I правило Клечковського

Під час збільшення заряду ядра атома послідовне заповнення електронних орбіталей перебігає від орбіталей з меншим значенням суми головного та орбітального квантових чисел (n+L) до орбіталей з більшим значенням цієї суми.

II правило Клечковського

Якщо значення суми (n+L) однакові, заповнення перебігає послідовно у напрямку збільшення значення головного квантового числа n.

Правило Хунда

Стійкому стану атома відповідає таке розташування електронів у межах енергетичного підрівня, при якому абсолютне значення сумарного спіна атома максимальне.

Валентність, енергія іонізації й спорідненість до електрону, електронегативність

Валентість  здатність атомів хімічних елементів утворювати хімічні зв’язки з атомами інших елементів. З точки зору електронної будови атомів валентність  здатність атомів чи атомних угруповань віддавати чи приєднувати в кожному окремому випадку певну кількість електронів з утворенням еквівалентної кількості зв’язків.

Енергія іонізації  енергія, яку необхідно витратити для відриву електрона від атома з перетворенням останнього в позитивний іон.

Спорідненість до електрона  енергія, яка виділяється під час приєднання електрона до вільного атома.

Електронегативність  умовна величина, яка характеризує здатність атома в молекулі притягувати до себе електрони.

Теорія хімічної будови О.М. Бутлерова

Основні положення:

1. Атоми в молекулах з'єднані один з одним у певній послідовності. Зміна послідовності веде до утворення нової речовини з новими властивостями.

2. З’єднання атомів проходить відповідно з їх валентністю.

3. Властивості речовин залежать не тільки від складу, але й від їх “хімічної будови”, тобто від порядку з’єднання атомів у молекулах та характеру їх взаємного впливу. Найбільш сильно впливають друг на друга атоми, безпосередньо зв’язані між собою.

З теорії Бутлерова витікає можливість відображати будову молекул у вигляді структурних формул.

Механізм утворення хімічного зв’язку можна пояснити за допомогою метода валентних зв’язків. Цей метод базується на таких положеннях:

 Ковалентний зв’язок утворюється двома електронами з протилежно спрямованими спінами, при чому ця електронна пара належить двом атомам.

Ковалентний зв’язок тим міцніше, чим у більшому ступені перетинаються електронні хмари, що взаємодіють.

Комбінації таких зв’язків одержали назву валентних схем.

Параметри хімічного зв’язку

Насиченість  здатність атомів приймати участь в утворенні певного числа ковалентних зв’язків. Утворення ковалентного зв’язку – результат перекривання валентних електронних хмар атомів, що взаємодіють. Але таке перекривання можливе тільки під час певної взаємної орієнтації електронних хмар, тобто ковалентний зв’язок має напрямленість (-зв’язок, -зв’язок).

Гібридизація атомних орбіталей і просторова конфігурація молекул. -, - зв’язки

Згідно з методом гібридизації електронних орбіталей під час утворення молекули замість вихідних атомних s-, p-, d-, f-електронних хмар утворюються такі рівноцінні “змішані” чи гибридні електронні хмари, які витягнуті в напрямку до сусідніх атомів, завдяки чому досягається їх більш повне перекривання з електронними хмарами цих атомів. Існують чотири випадки гібридізації: sp  гібридизація, sp²  гібридизація, sp³  гібридизація, sp³d²  гібридизація.

Типи ковалентного зв’язку

а) неполярний зв’язок  якщо двохатомна молекула складається з одного елемента (H₂, N₂, Cl₂) і кожна електронна хмара, яка утворюється загальною парою електронів, розташовується у просторі симетрично відносно ядер обох атомів.

б) полярний ковалентний зв’язок  якщо молекула складається з атомів різних елементів і загальна електронна хмара зміщена у бік одного з атомів, так що виникає асиметрія в розташуванні заряду.

Для оцінки здатності атома даного елемента відтягувати до себе загальну електронну пару користуються величиною відносної електронегативності. Чим більше електронегативність атома, тим сильніше притягує він загальну електронну пару. Зміщення загальної електронної хмари під час утворення полярного ковалентного зв’язку приводить до того, що середня густина негативного електричного заряду стає вище поблизу більш електронегативного атома та нижче поблизу менш електронегативного. В результаті перший атом має надлишковий негативний, а другий  надлишковий позитивний заряди. Ці заряди називають ефективними зарядами атомів у молекулі. Такі молекули можна розглядати, як системи з двох рівних за абсолютними величинами, але протилежними за знаками зарядів, які розташовані на певній відстані друг від друга. Такі системи називають електричними диполями.

Хоча сумарний заряд диполя дорівнює нулю, у навколишньому просторі утворюється електричне поле. Напруженість цього поля пропорційна дипольному моменту молекули , який є добутком абсолютного значення заряду електрона q на відстань l між центрами зарядів у молекулі:

ql

Дипольний момент  кількісна характеристика полярності молекули. Вимірюється в дебаях (Д):

1Д=3,3310^-30 Клм.

Способи утворення ковалентного зв’язку

1. За рахунок неспарованих електронів, які є в невзбуджених взаємодіючих атомах.

2. За рахунок неспарованих електронів, які з’являються, коли атом переходить у збуджений стан.

3. За рахунок спарених електронів, які є в зовнішньому електронному шарі. У цьому випадку ковалентний зв’язок утворюється за рахунок пари електронів, яка була у одного атома (донора електронної пари), та вільної орбіталі іншого атома (акцептора електронної пари). Такий спосіб утворення ковалентного зв’язку називається донорно-акцепторним.

Водневий зв'язок

Атом водню може утворювати зв’язок із подібним атомом. Цей зв’язок називають водневим. Умовою утворення водневого зв’язку є висока електронегативність атома, який безпосередньо зв’язаний у молекулі з атомом водню. Тому наявність водневого зв’язка характерна для сполук найелектронегативних елементів і сильніше всього вона проявляється у сполук флуору та кисню, слабкіше  у сполук нітрогену, ще слабкіше  у сполук хлору та сірки.

Іонний зв’язок

Зв’язок такого типу здійснюється внаслідок взаємного електростатичного притяжіння протилежно заряджених іонів. Іони можуть бути простими, тобто складатися з одного атома (наприклад, катіони Na⁺, K⁺, аніони F^-, Cl^-) чи складними, тобто складатися з двох чи більше атомів (наприклад, катіон NH₄⁺, аніони OH^-, NO₃^-, SO₄^2-).

На відміну від ковалентного зв'язку іонний зв’язок не має напрямленості. Це пояснюється тим, що його електричне поле має сферичну симетрію, тобто зменшується з відстанню за одним законом у будь-якому напрямку. Тому взаємодія між іонами здійснюється однаково незалежно від напрямку.

Два різнойменних іони, що притягуються один до одного, зберігають здатність електростатично взаємодіяти з іншими іонами. У цьому полягає ще одна різниця між іонним та ковалентним типами зв’язку: іонний зв’язок не має насиченості. Відсутність в іонного зв’язку напрямленості та насиченості обумовлює схильність іонних молекул до асоціації, тобто до їх з’єднання.

Металевий зв’язок

Металевий зв’язок  тип хімічного зв’язку, який спостерігається між частинками, що утворюють метали. Він визначається одночасною наявністю звичайних ковалентних зв’язків між іонами та вільними електронами. Таким чином, металевий зв’язок є властивістю не окремих часток, а їх агрегатів.

Література: 1 с.23-26, 39-47; 2 с.70-96; 6 с.108-117, 119-134