Хімія. 8 клас. Ярошенко

Тема 2. Хімічний зв’язок і будова речовини

Матеріал теми дає вам змогу:

  • з’ясувати, як і чому атоми сполучаються один з одним;
  • узагальнити знання про якісний та кількісний склад речовин на рівні будови їх структурних частинок — атомів, молекул, іонів;
  • розширити хімічні знання новими поняттями: електронегативність, ковалентний зв’язок, іонний зв’язок, кристалічні ґратки, ступінь окиснення;
  • зрозуміти, що властивості речовин залежать не лише від складу, а й від просторового розміщення структурних частинок речовини в кристалі;
  • переконатися у важливості значення хімічних знань для пізнання природи й створення речовин, необхідних людству;
  • самостійно наводити приклади сполук із ковалентним та йонним хімічними зв’язками, пояснювати утворення цих видів зв’язку;
  • обґрунтовувати електронну природу ковалентного неполярного, ковалентного полярного та йонного зв'язків;
  • визначати ступені окиснення атомів елементів у сполуках за їх формулами;
  • пояснювати та прогнозувати властивості речовин залежно від виду хімічного зв’язку й типів кристалічних ґраток.

§ 18. Природа хімічного зв’язку й електронегативність елементів

Вивчення параграфа допоможе вам:

  • зрозуміти сутність хімічного зв'язку;
  • опанувати нове поняття — електронегативність;
  • зрозуміти, як структурні частинки речовини набувають завершеності зовнішнього енергетичного рівня;
  • самостійно обґрунтовувати природу хімічного зв'язку.

ПОНЯТТЯ ХІМІЧНОГО ЗВ'ЯЗКУ. Яким чином відбувається сполучення атомів різних хімічних елементів з утворенням нових речовин? Чому і як утворюються зв'язки між атомами? Ці питання були предметом роздумів багатьох поколінь учених. І тільки на основі знань про будову атома у ХХ ст. з'явилася теорія хімічного зв'язку.

Хімічний зв'язок — це взаємодія між структурними частинками речовини, що утримує їх разом і забезпечує існування речовин із чітко визначеним складом.

Згідно з теорією хімічного зв'язку в його утворенні головну роль відіграють електростатичні сили притягання між негативно зарядженими електронами й позитивно зарядженим ядром. Величина цієї сили залежить переважно від електронної конфігурації зовнішнього енергетичного рівня електронної оболонки атома. Наприклад, атомам інертних хімічних елементів надто важко утворювати хімічні зв'язки з іншими атомами. Це тому, що зовнішній енергетичний рівень у них — завершений.

ЕЛЕКТРОННА ПРИРОДА ХІМІЧНОГО ЗВ'ЯЗКУ. Коли атом якого-небудь хімічного елемента утворює хімічний зв'язок з іншим атомом, його зовнішній енергетичний рівень стає завершеним. Як ви вже знаєте, завершеним зовнішнім енергетичним рівнем називається енергетичний рівень з 8 електронів (для Гідрогену та Гелію — із двох). Виходячи з цього, у теорії хімічного зв'язку є правило октету (латинською мовою окто — «вісім»):

Утворюючи хімічний зв'язок, атом досягає завершеного (8-електронного) складу зовнішнього енергетичного рівня (є окремі винятки).

Завершеність зовнішнього енергетичного рівня досягається кількома способами.

ПЕРШИЙ СПОСІБ УТВОРЕННЯ ЗАВЕРШЕНОГО ЗОВНІШНЬОГО ЕНЕРГЕТИЧНОГО РІВНЯ. Він полягає в тому, що атоми втрачають певну кількість електронів.

Яким же чином, віддаючи, а не приєднуючи електрони, можна досягти завершеності зовнішнього енергетичного рівня? Щоб зрозуміти, як це відбувається, розглянемо електронну будову атомів металічних елементів третього періоду — Натрію, Магнію, Алюмінію, скориставшись таблицею 12.

Таблиця 12

Будова електронних оболонок атомів металічних елементів

Дані таблиці свідчать про те, що в атомах цих елементів передостанній енергетичний рівень завершений. Що ж до зовнішнього енергетичного рівня, то він незавершений і містить електронів менше половини, порівняно із завершеним 8-електронним енергетичним рівнем.

Атомам, які на зовнішньому енергетичному рівні мають мало електронів, енергетично вигідніше їх віддати, ніж приєднати в кількості, необхідній для утворення завершеного зовнішнього енергетичного рівня. Тож атоми металічних елементів Натрію, Магнію, Алюмінію, сполучаючись із атомами інших елементів, віддають електрони третього енергетичного рівня. Електронна оболонка утвореної частинки залишається з двома енергетичними рівнями, причому зовнішній енергетичний рівень — завершений.

ДРУГИЙ СПОСІБ УТВОРЕННЯ ЗАВЕРШЕНОГО ЗОВНІШНЬОГО ЕНЕРГЕТИЧНОГО РІВНЯ. Атоми можуть приєднувати електрони в кількості, необхідній для того, щоб мати завершений зовнішній енергетичний рівень.

Проведемо аналіз електронної будови атомів неметалічних елементів Гідрогену, Сульфуру, Хлору, Аргону (табл. 13).

Таблиця 13

Будова електронних оболонок атомів неметалічних елементів

В атомах поданих у таблиці неметалічних елементів останній енергетичний рівень містить половину (у Гідрогену) та більше половини (у решти елементів) електронів, порівняно із завершеним для них зовнішнім енергетичним рівнем. Щоб досягти завершеності, їм енергетично вигідніше приєднувати, а не віддавати електрони зовнішнього енергетичного рівня. Атом Сульфуру приєднує два електрони, Гідрогену і Хлору — по одному, Аргон — жодного, оскільки в нього зовнішній енергетичний рівень завершений.

ТРЕТІЙ СПОСІБ УТВОРЕННЯ ЗАВЕРШЕНОГО ЗОВНІШНЬОГО ЕНЕРГЕТИЧНОГО РІВНЯ. Атоми не віддають і не приєднують електрони, а утворюють спільні електронні пари.

Утворення спільних електронних пар відбувається лише з неспарених електронів. Кількість таких пар визначається числом неспарених електронів в електронній оболонці атома.

Звернемося до таблиці 13. В атомі Гідрогену є 1 неспарений електрон: 1s1. Тож атом Гідрогену здатний утворювати одну спільну електронну пару з будь-яким іншим атомом.

В атома Хлору на зовнішньому енергетичному рівні 7 електронів, але неспарених серед них лише один.

Тому кількість спільних електронних пар, до утворення яких здатний атом Хлору, теж одна. За рахунок наявних неспарених електронів у молекулі гідроген хлориду НCl між атомами Гідрогену і Хлору утворюється спільна для обох атомів електронна пара. За рахунок цього зовнішні енергетичні рівні обох атомів стають завершеними (схема 12).

Схема 12. Утворення спільної електронної пари в молекулі гідроген хлориду

За рахунок утворення спільної електронної пари атом Гідрогену набуває електронної конфігурації атома Гелію, а атом Хлору — атома Аргону.

Атоми можуть досягати завершеної будови зовнішніх енергетичних рівнів трьома способами: а) віддаючи електрони; б) приєднуючи електрони; в) утворюючи спільні електронні пари.

При утворенні хімічного зв'язку зовнішні енергетичні рівні атомів набувають електронної конфігурації атомів найближчого інертного елемента, яка є стійкою та енергетично вигідною.

ХІМІЧНІ РЕАКЦІЇ З ПОЗИЦІЇ ПРИРОДИ ХІМІЧНИХ ЗВ'ЯЗКІВ. Вам відомо, що наслідком хімічних реакцій є утворення нових речовин. У процесі хімічної взаємодії структурні частинки утворених речовин досягають завершеності зовнішніх енергетичних рівнів одним із розглянутих вище способів.

В елементів перших трьох періодів в утворенні хімічних зв'язків беруть участь електрони зовнішнього енергетичного рівня. Їх називають валентними електронами.

ПОНЯТТЯ ЕЛЕКТРОНЕГАТИВНОСТІ. Ядра атомів різних хімічних елементів відрізняються здатністю притягувати електрони. Для характеристики цієї властивості введено поняття електронегативності.

Електронегативність — властивість атомів хімічного елемента притягувати до себе спільні з іншим атомом електронні пари.

За одиницю електронегативності прийнято електронегативність атома Літію, і з нею порівнюють електронегативності атомів інших елементів. Якщо порівняти електронегативність металічних і неметалічних елементів, то результати будуть на користь останніх — вони мають значно більшу електронегативність, ніж металічні елементи. Найбільша електронегативність у Флуору. З яким би атомом не утворилася спільна електронна пара, вона зміщуватиметься ближче до атома Флуору. Отже, Флуор — своєрідний чемпіон серед елементів за електронегативністю, друге місце посідає Оксиген, а третє — Нітроген. Подаємо «п'єдестал» цих «чемпіонів».

Розмістивши хімічні елементи за зменшенням величини електронегативності їхніх атомів в один ряд, дістанемо ряд електронегативності.

Знаючи електронегативність атомів елементів, можна передбачити, до якого атома будуть зміщуватися електрони спільної електронної пари. Розглянемо це на прикладі гідроген хлориду. Місце Гідрогену і Хлору в ряді електронегативності свідчить про те, що Гідроген менш електронегативний, ніж Хлор. Тому спільна електронна пара буде зміщена до атома Хлору (схема 12).

Періодична залежність поширюється і на електронегативність: у кожному періоді електронегативність атомів зі збільшенням заряду ядра зростає, а в кожній головній підгрупі — спадає. І це є ще одним підтвердженням того, що періодичний закон — загальний закон.

Попрацюйте групами

Проаналізуйте, як змінюється будова зовнішнього енергетичного рівня атомів елементів другого періоду зі збільшенням заряду ядра атома.

1. Яким чином досягають завершеності зовнішнього енергетичного рівня перший та передостанній хімічні елементи цього періоду?

2. Запишіть символи хімічних елементів другого періоду в послідовності їхнього розміщення в ряді електронегативності. Чи одержали ви підтвердження залежності електронегативності цих елементів від заряду ядра атома?

Стисло про основне

• Хімічний зв'язок — це взаємодія, завдяки якій утворюються речовини.

• Утворення хімічного зв'язку пов'язано зі змінами в електронних оболонках внаслідок взаємодії атомів.

• Завдяки утворенню хімічних зв'язків досягається завершеність зовнішнього енергетичного рівня атома.

• Електронегативність характеризує здатність атома притягувати спільні електрони пари; найбільшу електронегативність має атом Флуору.

• Електронегативність зростає: у межах періоду зліва направо, а в головних підгрупах (групах А) — знизу вгору.

Сторінка ерудита

Прості речовини, молекули яких утворені з кількох атомів одного хімічного елемента, — явище в хімії звичне. Та нині сучасний рівень розвитку науки дає змогу добувати прості речовини з багатоатомними молекулами. Так, у 1985 р. англійські вчені синтезували гігантську молекулу з 60 атомів Карбону. Для цього було здійснено випарювання графіту під дією потужного лазерного променя в умовах вакууму. Речовину назвали фулерен.

П'ять років знадобилося вченим, щоб вивчити структуру і властивості нової речовини. Було з'ясовано, що її молекула С60 нагадує футбольний м'яч не лише зовні, а й усередині. Кулеподібна форма молекули досягається завдяки тому, що всі атоми Карбону рівновіддалені від центру молекули і сполучені між собою таким чином, що кожний атом перебуває одночасно у вершинах двох шестикутників й одного п'ятикутника.

У фулерену з формулою С60 та інших представників цієї групи речовин — широкі перспективи щодо використання в різних галузях. Уже тепер на їх основі виготовляють високотемпературні провідники, акумуляторні батареї, цінні мастила тощо.

Синтез речовин, подібних до фулерену, є свідченням досягнень сучасного природознавства.

Знаємо, розуміємо

1. Сформулюйте визначення:

  • а) хімічного зв'язку;
  • б) електронегативності;
  • в) завершеного енергетичного рівня.

2. Розкажіть, у який спосіб структурні частинки речовини можуть набувати завершеності зовнішнього енергетичного рівня. Від чого це залежить?

3. Зазначте, який із двох елементів більш електронегативний:

  • а) Нітроген й Оксиген;
  • б) Нітроген і Гідроген;
  • в) Нітроген і Літій.

Застосовуємо

52. У якій з молекул: а) кисню; б) води; в) водню; г) гідроген броміду — спільні електрони будуть зміщені до одного з атомів і чому?

53. Зазначте пару елементів, що мають однакову кількість неспарених електронів на зовнішньому енергетичному рівні: а) Li i S; б) Mg i F; в) Li i F. Поясніть свій вибір, скориставшись графічними електронними формулами.

54. Запишіть символи наведених хімічних елементів за зростанням їх електронегативності:

Алюміній, Сульфур, Карбон, Гідроген.

55. Підготуйте запитання чи завдання з теми цього параграфа для того, щоб запропонувати його однокласникам на уроці.

56. Поясніть, чому електронегативність атомів інертних елементів дорівнює нулю.