-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.
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 ↑