрогену — з восьми електронів, як у Неону, і в Гідрогену — з двох електронів, як у Гелію. Електронні пари зміщені до більш електронегативного атома Нітрогену. Молекула полярна, набуває форми піраміди. На зовнішньому енергетичному рівні залишаються два спарені s-електрони, які не беруть участі в утворенні зв’язку. Схему будови молекули амоніаку показано на рис. 14.

Рис. 14. Схема будови молекули амоніаку

Вивчаючи органічні речовини, ви ознайомилися з електронною будовою атома Карбону. Вам відомо, що він, перебуваючи в основному стані, на зовнішньому (другому) енергетичному рівні має два спарені s-електрони й два неспарені р-електрони, що демонструє графічна електронна формула (рис. 15, а). У такому стані атом Карбону утворює два ковалентні зв’язки. Однак у сполуках атом Карбону найчастіше є чотиривалентним та утворює чотири ковалентні зв’язки. Це відбувається завдяки тому, що під час хімічних реакцій атом Карбону переходить з основного стану в збуджений. Електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня набуває іншого вигляду (рис. 15, б), де всі електрони неспарені, тобто електрон із s-підрівня переходить на вільну р-орбіталь. Унаслідок переходу на зовнішньому енергетичному рівні з’являються чотири неспарені електрони, що утворюють чотири ковалентні зв’язки з іншими атомами. При цьому звільняється стільки енергії, що вона перекриває енергію, затрачену на перехід атома Карбону з основного стану в збуджений.

Рис. 15. Графічні електронні формули атома Карбону в основному (а) і збудженому (б) станах

З § 2 (с. 13) вам відомо, що в атомів неметалічних елементів 3 періоду й наступних зовнішній енергетичний рівень містить d-підрівень. Під час збудження атома на цей підрівень переходять s- і р-електрони. Як наслідок, створюються додаткові можливості утворення ковалентних зв’язків.

• Хімічний зв’язок, що утворюється між атомами елементів, електронегативність яких незначно відрізняється, називають ковалентним полярним зв’язком.

Молекулярні кристалічні ґратки. Такий тип ґраток характерний для речовин молекулярної будови. У речовин з ковалентним неполярним зв’язком у вузлах кристалічних ґраток розміщуються неполярні молекули. Між ними діють міжмолекулярні сили взаємодії, що впливає на фізичні властивості цих сполук. Вони леткі, легкоплавкі, мають низькі температури кипіння, невисоку твердість. За нормальних умов вони можуть бути газами (Н₂, Cl₂, N₂, O₂), рідинами (Br₂) або твердими речовинами (І₂, Р₄, S₈).

У вузлах кристалічних ґраток речовин з ковалентним полярним зв’язком розміщуються полярні молекули, які в певному порядку орієнтовані в просторі, оскільки, крім електростатичних сил взаємодії, діють і міжмолекулярні. Фізичні властивості таких речовин подібні до властивостей речовин з неполярними кристалічними ґратками. Це неорганічні речовини: вода, амоніак, гідроген хлорид, гідроген сульфід, а також більшість органічних.

Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку. Розглядаючи утворення ковалентних зв’язків у молекулі амоніаку, ви, мабуть, звернули увагу на те, що атом Нітрогену на зовнішньому енергетичному рівні має два спарені s-електрони, які утворюють неподілену електронну пару. Вона може брати участь в утворенні ковалентних зв’язків з іншим атомом за умови, що на його зовнішньому енергетичному рівні є вільна орбіталь. Наприклад, у йона Гідрогену не заповнена 1s-орбіталь. Тому під час взаємодії молекули амоніаку з йоном Гідрогену неподілена електронна пара від Нітрогену переходить на його вільну s-орбіталь і стає спільною для обох атомів. Як наслідок, утворюється йон амонію (рис. 16). Хоча в йоні амонію ковалентні зв’язки утворюються різними способами, вони є рівноцінними.

Рис. 16. Схема утворення йона амонію

Атом Нітрогену, який віддав неподілену електронну пару для утворення ковалентного зв’язку, є донором. Йон Гідрогену, який, маючи вільну орбіталь, приєднав неподілену електронну пару, називають акцептором. Тому механізм утворення ковалентного зв’язку й дістав назву донорно-акцепторний.

• Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку — це механізм утворення зв’язку між атомами за рахунок неподіленої електронної пари одного атома та вільної орбіталі ішого.

На основі донорно-акцепторного механізму утворення зв’язку відбувається утворення сполук у реакції взаємодії амоніаку з гідроген хлоридом. Щоб переконатися в цьому, проведемо демонстраційний дослід.

Дослід. Наллємо в першу склянку водний розчин амоніаку, а в другу — хлоридну кислоту. Якщо піднесемо їх отворами одну до одної, то зі зближенням склянок з них інтенсивно виділятиметься «білий дим». У хімії ця реакція дістала назву «дим без вогню». Так званий «дим» — це дрібні кристали амоній хлориду (рис. 17).

Рис. 17. Утворення амоній хлориду з амоніаку й гідроген хлориду

За донорно-акцепторним механізмом відбувається також утворення продуктів під час реакції взаємодії амоніаку з водою.

Складіть самостійно рівняння реакції взаємодії амоніаку з водою. Назвіть речовину, що утворилася.

ПІДСУМОВУЄМО ВИВЧЕНЕ

• Ковалентний зв’язок — зв’язок на основі спільних електронних пар.

• Ковалентний зв’язок утворюється в сполуках, які містять атоми неметалічних елементів.

• Ковалентний неполярний зв’язок — хімічний зв’язок, що виникає між атомами елементів з однаковою електронегативністю. Утворюється за допомогою неспарених електронів між атомами, які мають однакову або близьку за значенням електронегативність.

• Ковалентний полярний зв’язок — хімічний зв’язок, що утворюється між атомами елементів, електронегативність яких незначно відрізняється. Виникає в молекулах складних речовин між атомами неметалічних елементів.

• Під час утворення ковалентного полярного зв’язку відбувається зміщення електронної пари до більш електронегативного елемента.

• Диполь — система з двох зарядів, однакових за значенням, але протилежних за знаком.

• Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку — це механізм утворення зв’язку між атомами за рахунок неподіленої електронної пари одного атома та вільної орбіталі іншого. Утворюється за умови, коли на зовнішньому енергетичному рівні одного атома є неподілена електронна пара, а в іншого атома — вільна орбіталь.

• У вузлах кристалічних ґраток речовин з неполярним зв’язком розміщені неполярні молекули, сили взаємодії між якими малі. У вузлах кристалічних ґраток речовин з полярним ковалентним зв’язком розміщуються полярні молекули, які в певному порядку орієнтовані в просторі, оскільки між ними, крім електростатичних сил взаємодії, виникають і міжмолекулярні.

ЗАВДАННЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЮ

• 1. Поясніть, який зв’язок називають ковалентним.
• 2. Назвіть відомі вам способи утворення ковалентного зв’язку.
• 3. Охарактеризуйте на конкретних прикладах механізми утворення ковалентних зв’язків: а) неполярного; б) полярного.
• 4. Поясніть, які електрони зовнішнього енергетичного рівня беруть участь в утворенні хімічних зв’язків у молекулах сполук, поданих формулами: а) О₂; б) H₂S; в) СН₄.
• 5. Укажіть сполуку з неполярним ковалентним зв’язком.

А NaCl

Б CS₂

В NH₃

Г Br₂

А NaBr

Б H₂O

В KCl

Г Cl₂

• 7. Визначте, яку максимальну кількість зв’язків можуть утворювати атоми Нітрогену та Фосфору. Напишіть формули сполук.
• 8. Складіть рівняння реакцій взаємодії гідроген хлориду та води з амоніаком. Поясніть механізм утворення ковалентних зв’язків під час взаємодії цих сполук.
• 9. Обґрунтуйте залежність властивостей речовин від типу хімічного зв’язку та кристалічної будови.
• 10. Спрогнозуйте вид хімічного зв’язку в сполуках за їхніми формулами: NH₃, CaCl₂, H₂S, N₂ та які фізичні властивості вони проявляють.