Хімія. Поглиблений рівень. Повторне видання. 9 клас. Бутенко

Цей підручник можна завантажити у PDF форматі на сайті тут.

§ 2. Хімічний зв’язок і будова речовини

2.1. Природа хімічного зв’язку

Хімічний зв’язок — це взаємодія між атомами, яка утримує їх у молекулі та завдяки якій найменші частинки утримуються разом. Їхня природа полягає в електростатичній взаємодії між електронами та позитивно зарядженими ядрами атомів.

Таку взаємодію атомів пояснюють їхнім «намаганням» завершити свої зовнішні енергетичні рівні до двох- або восьмиелектронної структури, оскільки вона є найстабільнішою. Утворення таких структур відбувається за рахунок перекривання електронних s- і s-, s- і р-, р- і р-орбіталей атомів, що взаємодіють між собою (рис. 1).

Рис. 1. Перекривання електронних орбіталей під час утворення ковалентного зв’язку: а — s-орбіталей атомів Гідрогену в молекулі Н2; б — s-орбіталі атома Гідрогену і р-орбіталі атома Хлору в молекулі НСl; в — р-орбіталей Хлору в молекулі Сl2

Унаслідок такого перекривання, наприклад під час утворення молекули водню, відбувається, по-перше, притягування електронів до ядер обох сполучених у молекулу атомів, а по-друге — відштовхування їхніх позитивно заряджених ядер (рис. 2).

Рис. 2. Взаємодія двох атомів Гідрогену

Розрізняють три основні типи хімічного зв’язку: ковалентний, йонний і металічний.

Ковалентним називають хімічний зв’язок, який реалізується внаслідок утворення однієї або кількох пар електронів, спільних для двох атомів.

Ковалентний зв’язок утворюється, як правило, між атомами неметалічних елементів: Cl2, Ν2, Н2О, НСl тощо.

Ковалентний зв’язок може бути полярним або неполярним. У разі перекривання електронних хмар атомів з однаковою електронегативністю виникає неполярний ковалентний зв’язок (Сl2, Н2, О2). Якщо ж взаємодіють атоми з різною електронегативністю, то утворюється полярний ковалентний зв’язок2О, НСl).

Для утворення спільної електронної пари кожен атом надає по одному електрону, тому такий механізм називають обмінним.

Слід розрізняти поняття «полярність молекули» та «полярність хімічного зв’язку». Так, у багатьох молекулах із полярним ковалентним зв’язком центри часткового негативного та позитивного зарядів, які позначають відповідно δ та δ+, розміщені на різних атомах. Вони виникають унаслідок утворення ковалентного зв’язку атомами елементів із різною електронегативністю. У таких випадках вважають, що і зв’язок полярний, і молекула полярна.

Однак молекули з полярним ковалентним зв’язком можуть бути й неполярними. Наприклад, у молекулі карбон(ІV) оксиду зв’язок між атомами Карбону й Оксигену ковалентний полярний, але молекула є неполярною, оскільки хімічні зв’язки розміщені симетрично відносно центру молекули:

Кількість спільних електронних пар указує на кратність зв’язку, яка може дорівнювати одиниці, двом і трьом. Що більша кратність зв’язку, то він міцніший.

Зі збільшенням радіусів атомів хімічний зв’язок між ними слабшає. Так, у ряді сполук HF — НСl — НВr — НI спостерігається збільшення радіусів атомів галогенів, а отже, одночасно і послаблення зв’язку.

Більшість сполук із ковалентним зв’язком мають низькі температури плавлення та кипіння.

У разі взаємодії атомів елементів, які дуже відрізняються один від одного значенням електронегативності, спільні електронні пари практично повністю зміщуються до атома елемента з більшою електронегативністю. Унаслідок цього утворюються різнойменно заряджені йони. У цьому випадку заряд негативного йона, який іще називають аніоном, дорівнює кількості приєднаних ним електронів, а заряд позитивно зарядженого йона — катіона дорівнює кількості відданих ним електронів.

Хімічний зв’язок, що виникає внаслідок взаємного електростатичного притягання протилежно заряджених йонів, називають йонним.

Йонний зв’язок за властивостями відрізняється від ковалентного. Так, у йонних кристалах кожен йон електростатично притягується до всіх протилежно заряджених йонів. Сила притягання залежить лише від відстані між йонами й не залежить від їхньої взаємної орієнтації. Це означає, що йонний зв’язок неможливо характеризувати напрямленістю.

Запитання та завдання

1. Виберіть формули сполук зі зв’язком: а) полярним ковалентним; б) неполярним ковалентним; в) йонним: О2, НСl, К2О, MgO, NO, Н2, SO2, H2S, F2, СаСl2.

2. Укажіть дві особливості, за якими йонний зв’язок відрізняється від ковалентного.

3. Які зв’язки у кальцій карбонаті є йонними, а які — ковалентними?

4. Що таке кратність ковалентного зв’язку? Наведіть приклади речовин з різною кратністю ковалентного зв’язку.

5. Чи можуть молекули з полярним ковалентним зв’язком бути неполярними? Чому?

6. До атома якого елемента повністю зміщуються спільні електронні пари внаслідок утворення йонного зв’язку?

7. Розмістіть формули молекул РСl3, PBr3, PF3 за збільшенням довжини ковалентного зв’язку між їхніми атомами.

8. Розмістіть формули молекул H2S, Cl2, N2 за збільшенням кількості ковалентних зв’язків у їхніх молекулах.

9. У якій зі сполук HBr, НСl, НI зв’язок між атомами є найполярнішим?

*10. У якій із речовин зв’язок між атомами лише ковалентний полярний: а) натрій оксид; б) гідроген пероксид; в) карбон(ІV) оксид?

*11. Визначте, за рахунок перекривання яких орбіталей утворюється ковалентний зв’язок під час утворення молекул фтору F2 і гідроген сульфіду H2S.

12. Робота в парах. Такі речовини, як кисень, водень, вуглекислий газ, мають низькі температури кипіння та плавлення. Чому? Відповідь обґрунтуйте.

13. Робота в групах. У сполуці Фосфору з Гідрогеном — фосфіні (РН3) зв’язки Р—Н не такі міцні, як зв’язки N—Н у сполуці Нітрогену з Гідрогеном — амоніаку (NH3). Поясніть чому.

2.2. Кристалічна й молекулярна будова речовини

Усі тіла, утворені твердими речовинами, на відміну від рідких і газуватих, мають певну форму та об’єм.

За внутрішньою будовою й властивостями розрізняють аморфну й кристалічну тверду речовини. В аморфній речовині її частинки (молекули, атоми) розміщені безладно (рис. 3, а).

Рис. 3. Будова аморфного кварцового скла (а) і кристалічного кварцу (б), утворених тією самою речовиною SiO2

Під час нагрівання аморфні речовини (скло, смоли тощо) не плавляться за певної температури, а поступово розм’якшуються, перетворюючись на рідину.

У кристалічній речовині частинки розміщуються в певних точках простору (рис. 3, б). Якщо ці точки сполучити уявними прямими лініями, то утворюється просторовий каркас — кристалічні ґратки. Точки, у яких перехрещуються уявні лінії, називають вузлами кристалічних ґраток. У них і перебувають реальні частинки речовини, які постійно коливаються. З підвищенням температури амплітуда коливань збільшується, що спричиняє теплове розширення тіл.

Кристалічні ґратки, у вузлах яких розміщуються атоми, називають атомними. Атоми сполучені між собою ковалентними зв’язками. Наприклад, у кристалічних ґратках алмазу кожен атом Карбону сполучений із чотирма сусідніми атомами рівноцінними за довжиною та енергією ковалентними зв’язками (рис. 4, а). Речовини з атомними кристалічними ґратками мають немолекулярну будову.

Рис. 4. Моделі кристалічних ґраток: а — атомних (алмаз); б — молекулярних (лід); в — йонних (натрій хлорид)

Речовини з атомними кристалічними ґратками (кристалічний бор, кремній, германій, силіцій(ІV) оксид тощо) мають високі температури плавлення, твердість і міцність. Практично не розчиняються в жодному рідкому розчиннику.

Кристалічні ґратки, у вузлах яких розміщуються молекули (полярні чи неполярні), називають молекулярними. Молекули в цих ґратках утримуються слабкими силами міжмолекулярної взаємодії, тому такі речовини плавляться та киплять за низьких температур. Вони нерозчинні або малорозчинні у воді, їхні розчини не проводять електричний струм.

Речовини з молекулярними кристалічними ґратками — це сполуки молекулярної будови: вода (лід), «сухий лід» — твердий СО2, тверді прості речовини (йод I2, фосфор Р4, сірка S8 та ін.), більшість органічних сполук у твердому стані (глюкоза, нафтален тощо) (рис. 4, б).

Кристалічні ґратки, утворені йонами, називають йонними. У вузлах таких ґраток розміщуються позитивно заряджені йони, оточені негативно зарядженими йонами, і навпаки. Між йонами існують сили електростатичного притягання. Так, у кристалі NaCl кожен позитивно заряджений йон Натрію оточений шістьма хлорид-аніонами, а кожний хлорид-аніон — шістьма йонами Натрію (рис. 4, в).

Сполуки з йонними кристалічними ґратками за кімнатної температури є твердими й нелеткими, оскільки між різнойменно зарядженими йонами діють сили електростатичного притягання. Вони мають високі температури плавлення та твердість, але водночас є крихкими і, перебуваючи у твердому стані, не проводять електричний струм. Унаслідок розплавлення або розчинення в розчинниках із полярним ковалентним зв’язком, наприклад у воді, стають провідниками електричного струму. Йонні сполуки належать до речовин немолекулярної будови.

Запитання та завдання

°1. Наведіть приклади аморфних і кристалічних речовин. Чим вони відрізняються?

°2. Що таке кристалічні ґратки? вузли кристалічних ґраток?

°3. Які кристалічні ґратки називають атомними? Якими хімічними зв’язками сполучені в них частинки речовини?

4. Які фізичні властивості характерні для речовин з атомними кристалічними ґратками?

°5. Які кристалічні ґратки називають молекулярними? Чому?

6. Які сили утримують молекули у вузлах молекулярних кристалічних ґраток?

7. Які фізичні властивості характерні для речовин у твердому стані з молекулярними кристалічними ґратками?

8. Які речовини у твердому стані — графіт, йод, лід — мають молекулярні кристалічні ґратки?

9. Які кристалічні ґратки називають йонними? Які сили утримують частинки речовини в цих кристалічних ґратках?

10. Які фізичні властивості характерні для речовин з йонними кристалічними ґратками?

11. Які сполуки — з йонним чи ковалентним зв’язком — погано розчиняються у воді та мають низькі температури плавлення і кипіння?

12. Які речовини — СаСО3, Н2О (лід), алмаз, СО2 (тв.), «сухий лід» — мають йонні кристалічні ґратки?