Що таке звязок і пи звязок

0 Comments

4.5. Сигма- і пі-зв’язок

Просторово розрізняють два типи зв’язку — сигма- і пі-зв’язок.

1. Сигма-зв’язок (σ-зв’язок) — простий (одинарний) ковалентний зв’язок, що утворюється перекриванням електронних орбіталей по лінії, яка з’єднує атоми. Зв’язок характеризується осьовою симетрією:

В утворенні σ-зв’язку можуть брати участь як звичайні, так і гібридизовані орбіталі.

2. Пі-зв’язок (π-зв’язок). Якщо в атома після утворення σ-зв’язку залишились неспарені електрони, він може використати їх на утворення другого типу зв’язку, який називають π-зв’язком. Розгляньмо його механізм на прикладі утворення молекули кисню О2.

Одна пара йде на утворення σ-зв’язку:

Інша, перпендикулярна до неї, — на утворення π-зв’язку:

Іще одна p-орбіталь (рy), як і s-орбіталь, на якій містяться по два спарені електрони, участі у зв’язку не беруть і не усуспільнюються.

які розміщуються в площині, що є перпендикулярною до осі з’єднання атомів Карбону:

У сумі σ- і π-зв’язки дають подвійний зв’язок.

Потрійний зв’язок утворюється аналогічно і складається з одного σ-зв’язку (рх) та двох π-зв’язків, які утворені двома взаємоперпендикулярними парами p-орбіталей (ру, рz):

Приклад: утворення молекули азоту N2.

Три p-електрони в атомі Нітрогену є неспареними і можуть утворити три спільні ковалентні пари з електронами другого атома Нітрогену:

Унаслідок утворення трьох спільних електронних пар N ≡ N кожний атом Нітрогену набуває стійку електронну конфігурацію інертного елемента 2s 2 2p 6 (октет електронів).

Потрійний зв’язок виникає і під час утворення алкінів (в органічній хімії). Унаслідок sp-гібридизації зовнішньої електронної оболонки атома Карбону утворюється дві sp-орбіталі, розташовані по осі . Одна з них іде на формування σ-зв’язку з іншим атомом Карбону (друга — на формування σ-зв’язку з атомом Гідрогену). А дві негібридизовані p-орбіталі (ру, pz) розміщуються перпендикулярно одна до одної та до осі з’єднання атомів ().

За допомогою π-зв’язку формується молекула бензену та інших аренів. Довжина 1 цього зв’язку (ароматичного-, позначається « . — ») є проміжною між довжиною простого (0,154 нм) і подвійного (0,134 нм) зв’язку і становить 0,140 нм. Усі шість атомів Карбону мають спільну π-електронну хмару, густина якої локалізована над і під площиною ароматичного ядра та рівномірно розподілена (делокалізована) між усіма атомами Карбону. За сучасними уявленнями вона має форму тороїда:

1 Під довжиною зв’язку розуміють відстань між центрами ядер атомів Карбону, що беруть участь у цьому зв’язку.

§ 15. Природа хімічного зв’язку. Електронегативність елементів

Що примушує атоми сполучатися один з одним? Як пояснити, наприклад, що молекула водню Н2 і хлору Cl2 складається із двох атомів, а не трьох, а молекула Гелію Не2 не існує? Чому одні атоми сполучаються між собою, а інші — ні? Чому деякі молекули стійкі, інші легко розпадаються, а треті взагалі ніколи не утворюються за жодних умов? Відповіді на ці і подібні питання надзвичайно важливі для хіміків.

У ХІХ ст. було введено поняття валентності як число хімічних зв’язків, які атом утворює з іншими атомами. Наприклад, знаючи, що валентність Гідрогену дорівнює І, а Оксигену — ІІ, можна скласти структурні формули молекул водню, кисню і води:

у яких рисками позначені хімічні зв’язки між атомами.

Що ж це таке — хімічний зв’язок? Відповісти на питання вдалося тільки тоді, як було вивчено будову атома. У 1897 р. англійський фізик Дж. Дж. Томсон висловив припущення, що зв’язок має електричну природу і утворюється за рахунок зміщення чи переходу електронів від одного атома до іншого. Ця гіпотеза виявилася правильною.

Атом, як ви вже знаєте, складається із позитивно зарядженого ядра і електронів. Найпростіший атом — атом Гідрогену — має всього один електрон, який міститься на першому енергетичному рівні. Під час зближення двох атомів ядро одного з них притягує електронну хмару іншого і навпаки.

Між атомами виникає взаємодія, і відстань між ними зменшується доти, доки взаємне притягання не урівноважується відштовхуванням між ядрами. В утвореній молекулі електронна густина в просторі між ядрами є найбільшою. Дві електронні хмари атомів об’єднуються в єдину електронну хмару молекули (мал. 9).

Мал. 9. Внаслідок перекривання електронних хмар атомів Гідрогену утворюється електронна хмара молекули водню

Молекула може утворитися тільки тоді, коли при взаємодії атомів їхня загальна енергія зменшується. Інакше кажучи, утворення хімічного зв’язку завжди супроводжується виділенням енергії, яку називають енергією хімічного зв’язку.

Хімічний зв’язок — це взаємодія атомів або будь-яких інших частинок, в результаті якої виникають стійкі утворення — молекули, йони, кристали тощо.

Не всі атоми можуть взаємодіяти між собою. Буває так, що при зближенні атомів і перекриванні їхніх електронних хмар молекула не утворюється. Наприклад, якщо два атоми Гелію наближаються один до одного, то загальна енергія весь час збільшується, і молекула Не2 утворитися не може.

Умови виникнення хімічного зв’язку визначив американський хімік Г. Льюїс, який у 1916 р. запропонував електронну теорію хімічного зв’язку. Ця теорія ґрунтується на уявленні про те, що електронні оболонки атомів інертних елементів мають особливу стійкість, чим і пояснюється їхня хімічна інертність (див. § 12). Атоми всіх інших елементів при утворенні хімічного зв’язку намагаються змінити електронну оболонку до конфігурації найближчого інертного елемента, віддаючи чи приєднуючи електрони. Тільки в цьому разі утворюються стійкі молекули. Льюїс назвав це твердження правилом октету (від лат. окто — вісім), оскільки атоми всіх інертних елементів, крім Гелію, містять на зовнішньому енергетичному рівні вісім електронів.

Тепер зрозуміло, чому утворюється молекула Н2, а молекула Не2 — ні. Це пояснюється тим, що атому Гідрогену до завершення зовнішнього рівня не вистачає одного електрона. Під час утворення молекули Н2 електрони двох атомів об’єднуються, електронна конфігурація кожного атома доповнюється до конфігурації атома Гелію. В той же час в атомі Гелію зовнішній енергетичний рівень уже завершений; його атомам просто не потрібні «чужі» електрони.

2. Електронегативність елементів

З погляду теорії будови атома належність хімічних елементів до металічних чи неметалічних визначається здатністю їхніх атомів віддавати чи приєднувати електрони під час хімічних реакцій.

Властивість атома притягувати валентні електрони інших атомів називають електронегативністю.

Найсильніше притягують електрони атоми типових неметалічних елементів: Флуору, Оксигену, Хлору, адже їм до завершення зовнішнього енергетичного рівня не вистачає 1 чи 2 електрони. Тому їхня електронегативність найбільша. Як ви пам’ятаєте, найлегше віддають електрони атоми лужних елементів: Літію, Натрію, Калію тощо. Вони мають найменшу електронегативність. За електронегативністю атоми хімічних елементів можна розмістити в ряд, який розпочинається найактивнішими неметалічними елементами і завершується найактивнішими металічними елементами:

F, O, N, Cl, Br, I, S, C, P, H, B, Si, Fe, Cr, Zn, Be, Al, Mg, Ca, Li, Sr, Na, Ba, K, Rb, Cs

Шкалу для визначення електронегативності розробив американський хімік Л. Полінг. За шкалою Полінга електронегативність Флуору дорівнює 4,0, на другому місці — Оксиген, на третьому — Нітроген.

ВІДНОСНА ЕЛЕКТРОНЕГАТИВНІСТЬ ДЕЯКИХ ХІМІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ

Група/Період