Текущая версия на 08:24, 18 июля 2012

Гіпермаркет Знань>>Хімія>>Хімія 8 клас>>Ковалентний зв’язок, його види — полярний і неполярний. Утворення ковалентного неполярного зв’язку. Утворення ковалентного полярного зв’язку

Суть хімічного зв'язку. Атоми різних елементів, що входять до складу простих чи складних речовин, утримуються разом завдяки наявності хімічного зв'язку. В його утворенні беруть участь кулонівські сили, носіями яких є електрони і ядра атомів.

Хімічний зв'язок виникає внаслідок взаємодії позитивно заряджених ядер і негативно заряджених електронів.

Уяви собі, що два атоми Гідрогену перебувають на дуже великій відстані один від одного. Вони не взаємодіють між собою. У разі їх зближення починають діяти сили притягання між ядром одного атома та електроном іншого, а також сили відштовхування між ядрами і між електронами обох атомів. На деякій відстані сили притягання переважають сили відштовхування. При дальшому зближенні атомів, навпаки, сили відштовхування починають переважати сили притягання. Тому потенціальна енергія системи у разі зближення атомів Гідрогену спочатку знижується, а потім підвищується. Якщо ж сили притягання дорівнюють силам відштовхування, то енергія системи в цьому випадку найменша. Такий стан системи найстійкіший, він відповідає утворенню молекули Н₂. Отже, хімічний зв'язок — це взаємодія атомів або будь- яких інших частинок у речовині, яка зумовлює їхнє сполучення в молекули чи кристали.
Така взаємодія спричинює зменшення енергії утвореної молекули (кристала) порівняно з енергією поодиноких атомів, що взаємодіють.
Існує кілька типів хімічного зв'язку: ковалентний, йонний, металічний та ін.


Ковалентний неполярний зв'язок.
Для прикладу розглянемо утворення молекули водню Н₂. Тобі відомо, що кожний атом Гідрогену має в електронній оболонці один s-електрон, а завершеним для нього буде двохелектронний рівень, подібний завершеному рівню атома Гелію. У разі зближення двох атомів Гідрогену за рахунок сил притягання, що діють між їхніми ядрами та електронами, s-електронні хмари сферичної форми обох атомів частково перекриваються. У місці перекривання виникає підвищена електронна густина, яка притягує до себе ядра обох атомів і забезпечує міцність їхнього сполучення в молекулу.

Якщо неспарений валентний електрон позначити точкою, а спільну електронну пару — двома точками, то можна записати схему утворення хімічного зв'язку між атомами Гідрогену в молекулі водню:

Мал. 23. Схема утворення хімічного зв'язку між атомами.
Якщо позначити спільну електронну пару рискою, то запис називають структурною формулою водню Н—Н.
Розглянемо ще один приклад утворення ковалентного зв'язку в молекулі фтору F₂. Кожний атом Флуору (елемент VII групи) має 7 валентних електронів, з них — один р-електрон не спарений:

Мал. 24. Структурна формула водню.
У разі зближення двох атомів Флуору відбувається перекривання хмар двох неспарених р-електронів, утворюється спільна електронна пара:

Мал. 25. Електронна пара.

У наведеному прикладі зовнішній енергетичний рівень завершується до октету — восьми електронів.
Хімічний зв'язок, який утворюється за допомогою спільних електронних пар, називають ковалентним зв'язком.
Слово «ковалентний» означає «спільновалентний»: атоми разом володіють усуспільненими валентними електронами.
У розглянутих випадках спільна електронна пара належить обом атомам однаковою мірою. Такий ковалентний зв'язок називають неполярним. Він виникає під час взаємодії атомів неметалів одного й того самого хімічного елемента, оскільки в них однакова електронегативність. Так, у молекулах Н₂, О₂, F₂, Сl₂ існує неполярний ковалентний зв'язок.

Кратність ковалентного зв'язку. Бувають випадки, коли два атоми усуспільнюють кілька пар валентних електронів. У такому разі говорять про кратність ковалентного зв'язку. Якщо між атомами виникла одна спільна електронна пара, то такий ковалентний зв'язок називають одинарним, якщо дві — подвійним, якщо три — потрійним. Розглянь, наприклад, схему утворення потрійного ковалентного зв'язку в молекулі азоту N₂:

Мал. 26. Схема утворення потрійного ковалентного зв'язку.
Ковалентний полярний зв'язок. Якщо атоми, що взаємодіють, мають різну електронегативність (атоми різних неметалів), то спільна електронна пара зміщується до атома з більшою електроне-гативністю. У цьому разі виникає полярний ковалентний зв'язок. Наприклад, у молекулі флуороводню HF зв'язок ковалентний полярний:

Мал. 27. Полярний ковалентний зв'язок.
У результаті зміщення електронної пари в молекулі HF (стрілка показує напрямок зміщення) молекула стає полярною, виникає диполь.
Диполь — це система з двох зарядів, однакових за величиною і протилежних за знаком.
Вважають, що атом, до якого зміщена електронна пара, набуває деякого негативного заряду, а атом, від якого зміщена електронна пара, — деякого позитивного заряду:

(гр. літера δ (дельта) позначає частковий заряд, тобто менший за одиничний).

Полярний ковалентний зв'язок незавжди зумовлює утворення диполя. Наприклад, у разі формування молекули карбон(ІV) оксиду С0₂ електронні пари зміщуються до Оксигену як до більш електронегативного елемента. Але диполь не виникає, бо молекула симетрична.

Молекули води Н₂О, навпаки, мають кутову будову. Полярні зв'язки О—Н розміщені під кутом 104,5°, що спричинює несиметричність структури і полярність молекул води:

Кутові молекули сірководню H₂S, пірамідальні молекули амоніаку NH₃ також мають несиметричну структуру, тому вони полярні (мал. 28).

Мал. 28. Полярні молекули води та амоніаку

Бувають випадки, коли кількість хімічних зв'язків, утворених атомом у сполуці, більша за кількість неспарених електронів на зовнішньому енергетичному рівні атома. Так, у атомі Карбону на зовнішньому рівні всього два неспарені електрони, але номер групи, в якій він розміщений, засвідчує, що в атомі має бути 4 валентні електрони. Звідки ж беруться ще два неспарені електрони?
Згадаємо електронну формулу Карбону:
₆С 1s²2s²2p²

Додаткові два неспарені електрони з'являються в результаті розпаровування 28-електронної пари, яке відбувається безпосередньо в процесі взаємодії атомів Карбону з іншими атомами. При цьому атом переходить з основного стану у збуджений:

Мал. 29. Розпарювання електронної пари.
Як бачиш, за рахунок розпаровування електронної пари атом Карбону може утворювати 4 ковалентні зв'язки з іншими атомами.

За кількістю утворених ковалентних зв'язків визначають валентність елемента. Валентність (від лат. valentia — сила) — це здатність атома приєднувати певне число інших атомів. Ця здатність залежить від кількості неспарених електронів атома в основному або збудженому стані, що беруть участь в утворенні спільних електронних пар з електронами інших атомів. Величина валентності визначається, як правило, числом ковалентних зв'язків, які даний атом утворює з іншими атомами. Саме тому валентність не має знака — ні плюс, ні мінус. Якщо атом Гідрогену утворює один ковалентний зв'язок, то він одновалентний, якщо атом Карбону утворює чотири зв'язки, то він — чотиривалентний.


ВИСНОВКИ
Хімічний зв'язок — це сила, яка утримує атоми (будь-які частинки) в хімічній сполуці. Вона виникає внаслідок взаємодії ядер і електронів. Хімічний зв'язок, що зумовлений утворенням спільних електронних пар, називається ковалентним. Він може бути полярним і неполярним залежно від того, які атоми з'єднуються: якщо однакові — неполярний, якщо різні за електронегативністю — полярний. Залежно від кількості спільних електронних пар, ковалентний зв'язок буває одинарним, подвійним, потрійним.
Спільні електронні пари утворюються внаслідок об'єднання неспаре-их валентних електронів атомів неметалів.
За кількістю неспарених електронів атома або кількістю утворених ковалентних зв'язків визначають валентність елемента. У результаті утворення хімічного зв'язку атоми набувають стійкого завершеного зовнішнього енергетичного рівня.


Завдання для самоконтролю
1. Як ти розумієш зміст поняття «хімічний зв'язок»? За рахунок чого він виникає?
2. Як утворюється ковалентний зв'язок? Які види ковалентного зв'язку ти знаєш? Чим вони подібні й чим відрізняються один від одного? Відповідь ілюструй прикладами.
3. В яких речовинах існує лише неполярний ковалентний зв'язок? Чому?
4. Чому молекули інертних газів, на відміну від усіх інших неметалів, у вільному стані одноатомні?
5. Напиши електронну і структурну формули гідроген пероксиду Н₂О₂. Обчисли, скільки електронів міститься на зовнішньому енергетичному рівні атома Оксигену, скільки хімічних зв'язків у цій молекулі. Визнач тип кожного хімічного зв'язку.
6. Намалюй схему перекривання: а) s-електронних хмар двох атомів; б) s-електронної хмари одного атома і р-електронної хмари іншого атома (за будь-якою з осей х, у, z).
7. Наведи електронну конфігурацію атома Оксигену і схему розподілу електронів за орбіталями зовнішнього енергетичного рівня атома. Зроби висновок, скільки електронів атома Оксигену можуть брати участь в утворенні ковалентних зв'язків з атомами Гідрогену?
8. Напиши електронні й структурні формули хлору СІ₂, сірководню H₂S, амоніаку NH₃.
9. На підставі будови атомів Сульфуру й Гідрогену, поясни склад і будову молекули гідроген сульфіду H₂S.

Додаткові завдання
10*. Неполярні молекули у речовини
(а) НСІ;  (в) NH₃;
(б) CF₄;  (г) H₂S.
11*. Прикладом неполярної молекули, що містить полярний ковалентний зв'язок, є
(а) N₂;  (в) NH₃;
(б) Н₂О; (г) ССІ₄.
12*. Під час утворення молекули НСІ перекриваються орбіталі типу (а) pip; (в) sis; б) sip; (r)ofip.

Н.М. Буринська, Хімія, 8 клас
Вислано читачами інтернет-сайту

_{Допомога школяру 8 класу, підручники онлайн, підручник з хімії}

Зміст уроку
 конспект уроку і опорний каркас                      
 презентація уроку 
 акселеративні методи та інтерактивні технології
 закриті вправи (тільки для використання вчителями)
 оцінювання 

Практика
 задачі та вправи,самоперевірка 
 практикуми, лабораторні, кейси
 рівень складності задач: звичайний, високий, олімпійський
 домашнє завдання 

Ілюстрації
 ілюстрації: відеокліпи, аудіо, фотографії, графіки, таблиці, комікси, мультимедіа
 реферати
 фішки для допитливих
 шпаргалки
 гумор, притчі, приколи, приказки, кросворди, цитати

Доповнення
 зовнішнє незалежне тестування (ЗНТ)
 підручники основні і допоміжні 
 тематичні свята, девізи 
 статті 
 національні особливості
 словник термінів                          
 інше 

Тільки для вчителів
 ідеальні уроки 
 календарний план на рік 
 методичні рекомендації 
 програми
 обговорення

Если у вас есть исправления или предложения к данному уроку, напишите нам.

Если вы хотите увидеть другие корректировки и пожелания к урокам, смотрите здесь - Образовательный форум.