Атомне ядро

Атомне ядро є основою атома, що визначає індивідуальність хімічного елемента. Відповідно до сучасних уявлень атомні ядра складаються з елементарних частинок: протонів (р) і нейтронів (n), які об’єднують під загальною назвою – нуклони.

Протон – стабільна елементарна частинка, маса спокою якої дорівнює 1,673 ´ ´10^-24 г, відносна атомна маса – 1,00727 а.о.м., з додатнім зарядом (+1), спіном ½ та магнітним моментом, що дорівнює 2,79 ядерного магнетона. Нейтрон – стабільна електронейтральна елементарна частинка з масою спокою 1,675 × 10^-24 г, відносна атомна маса – 1,008665 а.о.м., без електричного заряду, зі спіном ½ та маґнітним моментом, що дорівнює 1,91 ядерного магнетона.

Властивості ядра зумовлені його складом – числом протонів (Z) та числом нейтронів (N), які входять до складу ядра та визначають його масове число А = Z + +N.

Оскільки число протонів у ядрі дорівнює величині його позитивного заряду, тобто порядковому номерові елемента, число нейтронів дорівнює різниці між масовим числом і порядковим номером елемента.

Питання для самоперевірки

1. У чому суть двоїстої природи електрона?

2. Що являють собою поняття: електронна хмара, атомна орбіталь?

3. Які квантові числа визначають стан електрона в атомі? Схарактеризуйте кожне з чотирьох квантових чисел.

4. Як орієнтуються у просторі s- p- і d-орбіталі?

5. У чому сутність принципу Паулі?

6. У чому полягає правило Гунда? Зобразіть розподіл електронів атома ніобію за квантово-механічними комірками.

7. Яким є сучасне формулювання періодичного закону Д.І.Менделєєва?

8. Що таке енерґія йонізації й енерґія спорідненості до електрона? Які властивості атома вони характеризують?

9. Що таке електронеґативність?

10. Як змінюються металеві і неметалічні властивості елементів зі збільшенням порядкового номера в малих і великих періодах?

11. Як змінюються металеві властивості елементів у головних підгрупах у зв’язку зі зміною радіусів атомів елементів?

12. Який порядок заповнення електронних шарів атомів елементів у малих і великих періодах? З атомів яких елементів починають формуватися 3d-, 4d-, 4f-, 5d-, 5f- і 6d-підрівні?

13. Які елементи називають електронними аналогами?

14. Які властивості елементів змінюються періодично і які не періодично зі збільшенням заряду ядра атомів елементів?

КОНТРОЛЬНІ ЗАВДАННЯ

1. Напишіть електронні формули атомів з порядковими номерами 17 і 27. Покажіть розподіл електронів цих атомів по квантових комірках. До якого електронного сімейства належить кожний з елементів?

2. Напишіть електронні формули атомів з порядковими номерами 7 і 28. Покажіть розподіл електронів цих атомів по квантових комірках. До якого електронного сімейства належить кожний з елементів?

3. Яке максимальне число електронів можуть містити s-, p-, d-, f-орбіталі даного енергетичного рівня? Чому? Напишіть електронну формулу атома елемента з порядковим номером 31.

4. Яке максимальне число електронів може містити атом в електронному шарі з головним квантовим числом n = 4? Чому? Напишіть електронну формулу атома елемента з порядковим номером 21.

5. Скільки значень магнітного квантового числа можливі для електронів енергетичного підрівня, орбітальне квантове число якого l = 2, 3?

6. Який підрівень заповнюється в атомах після заповнення підрівня 5d? 5p? Чому? Напишіть електронну формулу атома елемента з порядковим номером 32.

7. Атоми яких елементів мають подані електронні формули:

а) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵; б) 1s²2s²2p⁶3s²3p¹;

в) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²; г) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁸4s²;

д) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁶5d¹6s²;

8. Атомам яких елементів і в яких станах цих елементів відповідають наступні електронні формули: 1s²2s² і 1s²2s¹2p¹; 1s²2s²2p² і 1s²2s¹2p³ ?

9. Атоми яких елементів мають наступну будову зовнішнього та передзовнішнього електронних шарів: а) 2s²2p⁶3s²3p¹; б) 3s²3p⁶3d³4s²; в) 3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁵;

г) 4s²4p⁶4d⁷5s²; д) 4s²4p⁶4d¹⁰5s⁰.

10. Енергетичний стан зовнішнього електрона атома описується наступними значеннями квантових чисел: n = 4, l = 0, m_l = 0. Атоми яких елементів мають такий електрон? Складіть електронні формули цих елементів.

11. Скільки вільних f-орбіталей міститься в атомах елементів з порядковими номерами 61, 62, 91, 92. Користуючись правилом Гунда, розподіліть електрони по енергетичних комірках для атомів цих елементів.

12. В атомах яких елементів IV періоду найбільше число неспарених d-електронів? Зобразіть будову d-підрівня атомів цих елементів.

13. Квантові числа для електронів зовнішнього енергетичного рівня атомів певного s-елемента мають наступні значення: n = 4, l = 0, m_l = 0, m_s = +1/2. Напишіть електронну формулу атома цього елемента і визначте, скільки вільних 3d-орбіталей він містить.

14. Якими значеннями суми n + l характеризуються електрони зовнішнього рівня s- і p-елементів IV періоду? Напишіть електронні формули атомів елементів із порядковими номерами 20 і 35.

15. Який підрівень заповнюється після 4p? Чому? Напишіть електронні формули йонів Cr³⁺ і S^2-.

16. Напишіть електронні формули атомів елементів і назвіть їх, якщо значення квантових чисел (n, l, m_l, m_s) зовнішнього та передзовнішнього електронних шарів цих атомів наступні:

а) 6, 0, 0, +1/2; 6, 0, 0, -1/2; 6, 1, -1, +1/2;

б) 3, 2, -2, +1/2; 3, 2, -1, +1/2; 4, 0, 0, +1/2; 4, 0, 0, -1/2.

17. Закінчіть рівняння наступних ядерних реакцій:

а) ⁹₄B + ⁴₂He ® ¹₀n +?; б) ⁵⁴₂₆Fe + ⁴₂He ®? + ¹₀n; в) ³⁷₁₇Cl +? ® ³⁵₁₆S + ⁴₂He.

18. Ізотоп нікелю-57 одержується при бомбардуванні (a-частинками ядер атомів заліза-54). Складіть рівняння цієї ядерної реакції та запишіть його у скороченій формі.

19. Ізотоп кремнію-30 одержується при бомбардуванні (a-частинками ядер атомів алюмінію-27). Складіть рівняння цієї ядерної реакції та запишіть його у скороченій формі.

20. Закінчіть рівняння наступних ядерних реакцій та запишіть їх у скороченій формі:

а) ⁵³₂₄Cr + ²₁D ® ¹₀n +?; б) ¹⁹₉F + ¹₁p ®? + g;

в) ³²₁₆S +? ® ³⁴₁₇Cl + ²₁D.

21. Виходячи зі значень потенціалів іонізації, зазначте, який з поданих елементів – Be, Mg, Ca, Sr, Ba – виявляє найбільш виразні металеві властивості.

22. Зазначте, як у представленому ряді елементів – O, S, Se, Te – змінюється здатність приймати електрони за значеннями електронегативностей атомів цих елементів.

23. Як змінюються властивості елементів другого періоду періодичної системи зі збільшенням заряду ядра атома елемента? Відповідь підтвердіть описом формування електронних оболонок атомів елементів.

24. Зазначте, яка з двох поданих сполук є більш сильною основою і чому: а) NaOH чи CsOH; б) Ca(OH)₂ чи Ba(OH)₂; в) Zn(OH)₂ чи Ca(OH)₂?

25. Як змінюються відновна здатність і сила кислот у ряді – HF – HCl – HBr – HI?

26. У якого з елементів четвертого періоду – ванадію чи арсену – сильніше виражено металеві властивості і чому?

27. Що таке енергія йонізації? Які одиниці її виміру? Як змінюється відновна активність s- і p-елементів у групах періодичної системи зі збільшенням порядкового номера? Чому?

28. Що таке електронегативність? Як змінюється електронегативність p-елементів у періоді, групі періодичної системи зі збільшенням порядкового номера? Чому? Що таке спорідненість до електрона? Які одиниці її вимірювання? Як змінюється окисна активність неметалів у періоді та групі періодичної системи зі збільшенням порядкового номера?

29. Який найнижчий ступінь окиснення виявляють хлор, сульфур, нітроґен і карбон? Чому? Складіть формули сполук алюмінію з даними елементами в цьому ступені окиснення. Назвіть сполуки.

30. Який найнижчий ступінь окиснення виявляють гідроґен, флуор, сульфур й нітроґен? Чому? Складіть формули сполук кальцію з даними елементами в цьому ступені окиснення. Назвіть сполуки.

31. Елемент у періодичній системі має порядковий номер 25. Які оксиди утворює цей елемент? Які властивості мають оксиди елемента? Чи утворює цей елемент газоподібні сполуки з воднем?

32. Складіть формули оксидів і гідроксидів елементів третього періоду періодичної системи, що відповідають їхньому найвищому ступеню окиснення. Як змінюється кислотно-основний характер цих сполук при переході від натрію до хлору? Напишіть рівняння реакцій, що підтверджують амфотерність гідроксиду алюмінію.

33. У якого з елементів четвертого періоду – хрому чи селену – сильніше виражено металеві властивості? Який з цих елементів утворює газоподібну сполуку з воднем? Відповідь обґрунтуйте будовою атомів хрому та селену.

34. Які найнижчі та найвищі ступені окиснення виявляють силіцій, селен, арсен і хлор? Чому? Складіть формули сполук даних елементів, що відповідають цим ступеням окиснення.

35. Обчисліть ступінь окиснення сірки в сполуках: H₂S, H₂SO₃, H₂SO₄, SO₂. Які найбільш низькі та найвищі ступені окиснення виявляє сірка у своїх сполуках? Чому?

36. Обчисліть ступінь окиснення хрому в сполуках: CrО, NaCrО₂, Na₂CrО₄, Cr₂O₃, K₂Cr₂O₇, CrО₃. Які властивості виявляють оксиди хрому? Напишіть рівняння реакцій, що доводять амфотерність гідроксиду хрому (ІІІ).

37. Яким є сучасне формулювання періодичного закону? Поясніть, чому в періодичній системі елементів аргон, кобальт, телур і торій вміщено відповідно перед калієм, нікелем, йодом і протактинієм, незважаючи на більшу атомну масу перших.

38. Визначте ступінь окиснення фосфору в сполуках: PH₃, H₃PO₄, Na₄P₂O₇, Mg₃P₂, NaН₂PO₃.

39. Виходячи з положення германію, молібдену та ренію в періодичній системі складіть формули водневої сполуки германію, оксиду молібдену і ренієвої кислоти, що відповідають їх найвищим ступеням окиснення. Зобразіть формули цих сполук графічно.

40. Визначте ступінь окиснення арсену в сполуках: AsН₃, H₃AsО₄, Mg₃As₂, NaН₂AsО₃, Na₂HAsО₄.

Приклади виконання завдань і розв’язання задач

Приклад 1. Скласти електронну формулу атома елемента із порядковим номером 15. Показати розподіл електронів цього атома по квантових (енергетичних) комірках.

Відповідь. Складаємо електронну формулу атома фосфору ₁₅Р. Розподіл електронів у атомі фосфору за енергетичними рівнями є наступним:

K – 2e^-; L – 8e^-; M – 5e^-; а за підрівнями – 1s²2s²2p⁶3s²3p³.

Графічно схема заповнення електронами цих орбіталей має вигляд:

n = 3	↑↓	↑	↑	↑
n = 2	↑↓	↑↓	↑↓	↑↓			d
n = 1	↑↓		p

s

Розміщення електронів на 3р-підрівні показано тут у відповідності до правила Гунда: сумарний спін електронів атома за підрівнями, що заповнюються має бути максимальним. Таким чином, на 3р-підрівні електрони повинні бути розміщені по 1 на кожній орбіталі (у кожній комірці) й тоді сумарний спін становитиме 1½. Інше можливе розміщення на 3р-підрівні на 2 орбіталях по 2 й 1 електрони відповідно відповідає меншому значенню сумарного спіну, що до-рівнює ½, та є невірним.

Приклад 2. Скласти електронні формули йонів S^2- і Na⁺.

Відповідь. Електронна формула атома сірки ₁₆S – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴, у від’ємно зарядженого йону S^2- на два електрони більше, тому електронна формула S^2- – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶. Електронна формула атома натрію Na – 1s²2s²2p⁶3s¹, у додатньо зарядженого йону Na⁺ на один електрон менше, тому електронна формула Na⁺ – 1s²2s²2p⁶3s⁰.

Приклад 3. Який підрівень заповнюється після 3p та чому?

Розв’язання. У відповідності до правила Клечковського заповнення електронних оболонок у атомах елементів відбувається у порядку зростання суми n + l. Наступними за 3р є підрівні 3d та 4s. Визначимо для них n + l. Для 3d: n + l = 3 + 2 = 5; для 4s: n + l = 4 + 0 = 4. Таким чином після 4s заповнюється підрівень 3d.

Приклад 4. Яким значенням суми n + l характеризуються електрони зовнішнього рівня s та p-елементів другого періоду?

Відповідь. У s-елементів другого періоду сума n + l = 2, у p-елементів другого періоду сума n + l = 3.

Приклад 5. Написати значення всіх квантових чисел, якщо головне квантове число дорівнює 3.

Відповідь. Відомо, що побічне квантове число l набуває значень від 0 до (n – 1), магнітне квантове число m_l. пов’язане з побічним квантовим числом наступним співвідношенням m_l = - l; - l + 1; - l + 2; …0; … l – 2; l ––1; l, спінове квантове число m_s набуває двох значень: ± ½. Виходячи з цього, якщо n = 3, то l = 0; 1; 2.

Приклад 6. Написати значення всіх квантових чисел усіх електронів атома карбону.

Відповідь. В атома карбону 6 електронів, електронна формула атома карбону ₆С – 1s²2s²2p². Значення усіх квантових чисел електронів атома карбону подано у таблиці:

Квантове число	Електрони
1s^(1)	1s^(2)	2s^(1)	2s^(2)	2p^(1)	2p^(2)
n
l
ml					– 1
ms	+ ½	– ½	+ ½	– ½	+ ½	+ ½

Приклад 7. Ізотоп 101-ого елемента – менделевію (256) було одержано бомбардуванням a-частинками ядер атомів ейнштейнію (253). Складіть рівнян-ня цієї ядерної реакції та запишіть його у скороченому вигляді.

Розв’язання. При складанні рівнянь ядерних реакцій слід пам’ятати, що суми масових чисел (числа, що стоять біля символу елемента згори ліворуч) та алгебраїчні суми зарядів (числа, що стоять біля символу елемента внизу ліворуч) частинок у лівій та правій частинах рівняння повинні бути рівні. Дану ядерну реакцію можна записати рівнянням: ²⁵³₉₉Es + ⁴₂He = ²⁵⁶₁₀₁Md + ¹₀n;

у скороченому вигляді: ²⁵³Es(a, n)²⁵⁶Md.

У дужках на першому місці пишуть бомбардуючу частинку, а на другому, через кому, – частинку, що утворилася в даному процесі. У скорочених рівняннях частинки ⁴₂He, ¹₁H, ²₁D, ¹₀n позначають відповідно a, p, d, n.

Приклад 8. Які найвищий та найнижчий ступені окислення у фосфору, сульфуру та хлору? Скласти формули сполук даних елементів, що відповідають цим ступеням окислення.

Відповідь. Найвищий ступінь окислення елементів головних підгруп (I – VII груп періодичної системи) визначає номер групи. Найнижчий ступінь окиснення – кількістю електронів, необхідних для заповнення зовнішнього енергетичного рівня. Дані у задачі елементи знаходяться у VА-, VIА- та VIIА-підгрупах та мають наступну будову зовнішнього енергетичного рівня: Р … 3s²3p³; S … 3s²3p⁴; Cl … 3s²3p⁵. Отже відповідь на завдання можна подати так:

Елемент	Ступені окислення	Сполуки
найвищий	найнижчий
Р	+ 5	– 3	Н3PО4; К3P
S	+ 6	– 2	SО3; Na2S
Cl	+ 7	– 1	KClO4; HCl

Приклад 9. Як залежать кислотно-основні властивості оксидів і гідроксидів від ступеня окислення атомів елементів, що їх утворюють?

Відповідь. Якщо даний елемент проявляє змінний ступінь окислення та утворює кілька оксидів і гідроксидів, то зі збільшенням ступеню окислення властивості останніх змінюються від основних до амфотерних і кислотних. Наприклад хром утворює три оксиди: CrO; Cr₂O₃ та CrO₃, ступінь окислення хрому в яких відповідно дорівнює +2; +3 та +6 і які є відповідно основним амфотерним і кислотним.

Приклад 10. Обчисліть ступінь окислення хлору в наступних сполуках НClO₃; Cl₂O₇; НClO₄; НCl; Cl₂О.

Відповідь. При розрахунку ступеню окислення атома елементу у сполуці виходять із того, що сума ступенів окислення усіх атомів у формульній одиниці повинна дорівнювати нулю. Водень у більшості сполук має ступінь окислення + 1, а кисень: – 2. Виходячи з цього розраховуємо ступені окислення хлору у сполуках:

НClO₃: 1 + х + (– 2) · 3 = 0; х = + 5;

Cl₂O₇: 2 х + (– 2) · 7 = 0; х = + 7;

НClO₄: 1 + х + (– 2) · 4 = 0; х = + 7;

НCl: 1 + х = 0; х = – 1;

Cl₂О: 2 х + (– 2) = 0; х = + 1.

Приклад 11. Які вищий і нижчий ступені окиснення в арсену, селену та брому? Скласти формули сполук даних елементів, що відповідають цим ступеням окиснення.

Відповідь. Вищий ступінь окиснення елементів головних підгруп (I – VII груп періодичної системи) визначає номер групи. Нижчий ступінь окиснення елемента визначається тим умовним зарядом, що здобуває атом при приєднанні тієї кількості електронів, яка необхідна для утворення стійкої восьмиелектронної оболонки (ns²np⁶). Дані у задачі елементи знаходяться в VА-, VIА- і VIIА-підгрупах і мають наступну будову зовнішнього енергетичного рівня: Аs …4s²4p³; Sе... … 4s²4p⁴; Br … 4s²4p⁵ Тому відповідь на завдання можна подати наступним чином:

Елемент	Ступені окиснення	Сполуки
найвищий	найнижчий
Аs	+ 5	– 3	Н3АsО4; К3Аs
Sе	+ 6	– 2	SеО3; Na2Se
Br	+ 7	– 1	KBrO4; HBr

Приклад 12. Як залежать кислотно-основні властивості оксидів і гідроксидів від ступеня окиснення атомів елементів, що їх утворюють?

Відповідь. Якщо даний елемент виявляє перемінний ступінь окиснення й утворює кілька оксидів і гідроксидів, то зі збільшенням ступеня окиснення властивості останніх змінюються від основних до амфотерних і кислотних. Наприклад, хром утворює три оксиди: CrО, Cr₂O₃ і CrО₃, ступінь окиснення хрому в яких відповідно дорівнює +2; +3 і +6 і які є відповідно основним, амфотерним і кислотним. Зазначеним оксидам відповідають гідроксиди: Cr(ОН)₂; Cr(ОН)₃ і Н₂CrО₄, які є основою, амфотерним гідроксидом і кислотою відповідно.

Приклад 13. Відомо, що кремній є неметалом з напівпровідниковими властивостями. Які властивості будуть виявляти алюміній і фосфор?

Відповідь. У періодах зліва направо металеві властивості слабшають, а неметалічні зростають. Оскільки кремній – неметал з перехідними властивостями, а фосфор стоїть праворуч від кремнію, то можна стверджувати, що фосфор матиме більш яскраво виражені властивості неметалу, алюміній же, що знаходиться в періоді лівіше, буде мати переважно металеві властивості.

Приклад 14. У якого елемента ІІ групи кальцію чи стронцію сильніше виражено металеві властивості?

Відповідь. У головних підгрупах згори донизу металеві властивості підсилюються, а неметалеві слабшають. Унаслідок того, що стронцій стоїть у тій же підгрупі, що і кальцій, але нижче, то він є більш активним металом, ніж кальцій.

Приклад 15. Як змінюються властивості вищих оксидів елементів третього періоду?

Відповідь. Властивості елементів кожного періоду зліва направо змінюються від металевих до неметалічних, відповідно властивості їхніх оксидів змінюються від основних до кислотних. Вищий ступінь окиснення визначає номер групи, у якій знаходиться елемент. Отже, Na₂O і MgО – основні оксиди, Al₂O₃ – амфотерний, SiО₂; P₂O₅; SO₃; Cl₂O₇ – кислотні, зліва направо кислотні властивості підсилюються.

Глава 4. ХІМІЧНИЙ ЗВ’ЯЗОК І БУДОВА МОЛЕКУЛ

Під хімічним зв’язком треба розуміти силу, що діє між атомами та єднає їх у молекули чи кристали. Природа хімічного зв’язку є електричною. Це означає, що хімічний зв’язок виникає завдяки полям, які утворюються ядрами атомів, що беруть участь у формуванні молекул чи інших хімічних утворень.

Залежно від характеру розподілу електронної густини у речовині розрізняють такі основні типи хімічного зв’язку: ковалентний, іонний та металевий. Для переважної більшості речовин характерне сполучення різних типів зв’язку.

Основними параметрами молекули є між’ядерні відстані, енергія зв’язку, валентні кути та геометрія молекул.

Між’ядерні відстані між хімічно зв’язаними атомами називають довжиною зв’язку. Наприклад довжина зв’язку Н – Н дорівнює 0,074 нм. Кут між уявними лініями, які проходять крізь ядра хімічно зв’язаних атомів, називається валентним кутом. У молекулі води він дорівнює 104,5^о. Мірою міцності зв’язку між атомами в молекулі є кількість енергії, яку необхідно затратити, щоб розірвати зв’язок.

Довжина та енергія зв’язку, валентні кути, а також експериментально визначені оптичні, магнітні, електричні та інші властивості речовини безпосередньо залежать від характеру розподілу електронної густини в молекулі та зумовлюють її геометрію.

4.1. КОВАЛЕНТНИЙ ЗВ’ЯЗОК

Необхідною й достатньою умовою утворення ковалентного зв’язку є наявність електронів із протилежними спінами атомів.

Розглянемо механізм утворення ковалентного зв’язку на прикладі молекули водню, яка утворюється з двох атомів Н_а та Н_б. Хімічний зв’язок між атомами може виникнути тільки у тому випадку, якщо при зближенні атомів потенціальна енергія системи буде менше потенціальної енергії окремих атомів. Розглянемо випадок коли зближуються два атоми водню, електрони яких мають антипаралельні спіни.

r = 0,053 нм l = 0,074 нм

Н_а Н_б Н₂

Схематично зміну потенціальної енергії (Е) системи у залежності від відстані між атомами (r) зображено на мал. Х.

Спочатку переважають сили притягання – потенціальна енергія зменшується. При подальшому зближенні атомі між ними виникають сили відштовхування. Мінімум енергії (енергії зв’язку) відповідає такому станові системи, коли сили притягання та відштовхування зрівноважені. Після цього сили відштовхування переважують, що призводить до різкого збільшення енергії системи (крива 1 на мал.4.1).

E

2 (↑↑)

R₀R, нм

Е_зв. 1 (↑↓)

Мал.4.1. Зміна потенціальної енергії залежно від відстані між атомами.

Значення r₀ відповідає довжині зв’язку й дорівнює для молекули водню 0,074 нм; енергія зв’язку становить 4,5 еВ. Утворення молекули водню супроводжується, крім зміни енергії системи, зміною густини електронних хмар. При утворенні ковалентного зв’язку відбувається перекривання електронних хмар атомів водню, тобто у молекули водню змінюється густина електронних хмар порівняно з густиною електронної хмари ізольованого атома водню.

Ковалентний зв’язок – це зв’язок, що утворюється внаслідок сполучення електронних оболонок взаємодіючих атомів.

Якщо зближуються атоми, електрони яких мають паралельні спіни, то в цьому випадку переважають силив відштовхування – потенціальна енергія зростає. Молекула не утворюється (крива 2 на мал.4.1). Ковалентний зв’язок можна умовно позначити так:

Н: Н або Н – Н;

H: Cl або Н – Cl;

N MM N або N º N.

4.1.1. Характерні властивості ковалентного зв’язку

До них відносяться насиченість, напрямленість і поляризованість.

4.1.1.1. Насиченість ковалентного зв’язку

Насиченість виражається в обмеженні ковалентних зв’язків, що може утворити атом даного елемента. Число ковалентних зв’язків, які утворює атом називають ковалентністю. Валентність визначається кількістю незбуджених електронів або утворює при своєму збудженні.

Збудження атома досягається переходом електронів з одного підрівня на інший (з вищою енергією) за рахунок зовнішнього енергетичного чинника. Розглянемо основний та збуджений стани деяких елементів другого й третього періоду періодичної системи:

₃Li – 1s²2s¹ B = 1 (у збудженому та незбудженому станах);

₄Ве – 1s²2s² B = 0 (у незбудженому стані);

₄Ве^* – 1s²2s¹2p¹ В = 2 (у збудженому стані);

₅В – 1s²2s²2p¹ В = 1 (у незбудженому стані);

₅В^* – 1s²2s¹2p² В = 3 (у збудженому стані);

Атоми елементів третього періоду на зовнішньому енергетичному рівні мають вакантний d - підрівень на який при збудженні можуть переходити s - та p - електрони зовнішнього рівня. При цьому з’являється додаткова можливість збільшення числа неспарених електронів. Так, наприклад, атом хлору в основному стані має один неспарений електрон і при затраті енергії може бути переведений у збуджений стан, який характеризується наявністю трьох, п’яти й семи неспарених електронів:

₁₇Cl – 3s²3p⁵ В = 1 (у незбудженому стані);

₁₇Cl ^* – 3s²3p⁴3d¹ В = 3 (у збудженому стані);

₁₇Cl ^** – 3s²3p³3d² В = 5 (у збудженому стані);

₁₇Cl ^*** – 3s¹3p⁴3d³ В = 7 (у збудженому стані);

Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку.

У багатьох випадках ковалентні зв’язки утворюються не внаслідок спарювання електронів різних атомів, а за рахунок неподіленої електронної пари, яка знаходиться на зовнішньому енергетичному рівні певного атома. Розглянемо донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку на прикладі взаємодії аміаку з катіоном водню:

У молекулі аміаку з восьми зовнішніх електронів атома шість утворюють три ковалентні зв’язки і є загальними для атомів нітроґену та гідроґену. Проте два електрони належать лише атомові нітроґену та називаються неподіленою електронною парою. Така пара електронів може брати участь в утворенні ковалентного зв’язку з іншими атомами, якщо останні мають на зовнішньому енергетичному рівні вільну орбіталь. Вільну 1s - орбіталь має наприклад іон гідроґену Н⁺. Тому при взаємодії молекул аміаку з катіоном гідроґену між ними виникає ковалентний зв’язок за рахунок неподіленої електронної пари атома нітроґену та вільної орбіталі йона гідроґену. При цьому утворюється катіон амонію. Такий механізм утворення ковалентного зв’язку називається донорно-акцепторним. Атом, який віддає свою неподілену електронну пару для утворення зв’язку (атом нітроґену), називається донором, а атом, який має вільну (вакантну) орбіталь і приймає електронну пару називається акцептором (катіон гідроґену).

Завдяки донорно-акцепторному механізмові утворення зв’язків збільшуються валентні можливості атомів. Наприклад, у молекулі NH₃ нітроґен тривалентний, а в іоні NH₄⁺ – чотиривалентний. Це означає, що валентність елемента визначається не тільки числом неспарених електронів, як зазначалося раніше, а й наявністю неподілених електронних пар чи вільних орбіталей на зовнішньому енергетичному рівні. Отже, у загальному випадку валентність (ковалентність елемента визначається числом орбіталей, які використовуються при утворенні хімічного зв’язку.

4.1.1.2. Напрямленість ковалентного зв’язку.

Відповідно до методу валентних зв’язків хімічний зв’язок між атомами зумовлюється перекриванням s-, p-, d- та f-орбіталей, які (окрім s-орбіталей) мають напрямленість у просторі. Тому й хімічні зв’язки, які утворюються за їхньою участю, мають у просторі певну напрямленість. Оскільки електронні орбіталі мають різну форму, то їхнє взаємне перекривання може здійснюватись різними способами. Залежно від способу перекривання електронних орбіталей розрізняють s- (сигма) та p- (пі) зв’язки. Сигма-зв’язок здійснюється при перекриванні електронних орбіталей вздовж лінії, яка з’єднує два ядра атомів. Він може утворюватись за рахунок двох s-електронів, одного s- і одного p-електрона, двох p-електронів, двох d-електронів. Сигма-зв’язок характеризується однією областю перекривання електронних орбіталей, він завжди одинарний, тобто утворюється за рахунок однієї електронної пари (мал.4.2)

s – s (σ) p – p (σ) d – d (σ)

Мал. 4.3. Різновиди σ -зв’язків.

Пі-зв’язок виникає при перекриванні електронних орбіталей по обидва боки від лінії, яка з’єднує ядра атомів. Цей зв’язок може утворитись при взаємодії двох електронних орбіталей з двома областями перекривання за рахунок двох р-орбіталей чи двох d-орбіталей (мал.4.3).

p – p (π) d – d (π)

Мал. 4.3. Різновиди π -зв’язків.

Пі-зв’язки мають місце, наприклад у молекулі азоту. У молекулі азоту р_х-орбіталі утворюють один s-зв’язок при утворенні зв’язку р_у- та р_z-орбіталями виникають p-зв’язки отже у молекулі азоту з трьох зв’язків один s-зв’язок, а два інші – p-зв’язки. Хімічний зв’язок утворений більш ніж однією електронною парою називається кратним. Підвищення кратності зв’язку призводить до перерозподілу міжатомної електронної густини та зменшення між’ядерної відстані (довжини зв’язку). Дельта-зв’язок (d-зв’язок) зумовлений перекриванням усіх чотирьох пелюсток d-електронних орбіталей, розміщених у паралельних площинах.

Гібридизація атомних орбіталей. Просторова конфігурація молекул.

Дж. Слейтер і Л. Полінґ пояснили, що явище гібридизації валентних орбіталей полягає в тому, що електронні орбіталі різної симетрії, які не дуже відрізняються за енергією утворюють гібридизовані електронні орбіталі, які є результатом додавання та усереднення атомних орбіталей. При гібридизації початкова форма й енергія орбіталей взаємно змінюється й утворюються нові орбіталі, але вже однакової форми й з однаковою енергією. Число гібридизованих орбіталей дорівнює числу орбіталей, які взяли участь у гібридизації. Гібридизовані орбіталі витягнуті в напрямку утворення хімічних зв’язків і тому зумовлюють ліпше перекривання електронних хмар. Внаслідок цього хімічний зв’язок, що утворюється з участю електрона гібридизованої орбіталі, міцніший ніж утворений за рахунок електронів окремих вихідних орбіталей. Тип гібридизації визначається типом і кількістю орбіталей, що беруть участь у гібридизації. Якщо гібридизовані орбіталі утворюють одна s- і одна p-орбіталь то такий стан називають sp-гібридизацією, електронні орбіталі sp-гібридизованими, а якщо участь у гібридизації беруть одна s- і три p-орбіталі то кажуть, що має місце sp³-гібридизація та sp³-гібридизовані орбіталі.

Розглянемо sp - гібридизацію на прикладі молекули BeCl₂

₄Ве – 1s²2s² B = 0 (у незбудженому стані);

₄Ве^* – 1s²2s¹2p¹ В = 2 (у збудженому стані);

При комбінації однієї s- і однієї p - орбіталей виникають дві sp-гібридизовані орбіталі із кутом між їхніми осями, що дорівнює 180^о (мал.4.4).

(s + p) орбіталі дві sp -орбіталі

Мал. 4.4. Утворення sp-орбіталей.

Зв’язки, які утворюються за участю електронів цих орбіталей, також розташовуються під кутом у 180^о. Такий тип гібридизації має місце при утворенні галогенідів елементів ІІ групи періодичної системи: Be, Zn, Cd, Hg, атоми яких у валентному стані мають неспарені s- і p-електрони. В молекула ВеCl₂ лінійна просторова конфігурація.

Cl – Ве – Cl

180^o

У молекулах елементів інших груп, наприклад: О = С = О та НС º СН, зв’язки утворено sp-гібридизованими орбіталями атома карбону.

Sp²-гібридизація на прикладі молекули BF₃.

₅В – 1s²2s²2p¹ B = 1 (у незбудженому стані);

₅В^* – 1s²2s¹2p² В = 3 (у збудженому стані);

Комбінація однієї s- і двох p-орбіталей призводить до утворення 3 sp²-гібридизованих орбіталей, розташованих під кутом 120^о (мал.4.5).

120^о

(s + p + p) орбіталі три sp² -орбіталі

Мал. 4.5. Утворення sp²-орбіталей.

Під таким самим кутом розміщуються й зв’язки, утворені електронами цих орбіталей. Такий тип гібридизації характерний для елементів ІІІ групи періодичної системи, атоми яких у збудженому стані мають електронну будову Ns¹Np², що утворюють гібридизовані зв’язки. Молекула ВF₃ має форму плоского трикутника внаслідок sр²-гібридизації атома бору:

F

В F

F

Тетраедричне розміщення зв’язків і форма тетраедра характерні для багатьох сполук чотиривалентного карбону, наприклад у молекулі СН₄:

Н

109^о28¢

С

Н

Н Н

Метод гібридизації атомних орбіталей успішно пояснює геометричну будову великого числа молекул, але в деяких випадках теоретичні дані дещо розходяться з експериментами. Наприклад, для молекул СН₄, NН₃ та Н₂О характерне утворення sp³-гібридизованих зв’язків. Тому можна було б чекати, що валентні кути між зв’язками у цих молекул будуть приблизно дорівнювати 109^о. Але експериментально встановлено, що валентні кути дорівнюють: Ð НСН = =109^о28¢; Ð НNН = 107^о18¢;Ð НOН = 104^о30¢; Такі відхилення у молекул NН₃ та Н₂О метод валентних зв’язків пояснює наявністю неподілених електронних пар у атомів нітроґену та оксиґену, що призводить до взаємного відштовхування зв’язуючих та розслабляючих електронних пар, які перебувають на гібридизованих орбіталях.

4.1.1.3. Полярність і поляризованість ковалентного зв’язку.

Якщо молекулу утворено з двох атомів із однаковим значенням електронеґативності, то електронна пара або електронні пари зв’язків у однаковій мірі належить обом атомам, тобто електронна хмара розміщується симетрично відносно ядер атомів. Такий ковалентний зв’язок називається гомеополярним або неполярним і молекули з таким типом зв’язку є неполярними. Неполярний зв’язок виявляється у молекул Н₂, О₂, N₂, Cl₂, тощо. У молекулах, утворених з двох атомів із різними значеннями електронеґативності, спільну електронну пару або електронні пари зв’язків зсунутого атома з більшою електронеґативністю. Утворена при цьому електронна хмара несиметрична. Хімічний зв’язок, у якому електронну пару зсунуто до одного з атомів називається гетерополярним або полярним зв’язком, а відповідні молекули з таким типом зв’язку є полярними. У молекулах із полярним зв’язком атом із більшою електронеґативністю набуває від’ємного заряду, а з меншою – додатного. Наприклад, у молекулі хлороводню HCl електронну хмару зсунуто в бік атома хлору, у зв’язку з чим середня густина від’ємного заряду біля цього атома більша, ніж біля атома водню. Внаслідок цього в атома хлору виникає деякий надлишковий від’ємний заряд (d –), а в атома водню такий самий за величиною, але протилежний за знаком ефективний додатній заряд (d+). Експериментально встановлено, що ефективний заряд на атомі водню в молекулі HCl d_Н = + 0,17, а на атомі хлору d_Cl = – 0,17 абсолютного заряду електрона.

При взаємодії двох атомів із досить різними значеннями електронеґативності електронну пару може бути повністю зсунуто до більш електронеґативного атома. Такий зв’язок наближається до іонного.

Отже за ступенем зсуву зв’язуючої електронної хмари зв’язок у молекулі може бути ковалентним неполярним, ковалентним полярним і йонним. Ковалентний неполярний та йонний зв’язки є граничними випадками ковалентного полярного зв’язку. Останній є найбільш загальним.

Полярні молекули є диполями, тобто системами, у яких “центри тяжіння” додатних зарядів ядер та від’ємних зарядів електронів на збігаються. Відстань між “центрами тяжіння” у молекулі називають довжиною диполя та позначають літерою l. Полярність молекули (або зв’язку) кількісно характеризується дипольним моментом (m), який у випадку двоатомної молекули дорівнює добуткові довжини диполя на величину заряду електрона: m = l × e.

В одиницях СІ дипольний момент вимірюється у кулон-метрах (Кл × м) і є величиною порядку 10^-29 Кл × м.

У довідковій літературі дипольний момент часто наводиться у дебаях (Д): 1Д = 3,33 × 10^-30 Кл × м. Значення дипольних моментів ковалентних молекул лежить у межах 0 – 4 Д, а йонних: 4 – 11 Д. Чим більша довжина диполя, тим більш полярною є молекула.

Під дією зовнішнього електричного поля електронна хмара у молекулі зсувається у бік одного з атомів. Зміна полярності зв’язку молекул під дією електричного поля називається поляризацією, а стан молекули внаслідок поляризації – поляризованістю. Поляризованість молекули залежить від спрямованості електричного поля та поляризованості атомів, що утворюють зв’язки.

Під дією зовнішнього електричного поля неполярні молекули стають полярними, а полярні – ще більш полярними, тобто в молекулах створюється диполь, який називається наведеним або індукованим. На відміну від постійних диполів індуковані існують лише при дії зовнішнього електричного поля.

4.2. ІОННИЙ ЗВ’ЯЗОК

Іонний зв’язок має місце тоді, коли електронегативність елементів різко відрізняється між собою, тобто коли взаємодіють атоми з різко відмінними хімічними властивостями.

Іонний зв’язок слід розглядати як граничний випадок полярного ковалентного зв’язку, коли пара електронів, яка утворює зв’язок, настільки зміщена до одного з атомів, що практично належить цьому атомові. Сполук лише з іонним зв’язком не існує. Однак, у випадках, коли ефективні заряди атомів у сполуках близькі до цілих одиниць, незначний ковалентний характер зв’язку не впливає на їхні властивості й тому такий хімічний зв’язок можна розглядати як іонний. Іонний зв’язок можна пояснити з позиції електростатичної теорії хімічного зв’язку, за якою хімічна взаємодія трактується як процес утворення йонів, які електростатично взаємодіють за законом Кулона: ,

де F – сила тяжіння, що діє між різнойменно зарядженими йонами; q₁ та q₂ – заряди йонів; r – відстань між іонами.

Здатність елементів утворювати прості йони зумовлено електронною будовою атомів. Цю здатність можна оцінити величинами енергій іонізації та спорідненості до електрона. Елементи з малою енергією йонізації (лужні та лужноземельні метали) легко утворюють катіони. Прості аніони найлегше утворюють р-елементи VII групи внаслідок великої спорідненості до електрона їхніх атомів. Тому сполуки простих іонів найлегше утворюються при взаємодії лужних або лужноземельних металів із галогенами. Характерною ознакою йонного зв’язку є його не насиченість і ненапрямленість у просторі. Йони можна розглядати як заряджені кульки, силові воля яких рівномірно розподіляються в усіх напрямках у просторі. Так, наприклад, у сполуці NaCl іони натрію можуть взаємодіяти з іонами хлору в будь-якому напрямку, притягуючи певне їх число. Так само і йони хлору можуть взаємодіяти з іонами натрію. Внаслідок ненапрямленості та не насиченості йонного зв’язку енергетично найвигідніше, коли кожен іон оточено максимальним числом іонів протилежного знаку. Інакше кажучи, сполучення між окремими йонами не завершується утворенням певних простих молекул, а зумовлює виникнення великих аґрегатів – іонних кристалів, що складаються з великого числа йонів. Число, що показує, скільки протилежно заряджених іонів оточує певний іон у кристалі називається координаційним числом іона. Кількість однаково заряджених іонів, здатних приєднуватись до протилежно зарядженого йона, залежить від розмірів іонів і не залежить від електронної будови атомів взаємодіючих елементів. Так, при співвідношенні йонних радіусів у межах 0,41 – 0,73 спостерігається октаедрична координація йонів, а при співвідношенні 0,73 – 1,37 – кубічна координація.

4.3. ВОДНЕВИЙ ЗВ’ЯЗОК

Водневий зв’язок пояснюється здатністю атома гідроґену сполученого з атомом сильно електронеґативного елемента (F, O, N, у меншій мірі Cl та S), утворювати ще один хімічний зв’язок із електронеґативним елементом. Утворення водневого зв’язку зумовлене дуже малим розміром досить поляризованого атома гідроґену в сполуці. При утворенні полярного ковалентного зв’язку між атомами гідроґену та атомами з високою електронеґативністю електронна хмара атома гідроґену сильно зсувається до атома електронеґативного елемента. У підсумку атом електронеґативного елемента набуває значного ефективного від’ємного заряду, а ядро атома гідроґену (протон) майже втрачає електронну хмару. Між протоном гідроґену та від’ємно зарядженим атомом ковалентно-полярної молекули виникає електростатична взаємодія, яка й зумовлює утворення водневого зв’язку. Окрім того, виникнення водневого зв’язку зумовлює також донорно-акцепторна взаємодія, оскільки атом гідроґену має вакантну орбіталь, а атом електронеґативного елемента – неподілену електронну пару (чи пари). У графічних формулах водневий зв’язок позначається трьома крапками. У твердому, рідкому і навіть газоподібному станах молекули фтороводню асоційовані у зигзагоподібні ланцюги:

F F F

H H H H H H

Дата добавления: 2014-10-15