ПОСІБНИК З ХІМІЇ ДЛЯ ВСТУПНИКІВ ДО ВИЩИХ НАВЧАЛЬНИХ ЗАКЛАДІВ

Частина І. ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ

Розділ 3. ХІМІЧНИЙ ЗВ’ЯЗОК

§ 3.3. Іонний зв’язок

Особливості іонного зв’язку розглянемо на прикладі утворення молекули,хлориду натрію NaCl. Атоми натрію і хлору, з яких утворилася ця сполука, значно відрізняються за електронегативністю: для атома натрію вона дорівнює 1,01, для атома хлору 2,83. Як випливає з електронних формул Na 1s² 2s² 2p³ s¹ і Cl 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ , це — атоми з незавершеними зовнішніми електронними рівнями. Для завершення зовнішнього рівня атому натрію легше віддати 1 електрон, ніж приєднати 7, а атому хлору легше приєднати 1 електрон, ніж віддати 7. Як свідчить досвід, під час хімічних реакцій атом натрію віддає 1 електрон, а атом хлору приєднує його. Схематично це можна записати так:

Na — e^- = Na⁺ ;

Сl + e^- = Сl^- ,

тобто електронна оболонка атома Na перетворилася на стійку оболонку атома благородного газу Ne — 1s² 2s² 2p⁶ (це натрій-іон Na⁺), а оболонка атома Сl — на оболонку атома благородного газу Аr — 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ (це хлорид-іон Сl). Між іонами Na⁺ і Сl виникають сили електростатичного притягання, внаслідок чого утворюється сполука NaCl.

Хімічний зв’язок між іонами, спричинений електростатичним притяганням, називається електровалентним, або іонним, зв’язком. Сполуки, які утворилися внаслідок притягання іонів, називаються гетерополярними, або іонними.

Іонні сполуки утворюють атоми елементів, що значно відрізняються за електронегативністю, наприклад атоми елементів головних підгруп І та II груп з атомами елементів головних підгруп VI та VII груп. Іонних сполук порівняно небагато.

Молекули хлориду натрію NaCl існують тільки в пароподібному стані. У твердому (кристалічному) стані іонні сполуки складаються із закономірно розміщених позитивних і негативних іонів. Молекули у цьому разі відсутні (див. § 3.7).

Ковалентний зв’язок є загальнішим типом хімічного зв’язку. Теорія зв’язку пояснює утворення іонного зв’язку з ковалентною граничною однобічною поляризацією (зміщенням) спільної електронної пари, коли остання починає належати одному з атомів, що сполучаються.

Наприклад:

і далі

У наведеному прикладі гранична однобічна поляризація зумовлена дією атома хлору, що виявляє неметалічні властивості (електронегативність XCl = 2,83). Молекулярна електронна хмара (електронна пара) повністю зміщується до атома хлору. Це рівноцінно переходу електрона від атома натрію до атома хлору.

Очевидно, полярний ковалентний зв’язок можна визначити як різновид ковалентного зв’язку, що зазнав лише незначної однобічної поляризації (зв’язуюча електронна хмара змістилася в бік атома з більшою відносною електронегативністю). Він є проміжним між іонним і неполярним ковалентним зв’язком.

Отже, в механізмах утворення неполярного ковалентного, полярного ковалентного та іонного зв’язків немає принципової відмінності. Вони відрізняються лише за ступенем поляризації (зміщення) спільних електронних пар. Природа хімічного зв’язку єдина.

Передбачати полярність зв’язку можна на основі значень відносної електронегативності атомів елементів (див. табл. 2.2). Чим більша різниця відносних електронегативностей сполучених атомів (позначимо її ∆х), тим сильніше виражена полярність. Гранично високе значення ∆х у сполуці CsF (4,10 — 0,86 = 3,24).

Отже, хімічний зв’язок між атомами іонний аж до ∆х = 2; при ∆х = 0 це зв’язок неполярний ковалентний; за проміжних значень — полярний ковалентний.

Насправді ж зв’язки не бувають іонними на 100 %. Тому говорять про ступінь, або частку іонності зв’язку. її визначають експериментально. Виявляється, що навіть у такій сполуці, як CsF, іонний зв’язок виражений тільки на 89 %. Іонний зв’язок на відміну від ковалентного характеризується ненапрямленістю в просторі і ненасичуваністю. Ненапрямленість зв’язку визначається тим, що кожний іон, який являє собою ніби заряджену кулю, здатний притягати іон протилежного знака в будь-якому напрямку. Взаємодія іонів протилежного знака не спричинює до компенсації силових полів: здатність до притягання іонів протилежного знака в них зберігається в інших напрямках(ненасичуваність). Наприклад, у кристалі NaCl кожний іон Na⁺ взаємодіє з шістьма іонами Сl і навпаки (див. рис. 3.16). Отже, внаслідок ненасичуваності й ненапрямленості іонного зв’язку сполуки, що складаються з іонів, являють собою тверді тіла з іонною кристалічною решіткою.