Розділи

-КОРОТКИЙ ЗМІСТ

Залежно від характеру розподілу електронної густини в речо­вині розрізняють такі основні типи хімічного зв'язку: ковалентний, іонний і металічний. Основні параметри хімічного зв'язку – енергія, довжина зв'яз­ку, кут між зв'язками та полярність.

Ковалентний зв'язок утворю­ють атоми однакової хімічної природи або близькі за хімічними властивостями. Ковалентний зв'язок виникає також при утворен­ні багатоатомних сполук, наприклад координаційних.

Описати хімічний зв'язок у речовині означає встановити, як саме розподіляється електронна густина, для чого треба розв'язати рівняння Шредінгера. Для систем з двома і більшим числом електронів застосовують наближені ме­тоди обчислення хвильової функції. Найпоширенішими є два методи: метод валентних зв'язків (ВЗ) і метод молекулярних орбіталей (МО).

Метод валентних зв'язків грунтується на положенні, що кожна пара атомів у молекулі утримується разом за допомогою електрон­них пар, тобто хімічний зв'язок, локалізований між двома атома­ми, – двохелектронний і двохцентровий; він утворюється внаслідок перекривання атомних електронних хмар

З погляду методу валентних зв'язків валентність елемента визначається не тільки числом неспарених електронів, а й наявністю неподілених електронних пар і вільних орбіталей на валентному енергетичному рівні.

Відповідно до методу ВЗ хімічний зв'язок, який утворюється за участю s-, р-, d- і f-орбіталей, має в просторі певну напрямленість. Оскільки електронні орбіталі мають різну форму, то їхнє взаємне перекривання може здійснюватись різними способами. Залежно від способу перекривання електронних орбіталей розрі­зняють (сигма) σ-, (пі) π- і (дельта) δ-зв'язки.

Важливою характеристикою молекули є її геометрична конфі­гурація, яка визначається взаємним розміщенням у просторі атом­них орбіталей, що беруть участь в утворенні хімічних зв' язків. Для пояснення геометричної конфігурації молекул за методом валент­них зв'язків використовують уявлення про гібридизацію атомних орбіталей. На гео­метричну конфігурацію молекул впливає число незв'язуючих електронних пар центрального атома та їхнє розміщення на гібридизованих орбіталях.

Якщо молекула утворена з двох атомів з однаковими значення­ми електронегативності, то електронна пара (або пари) однаковою мірою належать обом атомам, такий ковалентний зв'язок нази­вається гомеополярним, або неполярним, а молекули з таким типом зв'язку – неполярними. Хімічний зв'язок, в якому електронна пара зміщена до одного з атомів, називається гетерополярним, або по­лярним зв'язком, а відповідні молекули – полярними. У молеку­лах з полярним зв'язком атом з більшою електронегативністю на­буває негативного заряду, а з меншою – позитивного.

Полярність зв'язку в молекулі може змінюватись під впливом зовнішнього електричного поля і молекул, з якими вона взаємодіє.

Іонний зв'язок треба розглядати як граничний випадок поляр­ного ковалентного зв'язку, коли пара електронів, яка утворює зв'язок, настільки зміщена до одного з атомів, що практично нале­жить тільки цьому атому. Характерною ознакою іонного зв'язку є його ненасиченість і ненапрямленість у просторі.

Між молекулами може відбуватися як електростатична, так і донорно-акцепторна взаємодія. Сили електростатичної міжмоле­кулярної взаємодії, виникнення яких не су­проводиться передачею атомами електронів, називаються вандерваальсівськими силами.

Важливу роль при асоціації молекул, кристалізації, розчиненні, утворенні кристалогідратів, електролі­тичній дисоціації; в хімії органічних сполук, полімерів, білків відіграє водневий зв'язок. Розрізняють водневий зв'язок міжмолекулярний, внутрішньомолекулярний і міжатомний.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 
25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 
50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 
75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92  Наверх ↑

Кращі книги