-Загальні положення про хімічний зв'язок

Існування двох- та багатоатомних систем – молекул, іонів, радикалів, кристалів – зумовлено сполученням їх в одне ціле хі­мічними зв'язками. При утворенні хімічного зв'язку енергія системи (сума кіне­тичної та потенціальної енергій) зменшується порівняно з енер­гією ізольованих атомів.

Певному просторовому положенню атомних ядер відповідає певний розподіл електронної густини, залежно від якого в речо­вині розрізняють такі основні типи хімічного зв'язку: ковалентний, іонний і металічний. Окремо типи хімічного зв'язку трапляються дуже рідко. Для переважної більшості речовин характерне накла­дання різних типів зв'язку.

Основні параметри хімічного зв'язку – енергія, довжина зв'яз­ку, кут між зв'язками та полярність.

Хімічний зв'язок між атомами в основному здійснюється так званими валентними електронами: у s- і р-елементів валентними є електрони останнього енергетичного рівня, а у d-елементів – елек­трони s-стану останнього і d-стану передостаннього енергетичних рівнів.

Хімічна природа елемента зумовлюється здатністю його атома віддавати або приєднувати електрони, що кількісно характери­зується енергією іонізації, спорідненістю до електрона і електронегативністю.

Енергія іонізації. Мінімальна енергія, потрібна для відриву електрона від незбудженого атома, називається енер­гією іонізації і позначається буквою І (кДж/моль або еВ/атом):

Е0 + І = Е+ + ē.

Значення енергії іонізації в електрон-вольтах на атом чисельно дорівнює потенціалам іонізації у вольтах. Для багатоелектронних атомів енергії іонізації І1, І2, І3,...Іn відповідають відриву пер­шого, другого і дальших електронів. При цьому завжди І1 < І2 < І3 (табл.1).

Енергія іонізації залежить від величини заряду ядра, відстані між ядром і зовнішнім електроном, екрануючим ефектом внут­рішніх електронних підрівнів, електронної конфігурації атома. Взагалі можна сказати, що величина І залежить від положення еле­мента в періодичній системі і змінюється як у межах груп, так і в межах періодів. Енергія відриву першого електрона від атома за­лежно від порядкового номера елемента змінюється періодично.

З рис.1, на якому показано радіальний розподіл електронної густини в атомі натрію, видно, що для зовнішнього 3s-електрона атома натрію характерна велика ймовірність перебування на внутрішніх К- і L-електронних рівнях, розміщених поблизу ядра.

Енергія іонізації в рядах перехідних елементів змінюється мало, наприклад:

Елемент

Sс

Таку зміну енергії іонізації можна пояснити тим, що збільшення заряду ядра компенсується екрануючою дією електронів, розміще­них на внутрішніх енергетичних рівнях.

Таблиця 1. Енергія іонізації та спорідненість до електрона атомів деяких елементів

Елемент

Енергія іонізації, еВ

Спорідненість

до електрону,

В межах підгруп періодичної системи збільшення атомної маси елемента супроводиться збільшенням розміру атома. Тому в межах підгрупи s- і р-елементів зв'язок зовнішнього електрона з ядром зменшується, що призводить до зменшення енергії іонізації. Виняток становлять підгрупи d-елементів, у межах яких при переході від 3d- до 5d-елементів енергія іонізації збільшується, що пояснюється проникненням електронів до ядра.

Величина енергії іонізації може характеризувати "металічність" елемента: чим менше значення енергії іонізації, тим більш "металічний" елемент. Енергія іонізації може бути також кількіс­ною характеристикою відновної активності певного елемента.

Спорідненість до електрона. Деякі нейтральні атоми (молекули, вільні радикали) можуть приєднувати електрони. Якщо при цьому виділяється енергія, то утворюються стійкі нега­тивно заряджені іони, а якщо енергія поглинається, то утворюються нестійкі негативно заряджені іони.

Енергетичний ефект приєднання електрона до нейтрального атома, молекули або радикалу з перетворенням в негативно заря­джений іон
(Е0 + ē  Е–  А) називається спорідненістю до елек­трона і позначається буквою А (кДж/моль або еВ/атом).

Спорідненість до елек­трона атомів деяких елементів наведено в табл.1.
З даних таблиці видно, що найбільшу спорідненість до електрона мають
р-елементи VII групи (F, Сl, Вr, І), а найменші і навіть від'ємні значення спо­рідненості до електрона мають атоми з конфігураціями s2- (Ве, Мg), s2р6- (Nе) або атоми з наполовину заповненими р-підрівнями (N).

Величина спорідненості атома до електрона може бути кількіс­ною характеристикою окислювальної активності елемента.