Хімія. Повторне видання. 8 клас. Ярошенко

Тема 2. Хімічний зв'язок і будова речовини

Хімія має справу з речовиною, а не тілами.

(Д. І. Менделєєв)

Матеріал теми дає вам змогу:

• з’ясувати, як і чому атоми сполучаються один з одним;
• узагальнити знання про якісний та кількісний склад речовин на рівні будови їх структурних частинок — атомів, молекул, йонів;
• розширити хімічні знання новими поняттями: електронегативність, ковалентний зв’язок, йонний зв’язок, кристалічні ґратки;
• зрозуміти залежність властивостей речовини від складу та просторового розміщення структурних частинок речовини в кристалі;
• переконатися у важливості значення хімічних знань для пізнання природи й створення речовин, необхідних людству;
• самостійно наводити приклади сполук з ковалентним та йонним хімічними зв’язками, пояснювати утворення цих видів зв’язку;
• обґрунтовувати електронну природу ковалентного неполярного, ковалентного полярного та йонного зв’язків;
• пояснювати та прогнозувати властивості речовин залежно від виду хімічного зв’язку й типів кристалічних ґраток.

§ 16. Природа хімічного зв’язку й електронегативність атомів хімічних елементів

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 в XX ст. з’явилася теорія хімічного зв’язку.

Опрацювавши матеріал параграфа, ви зможете:

• пояснити сутність хімічного зв’язку;
• оперувати новим поняттям — «електронегативність»;
• пояснити, як структурні частинки речовини набувають завершеності зовнішнього енергетичного рівня;
• самостійно обґрунтовувати природу 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 й позитивно зарядженим ядром. Величина цієї сили залежить переважно 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. Унаслідок утворення хімічного зв’язку зовнішні енергетичні рівні електронних оболонок атомів стають завершеними. Як ви вже знаєте, завершеним зовнішнім енергетичним рівнем називають енергетичний рівень з 8 електронів (для Гідрогену та Гелію — із двох). З огляду на це, у теорії хімічного зв’язку є правило октету (латинською мовою окто — «вісім»):

Утворюючи хімічний зв’язок, атом досягає завершеного (8-електронного) складу зовнішнього енергетичного рівня (існують винятки).

Завершеність зовнішнього енергетичного рівня досягається кількома способами.

СПОСІБ УТВОРЕННЯ ЗАВЕРШЕНОГО ЗОВНІШНЬОГО ЕНЕРГЕТИЧНОГО РІВНЯ ЗА РАХУНОК ВІДДАВАННЯ ЕЛЕКТРОНІВ. Він по лягає в тому, що атоми віддають (втрачають) певну кількість електронів.

Яким же чином, віддаючи, а не приєднуючи електрони, можна досягти завершеності зовнішнього енергетичного рівня? Щоб зрозуміти, як це відбувається, розглянемо електронну будову атомів металічних елементів третього періоду — Натрію, Магнію, Алюмінію, скориставшись таблицею 11.

Таблиця 11

Будова електронних оболонок атомів деяких металічних елементів

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

Атомам, які на зовнішньому енергетичному рівні мають мало електронів, енергетично вигідніше їх віддати, ніж приєднати в кількості, необхідній для утворення завершеного зовнішнього енергетичного рівня. Тому 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 зовнішнім стає другий енергетичний рівень, а він — завершений.

СПОСІБ УТВОРЕННЯ ЗАВЕРШЕНОГО ЗОВНІШНЬОГО ЕНЕРГЕТИЧНОГО РІВНЯ ЗА РАХУНОК ПРИЄДНАННЯ ЕЛЕКТРОНІВ. Атоми можуть приєднувати електрони в кількості, потрібній для того, щоб мати завершений зовнішній енергетичний рівень.

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

Таблиця 12

Будова електронних оболонок атомів деяких неметалічних елементів

В атомах неметалічних елементів, поданих у таблиці, останній енергетичний рівень містить половину (у Гідрогену) та більше половини (у решти елементів) електронів, порівняно із завершеним для них зовнішнім енергетичним рівнем. Щоб досягти завершеності, їм енергетично вигідніше приєднувати, а не віддавати електрони зовнішнього енергетичного рівня. Атом Сульфуру приєднує два електрони, Гідрогену і Хлору — по одному, Аргону — жодного, оскільки в нього зовнішній енергетичний рівень завершений.

СПОСІБ УТВОРЕННЯ ЗАВЕРШЕНОГО ЗОВНІШНЬОГО ЕНЕРГЕТИЧНОГО РІВНЯ ЗА РАХУНОК СПІЛЬНИХ ПАР ЕЛЕКТРОНІВ. Атоми не віддають і не приєднують електрони, а утворюють спільні електронні пари, електрони яких належать обом атомам.

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

Звернемося до таблиці 12. В атомі Гідрогену є 1 неспарений електрон: 1s¹. Тож атом Гідрогену 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 атом Хлору здатний утворювати одну спільну електронну пару з іншим атомом. Отже, у молекулі гідроген хлориду НСl між атомами Гідрогену і Хлору утворюється одна спільна для обох атомів електронна пара. За рахунок цього зовнішні енергетичні рівні обох атомів стають завершеними (схема 7).

Схема 7. Утворення спільної електронної пари в молекулі гідроген хлориду

За рахунок утворення спільної електронної пари атом Гідрогену набуває електронної конфігурації атома Гелію, а атом Хлору — атома Аргону.

Атоми можуть досягати завершеної будови зовнішніх енергетичних рівнів трьома способами: а) віддаючи електрони; б) приєднуючи : електрони; в) утворюючи спільні електронні пари.

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

ХІМІЧНІ РЕАКЦІЇ З ПОЗИЦІЇ ТЕОРІЇ ХІМІЧНОГО ЗВ’ЯЗКУ. У процесі хімічної взаємодії речовин їхні структурні частинки досягають завершеності зовнішніх енергетичних рівнів одним з розглянутих вище способів.

В елементів перших трьох періодів в утворенні хімічних зв’язків беруть участь лише електрони зовнішнього енергетичного рівня. Їх називають валентними електронами.

ПОНЯТТЯ ЕЛЕКТРОНЕГАТИВНОСТІ. Ядра атомів різних хімічних елементів відрізняються дією на валентні електрони. Для характеристики цієї властивості введено поняття електронегативності.

Електронегативність — міра притягання атомом хімічного елемента електронів, задіяних в утворенні хімічного зв’язку.

За одиницю електронегативності прийнято електронегативність атома Літію, і з нею порівнюють електронегативність атомів інших елементів. Неметалічні елементи мають значно більшу електронегативність у порівнянні з металічними елементами. Найбільша електронегативність у Флуору. З яким би атомом не утворилася спільна електронна пара, вона зміщуватиметься ближче до атома Флуору. Отже, Флуор — своєрідний чемпіон серед елементів за електронегативністю, друге місце посідає Оксиген, а третє — Хлор і Нітроген. «П’єдестал» цих «чемпіонів» може виглядати так:

Розмістивши хімічні елементи в один ряд за зменшенням величини електронегативності їхніх атомів, дістанемо ряд електронегативності.

Знаючи електронегативність атомів елементів, можна передбачити, до якого атома будуть зміщуватися електрони спільної електронної пари. Розглянемо це на прикладі гідроген хлориду. Місце Гідрогену і Хлору в ряді електронегативності свідчить про те, що Гідроген менш електронегативний, ніж Хлор. Тому спільна електронна пара буде зміщена до атома Хлору (схема 7, с. 94).

Періодична залежність поширюється і на електронегативність:

у кожному періоді електронегативність атомів зі збільшенням заряду ядра зростає, а в кожній головній підгрупі (групі А) — спадає.

І це є ще одним підтвердженням того, що періодичний закон — загальний закон.

Попрацюйте групами

1. Проаналізуйте, як змінюється будова зовнішнього енергетичного рівня атомів елементів другого періоду зі збільшенням заряду ядра атома, і поясніть, яким чином досягатимуть завершеності зовнішнього енергетичного рівня перший та передостанній хімічні елементи цього періоду.

2. Запишіть символи хімічних елементів другого періоду в послідовності їхнього розміщення в ряді електронегативності. Чи одержали ви підтвердження залежності електронегативності цих елементів від заряду ядра атома?

Стисло про основне

• Хімічний зв’язок — це взаємодія, завдяки якій утворюються речовини.

• Утворення хімічного зв’язку пов’язано зі змінами в електронних оболонках атомів, що беруть участь у його утворенні.

• 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 (групах А) — знизу вгору.

Сторінка ерудита

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 випаровування графіту під дією потужного лазерного променя в умовах вакууму. Речовину назвали фулерен.

Модель молекули фулерену

П’ять років знадобилося вченим, аби вивчити структуру та властивості нової речовини. Було з’ясовано, що її молекула С₆₀ нагадує футбольний м’яч не лише зовні, а й усередині. Кулеподібна форма молекули досягається завдяки тому, що всі атоми Карбону рівновіддалені від центру молекули й сполучені між собою таким чином, що кожний атом перебуває одночасно у вершинах двох шестикутників та одного п’ятикутника.

У фулерену з формулою С₆₀ та інших представників цієї групи речовин — широкі перспективи щодо використання в різних галузях. На їх основі вже виготовляють високотемпературні провідники, акумуляторні батареї, цінні мастила тощо.

Синтез речовин, подібних до фулерену, є свідченням досягнень сучасної хімії.

Знаємо, розуміємо

1. Сформулюйте визначення:

• а) хімічного зв’язку;
• б) електронегативності;
• в) завершеного енергетичного рівня.

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

3. Зазначте, який із двох елементів більш електронегативний:

• а) Нітроген чи Оксиген;
• б) Нітроген чи Гідроген;
• в) Нітроген чи Літій.

4. Поясніть, чому електронегативність атомів інертних елементів дорівнює нулю.

Застосовуємо

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

40. Зазначте пару символів елементів, атоми яких 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.

41. Запишіть символи наведених хімічних елементів за зростанням їхньої електронегативності:

Алюміній, Сульфур, Карбон, Гідроген.

42. Підготуйте запитання чи завдання з теми цього параграфа, щоб запропонувати його однокласникам на уроці.