Хімія. 8 клас. Савчин

Тема 2. Хімічний зв’язок і будова речовини

§ 13. Природа хімічного зв’язку. Електронегативність елементів

Опанувавши матеріал параграфа, ви зможете:

  • розрізняти поняття «валентність» і «ступінь окиснення елемента»;
  • визначати ступені окиснення елементів у сполуках за їх формулами;
  • знати поняття «хімічний зв’язок», «електронегативність»;
  • розуміти природу хімічного зв’язку на основі знань про електронну будову атомів.

Хімічний зв’язок. З попередньої теми ви довідалися, що властивості елементів залежать від: а) зарядів їх атомних ядер; б) числа енергетичних рівнів в електронній оболонці або радіуса атома; в) кількості електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

Найстійкішими є завершені енергетичні рівні. Це характерно для інертних елементів. Атоми цих елементів не сполучаються між собою та з іншими атомами. Це пояснюється тим, що електронна оболонка, яка містить 2 або 8 електронів на зовнішньому енергетичному рівні, є стійкою й енергетично вигідною атому. В усіх інших елементів зовнішній енергетичний рівень незавершений. Під час хімічних реакцій атоми прагнуть його завершити. Тому процес утворення хімічних сполук (простих і складних речовин) полягає в завершенні атомами зовнішніх енергетичних рівнів.

Як це відбувається, які речовини за будовою утворюються: атомні, молекулярні чи йонні?

Відповідь на це запитання можна дати, з’ясувавши суть хімічного зв’язку, утворення якого відбувається двома способами, що описані нижче.

  • 1. Два чи більше атомів утворюють спільні електронні пари (речовини молекулярної будови).
  • 2. Атоми, що мають малу кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні (металічні елементи), віддають їх. Атоми, що мають велику кількість електронів (неметалічні елементи), — приєднують. Результатом такого переміщення електронів є утворення заряджених частинок — йонів.

В обох випадках зовнішній енергетичний рівень набуває конфігурації електронів, що властива для інертних елементів. Як уже згадувалося, завершений зовнішній електронний рівень є стійким та енергетично вигідним атому.

Хімічний зв’язок — це зв’язок, утворений на основі взаємодії між частинками речовини (атомами, молекулами, йонами), у результаті чого утворюються хімічно стійкі молекули чи кристали.

Пригадайте з курсу фізики, що таке електростатичні сили притягання.

Аналізуючи склад простих і складних речовин, розуміємо, що кількість атомів елемента, який сполучається з іншими, є чітко визначена. Наприклад, до складу молекули кисню входять два атоми Оксигену — О2. Аналогічно й молекули водню, хлору, азоту є двоатомними. Однак до складу молекули озону входять три атоми Оксигену — О3. У молекулі води містяться два атоми Гідрогену й один атом Оксигену — Н2О. Це молекулярні сполуки.

А якщо розглянути склад кухонної солі, то її кристали містять різнойменно заряджені частинки, що називають йонами.

Сполучення між частинками відбувається з виділенням енергії і зменшенням власної енергії та залежить від кількості неспарених електронів, що здатні до утворення спільних електронних пар. Оскільки ядра атомів мають різні заряди, а радіуси можуть бути більшими чи меншими, то й сили притягання між ними різні.

Електронегативність елементів. Звернемо увагу на утворення молекули водню. На зовнішньому енергетичному рівні є один неспарений s-електрон. З іншим атомом Гідрогену він утворює спільну електронну пару. Оскільки заряд ядра в обох атомах однаковий, то вони з однаковою силою притягають електрони зовнішнього енергетичного рівня.

Інша ситуація спостерігається з утворенням хімічного зв’язку в молекулі гідроген хлориду НСl. Зважаючи на те, що в утворенні зв’язку беруть участь атоми різних елементів, то, відповідно, заряди ядер їх атомів також різні: в атома Гідрогену заряд ядра — +1, у Хлору — +17. Це вказує на те, що ядро атома Хлору значно сильніше притягує до себе неспарений електрон атома Гідрогену, ніж це властиво ядру атома Гідрогену. Тому у випадках, коли електронні пари утворюються двома різними елементами, сили притягання між ними не однозначні. Щоб визначити, який з елементів сильніше притягує електронну пару зв’язку, ученими введено поняття електронегативності елемента.

Електронегативність — це властивість атома елемента притягувати до себе електрони.

Електронегативність елементів змінюється в періодах і групах (табл. 7).

Подумайте й поясніть, з чим пов’язані такі зміни.

Таблиця 7

Електронегативність елементів

Розглянемо зміну електронегативності в малих періодах.

Якщо розташувати елементи за зменшенням електронегативності, то утворюється ряд електронегативності, яким можна користуватися для визначення, до якого з атомів, що утворюють електронну пару, зміщуються електрони. Елемент, від якого відтягуються електрони, набуває умовного позитивного заряду. Елемент, до якого притягуються електрони, — умовного негативного. Величина цих зарядів залежить від числа електронів, що вказують на кількість відтягнутих чи притягнутих електронів. У хімічній формулі більш електронегативний елемент ставлять на другому місці.

ПІДСУМОВУЄМО ВИВЧЕНЕ

  • Хімічний зв’язок — це зв’язок, утворений на основі взаємодії між частинками речовини (атомами, молекулами, йонами), у результаті чого утворюються хімічно стійкі молекули чи кристали.
  • Утворення хімічних сполук (простих і складних речовин) полягає в завершенні атомами зовнішніх енергетичних рівнів.
  • Сполучення між частинками відбувається з виділенням енергії і зменшенням їх власної енергії.
  • Електронегативність — це властивість атома елемента притягувати до себе електрони. Електронегативність елементів змінюється в періодах і групах: зокрема, у періодах зі збільшенням заряду ядер атомів елементів — зростає; у головних підгрупах — спадає.

ЗАВДАННЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЮ

  • 1. Сформулюйте визначення: а) хімічного зв’язку; б) електронегативності елементів.
  • 2. Поясніть зміну електронегативності елементів у: а) періодах; б) групах.
  • 3. Поясніть, у якому випадку спостерігається зміщення електронів і до якого елемента: a) Na і Сl; б) Н і F; в) F і F; г) Са і Вr. Чому так відбувається?
  • 4. Поясніть на прикладі сполук, виражених формулами Cl2, NaCI, CF4, Вr2, СО2, які елементи проявляють більшу електронегативність і чому.