Природа хімічного зв'язку та електронегативність елементів

Вивчення параграфа допоможе вам:

ПОНЯТТЯ ХІМІЧНОГО ЗВ’ЯЗКУ. Яким чином відбувається сполучення атомів різних хімічних елементів з утворенням нових речовин? Чому і як утворюються зв’язки між атомами? Ці питання були предметом роздумів багатьох поколінь учених. І тільки на основі знань про будову атома у XX ст. з’явилася теорія хімічного зв’язку.

Хімічний зв’язок — це взаємодія між структурними частинками речовини, що утримує їх разом і забезпечує існування речовин із чітко визначеним складом.

Згідно з теорією хімічного зв’язку в його утворенні головну роль відіграють електростатичні сили притягання між негативно зарядженими електронами та позитивно зарядженим ядром. Величина цієї сили головним чином залежить від електронної конфігурації зовнішнього енергетичного рівня електронної оболонки атома. Наприклад, атомам інертних хімічних елементів надто важко утворювати хімічні зв’язки з іншими атомами. Це тому, що зовнішній енергетичний рівень у них — завершений:

ЕЛЕКТРОННА ПРИРОДА ХІМІЧНОГО ЗВ’ЯЗКУ. Коли атом якого-небудь хімічного елемента утворює хімічний зв’язок з іншим атомом, його зовнішній енергетичний рівень стає завершеним. Як ви вже знаєте, завершеним зовнішнім енергетичним рівнем називається енергетичний рівень з 8 електронів (для Гідрогену⁷ та Гелію — із двох). Виходячи з цього, в теорії хімічного зв’язку існує правило октету (латинською мовою оісто — вісім):

Утворюючи хімічний зв’язок, атом досягає завершенного (8-електрон-ного) складу зовнішнього енергетичного рівня (є окремі винятки).

Завершеність зовнішнього енергетичного рівня досягається кількома способами.

Перший спосіб полягає в тому, що атоми можуть втрачати електрони в кількості, необхідній для того, щоб мати завершений зовнішній енергетичний рівень.

У вас може виникнути запитання: «Яким чином, віддаючи, а не приєднуючи електрони, можна досягти завершеності зовнішнього енергетичного рівня?». Знайдемо на нього відповідь та одночасно з’ясуємо, на які частинки перетворюються атоми, віддаючи електрони.

Щоб зрозуміти, як це відбувається, вдамося до розгляду електронної будови атомів металічних елементів третього періоду — Натрію, Магнію, Алюмінію, скориставшись таблицею 11.

Таблиця 11

Будова електронних оболонок атомів металічних елементів

Дані таблиці свідчать, що в цих елементів передостанній енергетичний рівень завершений. Що ж до зовнішнього енергетичного рівня, то він містить менше половини електронів, порівняно із завершеним 8-електронним енергетичним рівнем.

Приєднання електронів атомом та їх віддача іншим атомам пов’язані зі зміною запасу енергії електронів. Атомам, які на зовнішньому енергетичному рівні мають мало електронів, енергетично вигідніше їх віддати, ніж приєднати в кількості, необхідній для утворення завершеного зовнішнього енергетичного рівня. Тож атоми металічних елементів Натрію, Магнію, Алюмінію, сполучаючись із атомами інших елементів, віддають електрони третього енергетичного рівня. Електронна оболонка утвореної частинки залишається з двома енергетичними рівнями, причому зовнішній енергетичний рівень — завершений.

Другий спосіб полягає в тому, що атоми можуть приєднувати електрони в кількості, необхідній для того, щоб мати завершений зовнішній енергетичний рівень.

Проведемо подібний аналіз електронної будови атомів неметалічних елементів Гідрогену, Сульфуру, Хлору, Аргону (табл. 12).

Таблиця 12

Будова електронних оболонок атомів неметалічних елементів

У наведених у таблиці неметалічних елементів останній енергетичний рівень містить половину (у Гідрогену) та більше половини (у решти елементів) електронів, порівняно із завершеним для них енергетичним рівнем. Відтак, щоб досягти завершеності, їм енергетично вигідніше приєднувати, ніж віддавати електрони зовнішнього енергетичного рівня. Атом Сульфуру приєднає два електрони, Гідрогену і Хлору — по одному, Аргон — жодного, оскільки в нього зовнішній енергетичний рівень завершений.

Третій спосіб полягає в тому, що атоми не віддають і не приєднують електрони, а утворюють спільні електронні пари.

Утворення спільних електронних пар відбувається лише з неспарених електронів. Кількість таких пар визначається числом неспарених електронів в електронній оболонці атома.

Звернемося до таблиці. В атомі Гідрогену є 1 неспареюій електрон: Is¹. Тож Гідроген здатний утворювати одну спільну електронну пару з будь-яким іншим атомом.

В атома Хлору на зовнішньому енергетичному рівні 7 електронів, але неспарених серед них лише один:

Тому кількість спільних електронних пар, до утворення яких здатний Хлор, теж одна. За рахунок наявних неспарених електронів у молекулі гідроген хлориду HCl між атомами Гідрогену і Хлору утворюється

)

спільна електронна пара. Її електрони є усуспільненими, тобто спільними для обох атомів. За рахунок цього зовнішні енергетичні рівні обох атомів стають завершеними. У такий спосіб Гідроген і Хлор досягають завершеності зовнішнього енергетичного рівня електронних оболонок їхніх атомів (мал. ЗО):

Схема утворення спільної електронної пари в молекулі гідроген хлориду

Атоми досягають завершеної будови зовнішніх енергетичних рівнів, віддаючи, приєднуючи електрони або утворюючи спільні електронні пари.

При утворенні хімічного зв’язку зовнішні енергетичні рівні атомів набувають електронної конфігурації найближчого інертного елемента, яка є стійкою та енергетично вигідною.

XlMPDfl РЕАКЦІЇ З ПОЗИЦІЇ ПРИРОДИ ХІМІЧНИХ ЗВ’ЯЗКІВ. Вам відомо, що наслідком хімічних реакцій є утворення нових речовин. У процесі хімічної взаємодії структурні частинки утворених речовин досягають завершеності зовнішніх енергетичних рівнів одним із розглянутих вище способів.

В елементів перших трьох періодів в утворенні хімічних зв’язків беруть ушасть електрони зовнішнього енергетичного рівня. їх називають валентними елек тро нам и.

ПОНЯТТЯ ЕЛЕКТРОНЕГАТИВНОСТІ. Ядра атомів різних хімічних елементів відрізняються здатністю притягувати електрони. Для характеристики цієї властивості введено поняття електронегативності.

Електронегатнвність — властивість атомів хімічного елемента притягувати до себе спільні з іншим атомом електронні пари.

За одиницю електронегативності прийнято електронегатнвність атома Літію, і з нею порівнюють електронегативності атомів інших елементів. Якщо порівняти електронегатнвність металічних і неметалічних елементів, то результати будуть на користь останніх — вони мають значно більшу електронегативність, ніж металічні елементи. Найбільша елек-тронегативність — у Флуору. З яким би атомом не була утворена спільна електронна пара, вона зміщуватиметься ближче до Флуору. Отже,

Флуор — своєрідний чемпіон серед елементів за електронегативністю, друге місце посідає Оксиген, а третє — Нітроген. «П’єдестал» цих «чемпіонів» такий:

Розмістивши хімічні елементи за зменшенням величини електронега-тивності їхніх атомів в один ряд, дістанемо ряд електронегативності:

Знаючи електронегативність атомів елементів, можна передбачити, до якого атома зміщуватимуться електрони, які утворили спільну електронну пару. Розглянемо це на прикладі гідроген хлориду. Місце Гідрогену і Хлору в ряді електронегативності свідчить, що Гідроген менш електронегативний, ніж Хлор. Тому спільна електронна пара буде зміщена до Хлору.

Періодична залежність поширюється і на електронегативність: у кожному періоді електронегативність атомів зі збільшенням заряду ядра зростає, а в кожній головній підгрупі — спадає. І це є ще одним підтвердженням того, що періодичний закон — загальний закон.

Проаналізуйте, як змінюється будова зовнішнього енергетичного рівня атомів елементів другого періоду зі збільшенням заряду ядра атома, та поясніть.

1. Яким чином досягають завершеності зовнішнього енергетичного рівня перший та передостанній хімічні елементи цього періоду?

2. Випишіть в один рядок електронегативність атомів елементів другого періоду і проаналізуйте, як вона змінюється зі збільшенням заряду ядра атома.

Хімічний зв'язок — це сила, завдяки якій утримуються разом структурні частинки речовини.

Утворення хімічного зв'язку пов’язане зі змінами в електронних оболонках внаслідок взаємодії атомів.

Завдяки утворенню хімічних зв’язків досягається завершеність зовнішнього енергетичного рівня атома.

Електронегативність характеризує здатність атома притягувати спільні електрони пари; найбільшу електронегативність має атом Флуору.

Електронегативність зростає: у межах періоду зліва направо, а в головних підгрупах — знизу вгору.

Прості речовини, молекули яких утворені з кількох атомів одного хімічного елемента, — явище в хімії звичне.

Та нині сучасний рівень розвитку науки дає змогу добувати прості речовини з багатоатомними молекулами. Так, у 1985 р. англійські вчені синтезували гігантську молекулу з 60 атомів Карбону. Для цього було здійснено випарювання графіту під дією потужного лазерного променя в умовах вакууму. Речовину назвали фулерен.

П'ять років знадобилося вченим, щоб вивчити структуру і властивості нової речовини. Було з’ясовано, що її молекула С₆о нагадує футбольний м'яч не лише зовні, а й усередині. Кулеподібна форма молекули досягається завдяки тому, що всі атоми Карбону рівновіддалені від центру молекули і сполучені між собою таким чином, що кожний атом перебуває одночасно у вершинах двох шестикутників й одного п'ятикутника.

У фулерену з формулою Сбо та інших представників цієї групи речовин — широкі перспективи щодо використання в різних галузях. Уже тепер на їх основі виготовляють високотемпературні провідники, акумуляторні батареї, цінні мастила тощо.

Синтез речовин, подібних до фулерену, є свідченням досягнень сучасного природознавства.

Сформулюйте визначення:

а) хімічного зв’язку;

б) електронегативності;

в) завершеного енергетичного рівня.

Розкажіть, у який спосіб структурні частинки речовини можуть набувати завершеності зовнішнього енергетичного рівня. Від чого це залежить?

Укажіть, який із двох елементів більш електронегативний:

а) Нітроген й Оксиген;

б) Нітроген і Гідроген;

в) Нітроген і Літій.

У якій з молекул: а) кисню; б) води; в) водню; г) гідроген броміду — спільні електрони будуть зміщені до одного з атомів і чому? Підтвердьте свою відповідь електронними формулами молекул.

Зазначте пару елементів, що мають однакову кількість неспарених електронів на зовнішньому енергетичному рівні: a) Li і S; б) Mg і F; в) Li і F. Поясніть свій вибір, скориставшись графічними електронними формулами.

Розмістіть хімічні елементи за зростанням їх електронегативності:

Алюміній, Сульфур, Літій, Карбон, Оксиген, Нітроген, Гідроген. Підготуйте запитання чи завдання з теми цього параграфа для того, щоб запропонувати його однокласникам на уроці.

Поясніть, чому електронегативність атомів інертних елементів дорівнює нулю.

Це матеріал з підручника Хімія 8 клас Ярошенко