Типи зв'язків. Загальні електронні пари

Чому атоми можуть з'єднуватись один з одним і утворювати молекули? Яка причина можливого існування речовин, до складу яких входять атоми різних хімічних елементів? Це глобальні питання, що торкаються основних понять сучасної фізичної та хімічної науки. Відповісти на них можна, маючи уявлення про електронну будову атомів і знаючи характеристики ковалентного зв'язку, що є базовою основою більшості класів сполук. Мета нашої статті – ознайомитися з механізмами утворення різних типів хімічного зв'язку та сполук, що містять їх у своїх молекулах.

Електронна будова атома

Електронейтральні частинки матерії, що є її структурними елементами, мають будову, що дзеркально відбиває пристрій Сонячної системи. Як планети обертаються навколо центральної зірки - Сонця, і електрони в атомі рухаються навколо позитивно зарядженого ядра. Для характеристики ковалентного зв'язку значущими будуть електрони, що розташовуються на останньому енергетичному рівні та найбільш віддалені від ядра. Так як їхній зв'язок з центром власного атома мінімальний, вони здатні легко притягуватися ядрами інших атомів. Це дуже важливо для виникнення міжатомних взаємодій, що призводять до утворення молекул. Чому саме молекулярна форма є основним видом існування матерії на планеті? Давайте розберемося.

Основна властивість атомів

Здатність електронейтральних частинок до взаємодії, що призводить до виграшу енергії, - їх найважливіша особливість. Адже у звичайних умовах молекулярний стан речовини стійкіший, ніж атомний. Основні положення сучасного атомно-молекулярного вчення пояснюють як принципи утворення молекул, і характеристики ковалентного зв'язку. Нагадаємо, що на атомі може бути від 1 до 8 електронів, в останньому випадку шар буде завершеним, а значить, дуже стійким. Таку структуру зовнішнього рівня мають атоми благородних газів: аргону, криптону, ксенону – інертних елементів, які завершують кожен період у системі Д. І. Менделєєва. Винятком тут буде гелій, у якого на останньому рівні знаходиться не 8, а лише 2 електрони. Причина проста: у першому періоді – всього два елементи, атоми яких мають єдиний електронний шар. У решти хімічних елементів на останньому, незавершеному шарі розташовується від 1 до 7 електронів. У процесі взаємодії між собою атоми прагнутимуть заповнитись електронами до октету та відновити конфігурацію атома інертного елемента. Такий стан може бути досягнуто двома шляхами: втратою власних чи прийняттям чужих негативно заряджених частинок. Ці форми взаємодії пояснюють, як визначити, який зв'язок - іонний або ковалентний - виникне між атомами, що вступають у реакцію.

Механізми утворення стійкої електронної конфігурації

Припустимо, що в реакцію сполуки вступають дві прості речовини: металевий натрій і газоподібний хлор. Утворюється речовина класу солей – хлорид натрію. Воно має іонний тип хімічного зв'язку. Чому і як воно виникло? Знову звернемося до будови атомів вихідних речовин. У натрію на останньому шарі знаходиться всього один електрон, що слабко пов'язаний з ядром внаслідок великого радіусу атома. Енергія іонізації в усіх лужних металів, яких належить і натрій, мала. Тому електрон зовнішнього рівня залишає енергетичний рівень, притягується ядром атома хлору та залишається у його просторі. Це створює прецедент переходу атома Cl у форму негативно зарядженого іона. Тепер ми маємо справу вже не з електронейтральними частинками, а із зарядженими катіонами натрію та аніонами хлору. Відповідно до законів фізики між ними виникають сили електростатичного тяжіння, і з'єднання утворює іонну кристалічну решітку. Розглянутий нами механізм формування іонного типу хімічного зв'язку допоможе чіткіше з'ясувати специфіку та основні характеристики ковалентного зв'язку.

Загальні електронні пари

Якщо іонний зв'язок виникає між атомами елементів, що сильно відрізняються електронегативністю, тобто металами і неметалами, то ковалентний тип з'являється при взаємодії атомів як одного і того ж, так і різних неметалевих елементів. У першому випадку прийнято говорити про неполярний, а в іншому - про полярний вид ковалентного зв'язку. Механізм їх утворення загальний: кожен із атомів частково віддає у загальне користування електрони, які попарно об'єднуються. А ось просторове розташування електронних пар щодо ядер атомів буде неоднаковим. За цією ознакою і розрізняють типи ковалентного зв'язку - неполярну та полярну. Найчастіше в хімічних сполуках, які з атомів неметалевих елементів, зустрічаються пари, які з електронів з протилежними спинами, т. е. обертаються навколо своїх ядер у протилежні боку. Оскільки рух негативно заряджених частинок у просторі веде до утворення електронних хмар, що зрештою закінчується взаємним їх перекриттям. Якими є наслідки цього процесу для атомів і до чого він призводить?

Фізичні властивості ковалентного зв'язку

Виявляється, що між центрами двох атомів, що взаємодіють, виникає двоелектронна хмара, що має велику щільність. Посилюються електростатичні сили тяжіння між негативно зарядженим хмарою і ядрами атомів. Вивільняється порція енергії та зменшуються відстані між атомними центрами. Наприклад, на початку утворення молекули H 2 відстань між ядрами водневих атомів становить 1,06 А, після перекриття хмар та утворення загальної електронної пари - 0,74 А. Приклади ковалентного зв'язку, що формується за вищеописаним механізмом, можна зустріти як серед простих, так і серед неорганічних складних речовин. Її головна риса - наявність спільних електронних пар. У результаті після виникнення ковалентного зв'язку між атомами, наприклад, водню кожен з них набуває електронної конфігурації інертного гелію, і молекула, що утворилася, має стійку структуру.

Просторова форма молекули

Ще одна дуже важлива фізична властивість ковалентного зв'язку – це спрямованість. Він залежить від просторова конфігурація молекули речовини. Наприклад, при перекриванні двох електронів зі сферичною формою хмари вид молекули лінійний (хлороводень або бромоводень). Форма молекул води, у якої гібридизуються s- та p-хмари – кутова, а дуже міцні частинки газоподібного азоту мають вигляд піраміди.

Будова простих речовин – неметалів

З'ясувавши, який зв'язок називають ковалентним, які ознаки він має, тепер саме час розібратися з його різновидами. Якщо взаємодія між собою вступають атоми однієї й тієї ж неметалу - хлору, азоту, кисню, брому тощо. буд., то формуються відповідні прості речовини. Їхні загальні електронні пари розташовуються на однаковій відстані від центрів атомів, не зміщуючись. Для сполук з неполярним видом ковалентного зв'язку притаманні такі ознаки: низькі температури кипіння та плавлення, нерозчинність у воді, діелектричні властивості. Далі ми з'ясуємо, для яких речовин характерний ковалентний зв'язок, коли відбувається зміщення загальних електронних пар.

Електронегативність та її вплив на тип хімічного зв'язку

Властивість певного елемента притягувати електрони від атома іншого елемента в хімії називають електронегативністю. Шкалу величин даного параметра, запропоновану Л. Полінгом, можна зустріти у всіх підручниках з неорганічної та загальної хімії. Найбільше значення - 4,1 эВ - має фтор, менше - інші активні неметали, а найменший показник характерний для лужних металів. Якщо між собою реагують елементи, що відрізняються своєю електронегативністю, то неминуче один, активніший, буде притягувати до свого ядра негативно заряджені частинки атома пасивнішого елемента. Таким чином, фізичні властивості ковалентного зв'язку залежать від здатності елементів віддавати електрони в загальне користування. Загальні пари, що утворюються при цьому, вже не розташовуються симетрично щодо ядер, а зміщуються в бік більш активного елемента.

Особливості з'єднань з полярним зв'язком

До речовин, у молекулах яких спільні електронні пари несиметричні щодо ядер атомів, можна віднести галогеноводороди, кислоти, сполуки халькогенів із воднем та кислотні оксиди. Це сульфатна та нітратна кислоти, оксиди сірки та фосфору, сірководень, і т. д. Наприклад, молекула хлороводню містить одну загальну електронну пару, утворену неспареними електронами водню та хлору. Вона зміщена ближче до центру атома Cl, що є електронегативним елементом. Всі речовини з полярним зв'язком у водних розчинах дисоціюють на іони та проводять електричний струм. Сполуки, які ми привели, мають також більш високі температури плавлення і кипіння в порівнянні з простими речовинами-неметалами.

Способи розриву хімічних зв'язків

В органічній хімії граничних вуглеводнів з галогенами йдуть радикальним механізмом. Суміш метану і хлору на світлі і за нормальної температури реагує таким чином, що молекули хлору починають розщеплюватися на частинки, що несуть неспарені електрони. Інакше висловлюючись, спостерігається руйнація загальної електронної пари й освіту дуже активних радикалів -Cl. Вони здатні так впливати на молекули метану, що у них відбувається розрив ковалентного зв'язку між атомами вуглецю та водню. Утворюється активна частка H, а вільна валентність атома вуглецю приймає радикал хлору, і першим продуктом реакції стає хлорметан. Такий механізм розщеплення молекул називається гомолітичним. Якщо ж загальна пара електронів повністю переходить у володіння одному з атомів, то говорять про гетеролітичний механізм, характерний для реакцій, що проходять у водних розчинах. У цьому випадку полярні молекули води посилюватимуть швидкість руйнування хімічних зв'язків сполуки, що розчиняється.

Подвійні та потрійні зв'язки

Переважна більшість органічних речовин і деякі неорганічні сполуки містять у молекулах не одну, а кілька загальних електронних пар. Кратність ковалентного зв'язку зменшує відстань між атомами та збільшує стабільність з'єднань. Про них прийнято говорити як про хімічно стійкі. Наприклад, в молекулі азоту є три пари електронів, вони позначаються в структурній формулі трьома рисками і зумовлюють її міцність. Проста речовина азот хімічно інертен і може реагувати з іншими сполуками, наприклад, з воднем, киснем або металами тільки при нагріванні або підвищеному тиску, а також у присутності каталізаторів.

Подвійні та потрійні зв'язки притаманні таким класам органічних сполук, як ненасичені дієнові вуглеводні, а також речовини ряду етилену або ацетилену. Кратні зв'язки зумовлюють основні хімічні властивості: реакції приєднання та полімеризації, що йдуть у місцях їхнього розриву.

У нашій статті ми дали загальну характеристику ковалентного зв'язку та розглянули її основні види.

Водневий зв'язок (Н-зв'язок)– це зв'язок, утворений протонованим атомом водню з сильноелектроотцательним атомом тієї чи іншої молекули. У звичайних умовах валентність водню дорівнює 1 і він здатний узагальнювати з іншими атомами одну електронну пару, утворюючи ковалентний зв'язок: атом водню може приєднувати електрон, утворюючи гідрид-іон Н + .

Атом водню має особливістю, що відрізняє його від інших атомів: віддаючи свій електрон, він залишається як ядра без електронів, тобто. у вигляді частинки, діаметр якої в тисячі разів менше діаметра інших атомів. За відсутності електронів іон Н+ не відштовхується електронними оболонками інших атомів чи іонів, а навпаки, притягується; він може близько підходити до інших атомів, взаємодіяти зі своїми електронами і навіть впроваджуватися у тому електронні оболонки. У рідинах Н+-іони здебільшого не зберігається у вигляді самостійної частки, а зв'язуються з молекулами двох речовин: у воді з молекулами води, утворюючи іон Н3О+-іон гідроксонію; з молекулою аміаку – NH 4 + -іон амонію.

Будучи пов'язаним з атомом одного з найбільш електронегативних елементів: з атомом фтору, кисню, хлору та азоту, атом водню набуває відносно високого позитивного заряду, що не перевищує одиницю. Так як цей заряд зосереджений на надзвичайно малому атомному кістяку, він сильно наближається до іншого атома, що несе негативний заряд. Це викликає утворення досить сильного диполь-дипольного зв'язку з енергією 20-30 кДж/моль і більше. Водневий зв'язок виникає в результаті міждипольної взаємодії двох сильно полярних зв'язків, що належать різним молекулам або одній і тій самій молекулі. Вона слабша за звичайний ковалентний зв'язок, енергія якого становить приблизно 125-420 кДж/моль і може посилюватися внаслідок взаємної поляризації зв'язків, обумовленої зазначеними особливостями водневого атома. Водневий зв'язок (Н-зв'язок) позначається Х-Н××××Х.

Атом водню, що бере участь у водневому зв'язку, може розташовуватися точно посередині між двома сильнонегативними атомами - симетричне розташування або зміщуватися ближче до того з них, який має велику електронегативність - несиметричне розташування.

Енергії водневого зв'язку достатньо, щоб за звичайних і знижених температур викликати помітну дисоціацію молекул. Фтористий водень поблизу температури кипіння має середній склад (HF) 4 . Асоціація призводить до аномально високих температур плавлення та кипіння фтороводню. Існування димеру H 2 F 2 пояснює утворення кислих солей типу KHF 2 ×NaHF 2 . Той факт, що фтористоводнева кислота, на відміну від хлористоводневої, бромистоводневої та йодистоводневої, є слабкою кислотою (К д = 7×10 -4) – теж є наслідком асоціації молекул HF через водневі зв'язки.

За наявності несиметричного водневого зв'язку, який виникає в сполуках кисню та азоту, водень розташовується трохи ближче до одного з двох сусідніх атомів, тут міжмолекулярний Н-зв'язок. Кожна молекула Н 2 Про бере участь у освіті двох Н-зв'язків, отже атом кисню виявляється пов'язані з чотирма атомами водню. Асоційовані молекули води утворюють ажурну просторову структуру, де кожен атом кисню розташовується у центрі тетраедра, а кутах знаходяться атоми водню.

Ажурна просторова структура води

Ажурною структурою льоду пояснюється його менша густина, ніж води. При плавленні частина Н-зв'язків рветься і зростає щільність води, т.к. молекули розташовуються щільніше. Рентгенівське дослідження показало, що для більшої частини молекул у рідкій воді зберігається також тетраедричне оточення: розташування сусідніх молекул майже таке саме, як і в кристалі льоду, а в наступному шарі повторюється

деяке відхилення від зазначеної впорядкованості; відхилення збільшується при віддаленні від взятої молекули. Для води характерна наявність «ближнього порядку» як і інших рідин, й у меншою мірою, проти іншими рідинами, наявність «дальнього порядку». Цим пояснюється наявність кристалічної структури у питній воді.

Властивості води такі як великі значення теплоємності і теплоти випаровування, аномально високі температури плавлення і кипіння, висока діелектрична проникність - через зв'язаність молекул води водневими зв'язками. Без Н-зв'язків t пл.води = -100оС, tкіп.води = -80оС.

Водневі зв'язки присутні у рідкому аміаку. Водневий атом, пов'язаний з вуглецем, може набути здатності утворювати водневий зв'язок, якщо інші валентності вуглецю насичуються сильно електронегативними атомами або відповідними атомними групами, наприклад, хлороформ (СНСl 3), пентахлоретан (CCl 3 -CHCl 2), тобто. сусідство електронегативних атомів може активувати утворення водневого зв'язку в атомів СН-груп, хоча електронегативність атомів С та Н майже однакова. Цим пояснюється виникнення Н-зв'язків між молекулами рідких HCN, CHF 3 та ін.

Водневий зв'язок властива будь-яким агрегатним станам речовини. Вона утворюється між однаковими і між різними молекулами, між різними частинами однієї й тієї молекули – внутрішньомолекулярний водневий зв'язок. Найбільш поширеним є Н-зв'язок між молекулами, що містять гідроксильні групи ВІН - .

Прості ефіри навіть з більшою молярною масою летючі, ніж спирти, так як в ефірах всі атоми водню пов'язані з атомами вуглецю і не здатні утворювати Н-зв'язку.

Велика роль Н-зв'язку у біохімічних системах. Властивості білків та нуклеїнових кислот значною мірою обумовлені наявністю водневого зв'язку. Н-зв'язок грає велику роль процесах розчинення. Особливо поширені водневі зв'язки в молекулах білків, нуклеїнових кислот та інших біологічно важливих сполук, тому ці зв'язки відіграють важливу роль у хімії життєдіяльності.

Хімічний зв'язок

Всі взаємодії, що призводять до поєднання хімічних частинок (атомів, молекул, іонів тощо) у речовини поділяються на хімічні зв'язки та міжмолекулярні зв'язки (міжмолекулярні взаємодії).

Хімічні зв'язки- Зв'язки безпосередньо між атомами. Розрізняють іонний, ковалентний та металевий зв'язок.

Міжмолекулярні зв'язки- Зв'язок між молекулами. Це водневий зв'язок, іон-дипольний зв'язок (за рахунок утворення цього зв'язку відбувається, наприклад, утворення гідратної оболонки іонів), диполь-дипольний (за рахунок утворення цього зв'язку поєднуються молекули полярних речовин, наприклад, в рідкому ацетоні) та ін.

Іонний зв'язок- Хімічний зв'язок, утворений за рахунок електростатичного тяжіння різноіменно заряджених іонів. У бінарних з'єднаннях (з'єднаннях двох елементів) вона утворюється у разі, коли розміри зв'язуваних атомів сильно відрізняються один від одного: одні атоми великі, інші маленькі - тобто одні атоми легко віддають електрони, а інші схильні їх приймати (зазвичай це атоми елементів, що утворюють типові метали та атоми елементів, що утворюють типові неметали); електронегативність таких атомів також сильно відрізняється.
Іонний зв'язок ненаправлений і не насичений.

Ковалентний зв'язок- Хімічний зв'язок, що виникає за рахунок утворення загальної пари електронів. Ковалентний зв'язок утворюється між маленькими атомами з однаковими чи близькими радіусами. Необхідна умова - наявність неспарених електронів у обох зв'язуваних атомів (обмінний механізм) або неподіленої пари в одного атома і вільної орбіталі в іншого (донорно-акцепторний механізм):

За кількістю загальних електронних пар ковалентні зв'язки поділяються на
• прості (одинарні)- одна пара електронів,
• подвійні- Дві пари електронів,
• потрійні- Три пари електронів.

Подвійні та потрійні зв'язки називаються кратними зв'язками.

За розподілом електронної щільності між атомами, що зв'язуються, ковалентний зв'язок ділиться на неполярнуі полярну. Неполярний зв'язок утворюється між однаковими атомами, полярний - між різними.

Електронегативність- міра здатності атома в речовині притягувати себе загальні електронні пари.
Електронні пари полярних зв'язків зміщені у бік електронегативних елементів. Саме усунення електронних пар називається поляризацією зв'язку. часткові (надлишкові) заряди, що утворюються при поляризації, позначаються + і -, наприклад: .

За характером перекриття електронних хмар ("орбіталей") ковалентний зв'язок ділиться на -зв'язок і -зв'язок.
-Зв'язок утворюється за рахунок прямого перекривання електронних хмар (вздовж прямої, що з'єднує ядра атомів);

Ковалентний зв'язок має спрямованість і насичуваність, а також поляризується.
Для пояснення та прогнозування взаємного спрямування ковалентних зв'язків використовують модель гібридизації.

Гібридизація атомних орбіталей та електронних хмар- передбачуване вирівнювання атомних орбіталей за енергією, а електронних хмар за формою при утворенні атомом ковалентних зв'язків.
Найчастіше зустрічається три типи гібридизації: sp-, sp 2 та sp 3-гібридизація. Наприклад:
sp-гібридизація - в молекулах C 2 H 2 BeH 2 CO 2 (лінійна будова);
sp 2-гібридизація - в молекулах C 2 H 4 , C 6 H 6 BF 3 (плоска трикутна форма);
sp 3-гібридизація - у молекулах CCl 4 , SiH 4 , CH 4 (тетраедрична форма); NH 3 (пірамідальна форма); H 2 O (кутова форма).

Металевий зв'язок- хімічний зв'язок, утворений за рахунок усуспільнення валентних електронів всіх атомів металевого кристала, що зв'язуються. В результаті утворюється єдина електронна хмара кристала, яка легко зміщується під дією електричної напруги - звідси висока електропровідність металів.
Металевий зв'язок утворюється в тому випадку, коли атоми, що зв'язуються, великі і тому схильні віддавати електрони. Прості речовини з металевим зв'язком - метали (Na, Ba, Al, Cu, Au та ін), складні речовини - інтерметалеві сполуки (AlCr 2 , Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 та ін.).
Металевий зв'язок не має спрямованості насичуваності. Вона зберігається у розплавах металів.

Водневий зв'язок- міжмолекулярний зв'язок, утворений за рахунок часткового акцептування пари електронів високоелектронегативного атома атомом водню з великим позитивним частковим зарядом. Утворюється в тих випадках, коли в одній молекулі є атом з неподіленою парою електронів та високою електронегативністю (F, O, N), а в іншій - атом водню, пов'язаний сильно полярним зв'язком з одним з таких атомів. Приклади міжмолекулярних водневих зв'язків:

H-O-H ··· OH 2 , H-O-H ··· NH 3 , H-O-H ··· F-H, H-F ··· H-F.

Внутрішньомолекулярні водневі зв'язки існують у молекулах поліпептидів, нуклеїнових кислот, білків та ін.

Мірою міцності будь-якого зв'язку є енергія зв'язку.
Енергія зв'язку- Енергія необхідна для розриву даного хімічного зв'язку в 1 моле речовини. Одиниця вимірів – 1 кДж/моль.

Енергії іонного та ковалентного зв'язку – одного порядку, енергія водневого зв'язку – на порядок менше.

Енергія ковалентного зв'язку залежить від розмірів зв'язуваних атомів (довжини зв'язку) та від кратності зв'язку. Чим менше атоми і більша кратність зв'язку, тим більша її енергія.

Енергія іонного зв'язку залежить від розмірів іонів та їх зарядів. Чим менше іони і більше їх заряд, тим більша енергія зв'язку.

Будова речовини

За типом будови всі речовини поділяються на молекулярніі немолекулярні. Серед органічних речовин переважають молекулярні речовини, серед неорганічних – немолекулярні.

За типом хімічного зв'язку речовини поділяються на речовини з ковалентними зв'язками, речовини з іонними зв'язками (іонні речовини) та речовини з металевими зв'язками (метали).

Речовини з ковалентними зв'язками можуть бути молекулярними та немолекулярними. Це суттєво позначається на їхніх фізичних властивостях.

Молекулярні речовини складаються з молекул, пов'язаних між собою слабкими міжмолекулярними зв'язками, до них відносяться: H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 , Br 2 , S 8 , P 4 та інші прості речовини; CO 2 , SO 2 , N 2 O 5 , H 2 O, HCl, HF, NH 3 , CH 4 , C 2 H 5 OH, органічні полімери та багато інших речовин. Ці речовини не мають високої міцності, мають низькі температури плавлення та кипіння, не проводять електричний струм, деякі з них розчиняються у воді або інших розчинниках.

Немолекулярні речовини з ковалентними зв'язками або атомні речовини (алмаз, графіт, Si, SiO 2 , SiC та інші) утворюють дуже міцні кристали (виняток - шаруватий графіт), вони нерозчинні у воді та інших розчинниках, мають високі температури плавлення та кипіння, більшість з них не проводить електричний струм (крім графіту, що володіє електропровідністю, та напівпровідників - кремнію, германію та ін.)

Усі іонні речовини, звісно, ​​є немолекулярними. Це тверді тугоплавкі речовини, розчини та розплави яких проводять електричний струм. Багато з них розчиняються у воді. Слід зазначити, що в іонних речовинах, кристали яких складаються зі складних іонів, є ковалентні зв'язки, наприклад: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-), (NH 4 + )(NO 3-) тощо. буд. Ковалентними зв'язками пов'язані атоми, у тому числі складні іони.

Метали (речовини з металевим зв'язком)дуже різноманітні за своїми фізичними властивостями. Серед них є рідина (Hg), дуже м'які (Na, K) та дуже тверді метали (W, Nb).

Характерними фізичними властивостями металів є їхня висока електропровідність (на відміну від напівпровідників, зменшується зі зростанням температури), висока теплоємність і пластичність (у чистих металів).

У твердому стані майже всі речовини складаються із кристалів. За типом будови та типом хімічного зв'язку кристали ("кристалічні грати") ділять на атомні(кристали немолекулярних речовин з ковалентним зв'язком), іонні(кристали іонних речовин), молекулярні(кристали молекулярних речовин з ковалентним зв'язком) та металеві(Кристали речовин з металевим зв'язком).

Завдання та тести на тему "Тема 10. "Хімічний зв'язок. Будова речовини"."

• Типи хімічного зв'язку - Будова речовини 8-9 клас

  Уроків: 2 Задань: 9 Тестів: 1

• Завдань: 9 Тестів: 1

Пропрацювавши цю тему, Ви повинні засвоїти такі поняття: хімічний зв'язок, міжмолекулярний зв'язок, іонний зв'язок, ковалентний зв'язок, металевий зв'язок, водневий зв'язок, простий зв'язок, подвійний зв'язок, потрійний зв'язок, кратні зв'язки, неполярний зв'язок, полярний зв'язок, електронегативність, поляризація зв'язку , - та -зв'язок, гібридизація атомних орбіталей, енергія зв'язку.

Ви повинні знати класифікацію речовин за типом будови, за типом хімічного зв'язку, залежність властивостей простих та складних речовин від типу хімічного зв'язку та типу "кристалічних грат".

Ви повинні вміти: визначати тип хімічного зв'язку в речовині, тип гібридизації, складати схеми утворення зв'язків, користуватися поняттям електронегативності, рядом електронегативностей; знати як змінюється електронегативність у хімічних елементів одного періоду та однієї групи для визначення полярності ковалентного зв'язку.

Переконавшись, що все необхідне засвоєно, переходьте до виконання завдань. Бажаємо успіхів.

• О. С. Габрієлян, Г. Г. Лисова. Хімія 11 кл. М., Дрофа, 2002.
• Р. Е. Рудзітіс, Ф. Г. Фельдман. Хімія 11 кл. М., Просвітництво, 2001.

Електронегативність – здатність атомів зміщувати у свій бік електрони при утворенні хімічного зв'язку. Це поняття запроваджено американським хіміком Л. Полінгом (1932 р.). Електронегативність характеризує здатність атома даного елемента притягувати себе загальну електронну пару в молекулі. Величини електронегативності, визначені різними способами, відрізняються одна від одної. У навчальній практиці найчастіше користуються не абсолютними, а відносними значеннями електронегативності. Найбільш поширеною є шкала, в якій електронегативності всіх елементів порівнюються з електронегативністю літіюприйнятої за одиницю.

Серед елементів груп IA – VIIA:

електронегативність зі збільшенням порядкового номера, як правило, у періодах збільшується («зліва направо»), а групах - зменшується («згори донизу»).

Елементи з високою електронегативністю, атоми яких мають велику спорідненість до електрона і високу енергію іонізації, тобто схильні до приєднання електрона або зміщення пари електронів, що зв'язують у свій бік, називаються неметалами.

До металів належать більшість елементів Періодичної системи.

Для металів характерні низька електронегативність, тобто низькі значення енергії іонізації та спорідненості до електрона. Атоми металів або віддають електрони атомам неметалів, або змішають від себе пари електронів, що зв'язують. Метали відрізняються характерним блиском, високою електричною провідністю та гарною теплопровідністю. Вони здебільшого мають міцність і ковкість.

До металів відносяться всі d та f-елементи. Якщо з Періодичної системи подумки виділити тільки блоки s-і p-елементів, тобто елементи групи А і провести діагональ з лівого верхнього кута в нижній правий кут, то виявиться, що неметалеві елементи розташовуються в правій стороні від цієї діагоналі, а металеві - У лівій. До діагоналі примикають елементи, які не можна однозначно віднести ні до металів, ні до неметалів. До цих проміжних за властивостями елементів відносяться: бір , кремній , германій , миш'як , сурма , селен , полонійі астат.

Уявлення про ковалентний та іонний зв'язок відіграли важливу роль у розвитку уявлень про будову речовини, проте створення нових фізико-хімічних методів дослідження тонкої структури речовини та їх використання показали, що феномен хімічного зв'язку значно складніший. В даний час вважається, що будь-який гетероатомний зв'язок є одночасно і ковалентним, і іонним, але в різних співвідношеннях. Таким чином вводиться поняття про ковалентну та іонну складових гетероатомного зв'язку. Чим більша різниця в електронегативності атомів, що зв'язуються, тим більша полярність зв'язку. При різниці більше двох одиниць переважна практично завжди є іонна складова. Порівняємо два оксиди: оксид натрію Na 2 O та оксид хлору(VII) Cl 2 O 7. У оксиді натрію частковий заряд на атомі кисню становить -0,81, а оксиді хлору -0,02. Це фактично означає, що зв'язок Na-O на 81% є іонним і на 19% - ковалентним. Іонна складова зв'язку Cl-O дорівнює лише 2%.

Список використаної літератури

1. Попков В. А., Пузаков С. А. Загальна хімія: підручник. – М.: ГЕОТАР-Медія, 2010. – 976 с.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [с. 35-37]
2. Волков, А.І., Жарський, І.М.Великий хімічний довідник/А.І. Волков, І.М. Жарський. – Мн.: Сучасна школа, 2005. – 608 з ISBN 985-6751-04-7.