Народна Освіта » Хімія » § 27. Утворення неполярного ковалентного зв'язку. Електронні та структурні формули молекул речовин

НАРОДНА ОСВІТА

§ 27. Утворення неполярного ковалентного зв'язку. Електронні та структурні формули молекул речовин

У цьому параграфі ви дізнаєтеся:

• як утворюються спільні електронні пари;

• що таке одинарний, подвійний, потрійний хімічний зв'язок.

У попередньому параграфі ми з’ясували, що під час утворення молекул атоми прагнуть до того, щоб па їхньому зовнішньому рівні було два або вісім електронів. Як досягти цього? Один із найпоширеніших способів полягає в тому, що иеспаре-ні електрони об’єднуються в спільні електронні пари, які одночасно належать обом атомам.

Хімічний зв’язок, який виникає в результаті утворення однієї або кількох пар електронів, спільних для двох атомів, називають ковалентним.

Ковалентні зв’язки наявні в більшості хімічних сполук не-металічних елементів.

Розглянемо утворення ковалентних зв’язків у молекулах деяких простих речовин. Позначимо валентні електрони

(електрони зовнішнього енергетичного рівня) одного атома точками, а іншого — хрестиками, розташованими зверху або збоку від символу елемента. Тоді процес утворення молекули водню H2 можна записати у вигляді такої схеми:

 

Запис формули молекули, у якій указано символи елементів, навколо яких точками та хрестиками позначено валентні електрони всіх атомів, а між ними зв’язувальні електронні пари, називають електронною формулою.

 

Спільну пару електронів можна позначати також двома дужками, що вказує на наявність у сполуці ковалентного хімічного зв’язку.

Спільну пару електронів позначають ще й рисочкою: Н—Н.

Формулу молекули, у якій кожну спільну електронну пару зображують рисочкою, називають структурною.

Електронна та структурна формули показують порядок сполучення атомів у молекулі й число зв’язків між ними.

З електронної формули молекули ВОДНЮ H2 видно, що кожному атому одночасно належать два електрони.

Утворення спільної електронної пари в молекулі H2 через взаємодію ls-орбіталей можна подати й таким чином:

 

Зверніть увагу, що стрілки, які позначають неспарепі електрони в атомах, спрямовані в протилежних напрямках, оскільки електропи мають протилежні спіни. Це — одна з умов утворення спільної електронної пари.

Атоми неметалічних елементів другого періоду прагнуть досягти восьмиелєктронної структури. Так, наприклад, атом Флуору має на зовнішньому енергетичному рівні сім електронів (2s22p5) — три електронні пари {2s22p2t2p2) та один иеспареиий електрон (2РІ):

 

До завершения зовнішнього рівня в атомі Флуору не вистачає одного електрона. Тому під час взаємодії кожний із двох атомів надає в спільне користування по одному неспареному електрону:

 

Таким чином, на зовнішньому енергетичному рівні в кожного з атомів перебуває по вісім електронів: із них два спільні, що утворюють ковалентний зв’язок, а шість (три пари) не беруть участі в утворенні зв’язку — вони належать лише одному атому.

Якщо взяти до уваги розподіл електронів по орбіталях (2s22p5), то утворення зв’язку F—F можна передати таким чином:

 

 

Під час взаємодії двох атомів, кожний з яких має декілька не-спарених електронів, може утворитися одразу кілька спільних електронних пар. Наприклад, в атомі Нітрогену (Z = 7) на зовнішньому енергетичному рівні містяться п’ять електронів, три з яких є неспареними. Саме вони й беруть участь в утворенні трьох спільних електронних пар молекули азоту N2. У результаті кожний атом отримує завершений зовнішній енергетичний рівень із восьми електронів:

Хімічний зв’язок у такому разі називають потрійним і позначають трьома рисочками (наприклад, N=N).

Зв’язок, утворений однією парою електронів, називають одинарним, або простим, двома парами — подвійним, або кажуть, що кратність зв'язкудорівнює одиниці, двом або, як у молекулі N2, трьом. Число спільних пар електронів, утворених атомом даного хімічного елемента з іншими атомами, визначає валентність елемента в даній сполуці. У наших прикладах валентність атома Нітрогену дорівнює трьом, а валентність атомів Гідрогену та Флуору — одиниці.

Ми розглянули утворення молекул простих речовин, які складаються з атомів одного елемента. Однакові атоми притягують валентні електрони з однаковою силою. Отже, спільна електронна хмара розташована симетрично відносно ядер обох атомів, тобто спільна електронна пара однаковою мірою належить обом атомам.

Такий ковалентний зв’язок називають неполярним.У всіх речовинах, утворених атомами одного й того самого елемента (наприклад, H2, N2, O2, S8, P1, Cl2 тощо), хімічні зв’язки є неполярними.

Гілберт Льюїс (1875-1946)

 

Один із найвідоміших американських хіміків. Він пояснив виникнення хімічного зв’язку об’єднанням електронів атомів, що взаємодіють між собою, у спільні електронні пари. Це дало можливість ученому по-новому трактувати поняття «валентність».

Запитання та завдання

1. Дайте визначення ковалентного зв’язку. Розгляньте його на прикладі молекули водню H2.

2. Який ковалентний зв’язок називають неполярним? Наведіть приклади речовин із неполярним ковалентним зв’язком.

3. Наведіть по одному прикладу молекул з одинарним, подвійним і потрійним ковалентним зв’язком.

4. Який запис формули молекули називають її електронною формулою? Наведіть приклади.

5. Як позначають спільну пару електронів: а) двома дужками, усередині яких точками та хрестиками позначені електрони; б) рисочкою; в) значком «плюс» або «мінус»?

6. Який запис формули молекули називають її структурною формулою? Наведіть приклади.

7. У разі утворення ковалентного зв’язку атоми немета-лічних елементів прагнуть утворити восьмиелектропну структуру атома: а) попереднього інертного елемента; б) наступного інертного елемента. Наведіть приклади.

8. Чим визначається кратність хімічного зв’язку? Наведіть приклади.

9. Чому двохатомна молекула водню H2 стійкіша за окремо взятий атом Гідрогену, а гелій, навпаки, стійкіший в одноатомному стані?

* 10. Який вигляд матиме символ атома Хлору, якщо його валентні електрони позначити точками біля символу? Скільки валентних електронів будуть нєспареиими? Скільки електронних пар містить: а) атом Хлору; б) молекула хлору?

 

Це матеріал з підручника Хімія 8 клас Бутенко

 

Категорія: Хімія

Автор: admin от 19-10-2016, 19:58, Переглядів: 1321