Електрони від одного атома можуть перейти до іншого. Такий перерозподіл зарядів веде до утворення позитивно та негативно заряджених іонів (катіонів та аніонів). Між ними виникає особливий тип взаємодії – іонний зв'язок. Розглянемо докладніше спосіб її утворення, будову та властивості речовин.
Електронегативність
Атоми відрізняються за електроневід'ємністю (ЕО) - здатністю притягувати до себе електрони з валентних оболонок інших частинок. Для кількісного визначення використовується запропонована Л. Поллінг шкала відносної електронегативності (безрозмірна величина). Сильніше, ніж в інших елементів, виражена здатність притягувати до себе електрони у атомів фтору, його ЕО — 4. У шкалі Поллінга відразу ж за фтором йдуть кисень, азот, хлор. Значення ЕО водню та інших типових неметалів рівні або близькі до 2. З металів більшість має електронегативність від 0,7 (Fr) до 1,7. Існує залежність іонності зв'язку від різниці ЕО хімічних елементів. Чим вона більша, тим вища ймовірність того, що виникне іонний зв'язок. Цей тип взаємодії найчастіше зустрічається при різниці ЭО=1,7 і від. Якщо значення менше, то з'єднання відносяться до полярних ковалентних.
Енергія іонізації
Для відриву слабко пов'язаних із ядром зовнішніх електронів необхідна енергія іонізації (ЕІ). Одиниця зміни цієї фізичної величини – 1 електрон-вольт. Існують закономірності зміни ЕІ у лавах та стовпцях періодичної системи, що залежать від зростання заряду ядра. У періодах зліва направо енергія іонізації збільшується і набуває найбільші значенняу неметалів. У групах вона зменшується згори донизу. Основна причина – збільшення радіусу атома та відстані від ядра до зовнішніх електронів, які легко відриваються. Виникає позитивно заряджена частка - відповідний катіон. За величиною ЕІ можна будувати висновки, чи виникає іонна зв'язок. Властивості також залежить від енергії іонізації. Наприклад, метали лужні і лужноземельні мають невеликими значеннямиЕІ. Вони яскраво виражені відновлювальні (металеві) властивості. Інертні гази в хімічному відношенні малоактивні, що зумовлено їхньою високою енергією іонізації.
Спорідненість до електрона
У хімічних взаємодіях атоми можуть приєднувати електрони із заснуванням негативної частки — аніону, процес супроводжується виділенням енергії. Відповідна фізична величина - це спорідненість до електрона. Одиниця виміру така сама, як енергії іонізації (1 електрон-вольт). Але її точні значеннявідомі не всім елементів. Галогени мають найбільшу спорідненість до електрона. На зовнішньому рівні атомів елементів - 7 електронів, не вистачає лише одного до октету. Спорідненість до електрона у галогенів висока, вони мають сильні окислювальні (неметалеві) властивості.
Взаємодія атомів при утворенні іонного зв'язку
Атоми, що мають незавершений зовнішній рівень, знаходяться у нестійкому енергетичному стані. Прагнення досягнення стабільної електронної конфігурації — основна причина, що призводить до утворення хімічних сполук. Процес зазвичай супроводжується виділенням енергії і може призвести до молекул і кристалів, що відрізняються за будовою та властивостями. Сильні метали та неметали значно різняться між собою за рядом показників (ЕО, ЕІ та спорідненості до електрона). Для них більше підходить такий тип взаємодії, як іонний хімічний зв'язок, при якому переміщається молекулярна орбіталь, що об'єднує (загальна електронна пара). Вважається, що з утворенні іонів метали повністю передають електрони неметаллам. Міцність зв'язку залежить від роботи, необхідної для руйнування молекул, що становлять 1 моль досліджуваної речовини. Ця фізична величина відома як енергія зв'язку. Для іонних сполук її значення становлять від кількох десятків до сотень кДж/моль.
Освіта іонів
Атом, що віддає свої електрони за хімічних взаємодій, перетворюється на катіон (+). Частка, що приймає, - це аніон (-). Щоб з'ясувати, як будуть поводитися атоми, чи виникнуть іони, потрібно встановити різницю їх ЕО. Найпростіше провести такі розрахунки для з'єднання двох елементів, наприклад, хлориду натрію.
Натрій має лише 11 електронів, конфігурація зовнішнього шару - 3s 1 . Для завершення атому легше віддати 1 електрон, ніж приєднати 7. Будова валентного шару хлору описує формула 3s 2 3p 5 . Усього в атома 17 електронів, 7 — зовнішніх. Бракує одного для досягнення октету та стабільної структури. Хімічні властивостіпідтверджують припущення, що атом натрію віддає, а хлор приймає електрони. Виникають іони: позитивний (катіон натрію) та негативний (аніон хлору).
Іонний зв'язок
Втрачаючи електрон, натрій набуває позитивного заряду і стійкої оболонки атома інертного газу неону (1s 2 2s 2 2p 6). Хлор внаслідок взаємодії з натрієм отримує додатковий негативний заряд, а іон повторює будову атомної оболонки благородного газу аргону (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Отриманий електричний заряд називається зарядом іона. Наприклад, Na +, Ca 2+, Cl-, F-. У складі іонів можуть бути атоми кількох елементів: NH 4 + , SO 4 2- . Усередині таких складних іонів частинки пов'язані за донорно-акцепторним або ковалентним механізмом. Між різноіменно зарядженими частинками виникає електростатичне тяжіння. Його величина у разі іонного зв'язку пропорційна зарядам, і зі збільшенням відстані між атомами воно слабшає. Характерні ознакиіонного зв'язку:
- сильні метали реагують з активними неметалевими елементами;
- електрони переходять від одного атома до іншого;
- виниклі іони мають стабільну конфігурацію зовнішніх оболонок;
- між протилежно зарядженими частинками виникає електростатичне тяжіння.
Кристалічні грати іонних сполук
У хімічних реакціях метали 1-ї, 2-ї та 3-ї груп періодичної системи зазвичай втрачають електрони. Утворюються одно-, дво- та тризарядні позитивні іони. Неметали 6-ї та 7-ї груп зазвичай приєднують електрони (виняток - реакції з фтором). Виникають одно-і двозарядні негативні іони. Витрати енергії на ці процеси, як правило, компенсуються при створенні кристала речовини. Іонні сполуки зазвичай перебувають у твердому стані, утворюють структури, що складаються з протилежно заряджених катіонів та аніонів. Ці частинки притягуються та утворюють гігантські кристалічні грати, у яких позитивні іони оточені негативними частинками (і навпаки). Сумарний заряд речовини дорівнює нулю, адже загальне числопротонів урівноважується кількістю електронів усіх атомів.
Властивості речовин з іонним зв'язком
Для іонних кристалічних речовин характерні високі температурикипіння та плавлення. Зазвичай ці сполуки є термостійкими. Наступну особливість можна знайти при розчиненні таких речовин у полярному розчиннику (воді). Кристали легко руйнуються, а іони переходять у розчин, який має електричну провідність. Іонні сполуки також руйнуються під час розплавлення. З'являються вільні заряджені частинки, отже розплав проводить електричний струм. Речовини з іонним зв'язком є електролітами - провідниками другого роду.
Належать до групи іонних сполук оксиди та галогеніди лужних та лужноземельних металів. Практично всі вони знаходять широке застосування в науці, техніці, хімічне виробництво, металургії.
9. Іонний зв'язок, його властивості. Будова та св-ва речовин з іонним зв'язком. Приклади речовин із іонним зв'язком.
Іонний зв'язок – зв'язок з допомогою електростатичного взаємодії протилежно заряджених іонів: катіонів і аніонів. Іонний зв'язок виникає при взаємодії атомів з різницею електронегативності > 2. У цьому випадку за рахунок усунення електронної щільності атоми перетворюються на іони (електронна пара повністю переходить у володіння найбільш електронегативного атома) Rb + F → Rb + : F -
NaCl; χ (Na) = 0,9; χ (Cl) = 3,1; χ =χ (Cl)- χ (Na)=3.1-0.9=-2,2.
Іони-це заряджені частинки, що перетворюються на атоми шляхом прийняття або віддачі електронів . Іони прийнято розглядати, як заряди зі сферичною симетрією силового поля, а взаємодія таких зарядів ненасичена і ненапрямна.
Кожен іон в іонному кристалі оточує себе близькою відстанню таким числом проти-іонів, яке може геометрично розмістити.
Поняття молекули для іонної сполуки: через ненасиченість і неспрямованість молекули іонного зв'язку мають умовний характер.
Формула в молекулі іонної сполуки показує лише найпростіші співвідношення між кількостями катіонів та аніонів у макрокристалі речовини.
Будова
1. Іонни в кристалі упаковуються таким чином, щоб однойменні знаходилися якнайдалі (мін відштовхувалися), а різні якомога ближчі (мах тяжіння).
Тому іонні кристали характеризуються принципом щільної упаковки.
Навколо кожного іонна може розташовуватися обмежена кількість протиіонів.
Це число називається координаційним чилом(к.ч.) f (r катіон /r аніон).
2. В іонному кристалі не можна виділити реально існуючу структурну одиницю (молекулу). Молекула для іонної речовини – умовна формульна одиниця. Вона лише показує співвідношення кіл-ва катіонів і аніонів у макрокристалі речовини. NaCl AlCl 3
Властивості речовин з іонним зв'язком
1) Міцні та Тверді, Е св = 500÷1000 кДж/моль;
2) Крихкі - не витримують впливів, що призводять до усунення іонних шарів;
3) Не проводять ел ток і тепло (з твердому стані), тому що немає вільних електронів
Приклади речовин із іонним зв'язком.
До речовин з іонним зв'язком відносяться всі солі, утворені органічно та неорганічно,
з'єднання між найбільш активними Ме і НеМе,
Якщо НеМе активніший ніж Ме => між ними іонний зв'язок.
10. Металевий зв'язок та його властивості. Будова та властивості речовин з металевим зв'язком.
Металевий зв'язок - Зв'язок металів та сплавів за рахунок електронної взаємодії вільних е- та позитивно заряджених катіонів металів.
Особливі властивості : Металевий зв'язок, як і іонний, ненасичена і ненаправлена, оскільки це взаємодія катіонів та електронів.
Властивості речовин з ме.зв'язком:
міцність, твердість, агрегатний стан, t кипіння, t плавлення залежить від числа валентних електронів.
Властивості речовин із металевим зв'язком
Метали- це речовини, що володіють високою електро і тепловодністю, ковкістю, пластичністю і металевим блиском. .
| " |
| Структурна хімія | |
|---|---|
| Хімічний зв'язок: | Ароматичність | Ковалентний зв'язок Іонний зв'язок| Металевий зв'язок Водневий зв'язок Донорно-акцепторний зв'язок | Таутомерія |
| Відображення структури: | Функціональна група Структурна формула Хімічна формула Ліганд |
| Електронні властивості: | Електронегативність | Спорідненість до електрона | Енергія іонізації Діполь | Правило октету |
| Стереохімія: | Асиметричний атом | Ізомерія | Конфігурація | Хіральність Конформація |
Wikimedia Foundation. 2010 .
Дивитись що таке "Іонний хімічний зв'язок" в інших словниках:
Зв'язок між атомами в молекулі або мол. з'єднанні, що виникає в результаті або перенесення ел на з одного атома на інший, або узагальнення елнов парою (або групою) атомів. Сили, що призводять до X. с., Кулонівські, проте X. с. описати в рамках … Фізична енциклопедія
ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК- Взаємодія атомів, при якому електрони, що належать двом різним атомам (групам), стають загальними (узагальненими) для обох атомів (груп), обумовлюючи їх з'єднання в молекули та кристали. Розрізняють два основні типи X. с.: іонна. Велика політехнічна енциклопедія
ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК, механізм, за рахунок якого атоми з'єднуються та утворюють молекули. Є кілька типів такого зв'язку, заснованих або на тяжінні протилежних зарядів, або утворенні стійких змін шляхом обміну електронами. Науково-технічний енциклопедичний словник
Хімічний зв'язок- ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК, взаємодія атомів, що зумовлює їх з'єднання в молекули та кристали. Чинні при утворенні хімічного зв'язку сили мають переважно електричну природу. Утворення хімічного зв'язку супроводжується перебудовою. Ілюстрований енциклопедичний словник
- … Вікіпедія
Взаємне тяжіння атомів, що призводить до утворення молекул та кристалів. Прийнято говорити, що в молекулі або кристалі між сусідніми атомами існують Х. с. Валентність атома (про що докладніше сказано нижче) показує кількість зв'язків. Велика Радянська Енциклопедія
хімічний зв'язок- Взаємне тяжіння атомів, що призводить до утворення молекул та кристалів. Валентність атома показує кількість зв'язків, утворених цим атомом із сусідніми. Термін «хімічна будова» запровадив академік А. М. Бутлеров у… Енциклопедичний словник з металургії
Взаємодія атомів, що зумовлює їх з'єднання в молекули та кристали. Ця взаємодія призводить до зменшення повної енергії молекули або кристала, що утворюється, порівняно з енергією невзаємодіючих атомів і засноване на… … Великий енциклопедичний політехнічний словник
Ковалентний зв'язок на прикладі молекули метану: закінчений зовнішній енергетичний рівень у водню (H) 2 електрона, а вуглецю (C) 8 електронів. Ковалентний зв'язок, утворений спрямованими валентними електронними хмарами. Нейтральні… … Вікіпедія
Хімічний зв'язокявище взаємодії атомів, обумовлене перекриттям електронних хмар, частинок, що зв'язуються, яке супроводжується зменшенням повної енергії системи. Термін «хімічна будова» вперше ввів А. М. Бутлеров у 1861… … Вікіпедія
Характеристики хімічних зв'язків
Вчення про хімічний зв'язок становить основу всієї теоретичної хімії. Під хімічним зв'язком розуміють таку взаємодію атомів, яка пов'язує їх у молекули, іони, радикали, кристали. Розрізняють чотири типи хімічних зв'язків: іонну, ковалентну, металеву та водневу. Різні типизв'язків можуть утримуватися в тих самих речовинах.
1. В основах: між атомами кисню та водню в гідроксогрупах зв'язок полярний ковалентний, а між металом та гідроксогрупою - іонний.
2. У солях кисневмісних кислот: між атомом неметалу та киснем кислотного залишку - ковалентна полярна, а між металом та кислотним залишком - іонна.
3. У солях амонію, метиламонію тощо між атомами азоту і водню - ковалентна полярна, а між іонами амонію або метиламонію і кислотним залишком - іонна.
4. У пероксидах металів (наприклад, Na 2 O 2) зв'язок між атомами кисню ковалентний неполярний, а між металом і киснем - іонний і т.д.
Причиною єдності всіх типів і видів хімічних зв'язків є їх однакова хімічна природа- Електронно-ядерна взаємодія. Утворення хімічного зв'язку в будь-якому випадку є результатом електронно-ядерної взаємодії атомів, що супроводжується виділенням енергії.
Способи утворення ковалентного зв'язку
Ковалентний хімічний зв'язок- Це зв'язок, що виникає між атомами за рахунок утворення спільних електронних пар.
Ковалентні сполуки – зазвичай гази, рідини чи порівняно низькоплавкі тверді речовини. Одним із рідкісних винятків є алмаз, який плавиться вище 3500 °С. Це пояснюється будовою алмазу, який є суцільними гратами ковалентно пов'язаних атомів вуглецю, а не сукупність окремих молекул. Фактично будь-який кристал алмазу, незалежно від його розміру, є однією величезною молекулою.
Ковалентний зв'язок виникає при об'єднанні електронів двох атомів неметалів. Виникла у своїй структура називається молекулою.
Механізм утворення такого зв'язку може бути обмінним та донорно-акцепторним.
У більшості випадків два ковалентно зв'язані атоми мають різну електронегативність і узагальнені електрони не належать двом атомам рівною мірою. Більшість часу вони знаходяться ближче до одного атома, ніж до іншого. У молекулі хлороводню, наприклад, електрони, що утворюють ковалентний зв'язок, розташовуються ближче до атома хлору, оскільки його електронегативність вище, ніж у водню. Однак різниця в здатності притягувати електрони не настільки велика, щоб відбулося повне перенесення електрона з атома водню на атом хлору. Тому зв'язок між атомами водню та хлору можна розглядати як щось середнє між іонним зв'язком (повне перенесення електрона) та неполярним ковалентним зв'язком (симетричне розташування пари електронів між двома атомами). Частковий заряд на атомах позначається грецькою буквою δ. Такий зв'язок називається полярним ковалентним зв'язком, а про молекулу хлороводню говорять, що вона полярна, тобто має позитивно заряджений кінець (атом водню) і негативно заряджений кінець (атом хлору).
1. Обмінний механізм діє, коли атоми утворюють загальні електронні пари з допомогою об'єднання неспарених електронів.
1) Н 2 – водень.
Зв'язок виникає завдяки утворенню загальної електронної пари s-електронами атомів водню (перекривання s-орбіталей).
2) HCl – хлороводень.
Зв'язок виникає за рахунок утворення загальної електронної пари з s- та р-електронів (перекривання s-р-орбіталей).
3) Cl 2: У молекулі хлору ковалентний зв'язок утворюється за рахунок непарних р-електронів (перекривання р-р-орбіталей).
4) N 2: У молекулі азоту між атомами утворюються три загальні електронні пари.
Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку
Донормає електронну пару, акцептор- вільну орбіталь, яку ця пара може зайняти. В іоні амонію всі чотири зв'язки з атомами водню ковалентні: три утворилися завдяки створенню загальних електронних пар атомом азоту та атомами водню за обмінним механізмом, один - за донорно-акцепторним механізмом. Ковалентні зв'язки класифікують за способом перекривання електронних орбіталей, а також усунення їх до одного із зв'язаних атомів. Хімічні зв'язки, що утворюються в результаті перекриття електронних орбіталей вздовж лінії зв'язку, називаються σ -зв'язками(Сігма-зв'язками). Сигма-зв'язок дуже міцний.
р-орбіталі можуть перекриватися у двох областях, утворюючи ковалентний зв'язок за рахунок бічного перекривання.
Хімічні зв'язки, що утворюються в результаті «бічного» перекривання електронних орбіталей поза лінією зв'язку, тобто у двох областях, називаються пі-зв'язками.
За ступенем зміщення загальних електронних пар до одного із зв'язаних ними атомів ковалентний зв'язок може бути полярним і неполярним. Ковалентний хімічний зв'язок, що утворюється між атомами з однаковою електронегативністю, називають неполярним. Електронні пари не зміщені до жодного з атомів, тому що атоми мають однакову електронегативність - властивість відтягувати до себе валентні електрони від інших атомів. Наприклад,
т. е. за допомогою ковалентного неполярного зв'язку утворені молекули простих речовин-неметалів. Ковалентний хімічний зв'язок між атомами елементів, електронегативність яких різняться, називають полярним.
Наприклад, NH 3 – аміак. Азот більш електронегативний елемент, ніж водень, тому загальні електронні пари зміщуються для його атома.
Характеристики ковалентного зв'язку: довжина та енергія зв'язку
Характерні властивості ковалентного зв'язку - її довжина та енергія. Довжина зв'язку – це відстань між ядрами атомів. Хімічний зв'язок тим міцніший, чим менша його довжина. Однак мірою міцності зв'язку є енергія зв'язку, яка визначається кількістю енергії, яка потрібна для розриву зв'язку. Зазвичай вона вимірюється кДж/моль. Так, згідно з досвідченими даними, довжини зв'язку молекул H 2 , Cl 2 і N 2 відповідно становлять 0,074, 0,198 і 0,109 нм, а енергії зв'язку відповідно дорівнюють 436, 242 і 946 кДж/моль.
Іони. Іонний зв'язок
Для атома є дві основні можливості підкоритися правилу октету. Перша з них – утворення іонного зв'язку. (Друга - освіта ковалентного зв'язку, про неї йтиметься нижче). При утворенні іонного зв'язку атом металу втрачає електрони, а атом неметала набуває.
Уявімо, що «зустрічаються» два атоми: атом металу I групи та атом неметалу VII групи. У атома металу на зовнішньому енергетичному рівні знаходиться єдиний електрон, а атому неметалу якраз не вистачає саме одного електрона, щоб його зовнішній рівень виявився завершеним. Перший атом легко віддасть другому свій далекий від ядра і слабко пов'язаний із ним електрон, а другий надасть йому вільне місце своєму зовнішньому електронному рівні. Тоді атом, позбавлений одного свого негативного заряду, стане позитивно зарядженою частинкою, а другий перетвориться на негативно заряджену частинку завдяки отриманому електрону. Такі частки називаються іонами.
Це хімічний зв'язок, що виникає між іонами. Цифри, що показують число атомів чи молекул, називаються коефіцієнтами, а цифри, що показують число атомів чи іонів у молекулі, називають індексами.
Металевий зв'язок
Метали мають специфічні властивості, що відрізняються від властивостей інших речовин. Такими властивостями є порівняно високі температури плавлення, здатність до відбиття світла, висока тепло- та електропровідність. Ці особливості зобов'язані існуванню у металах особливого виглядузв'язку - металевий зв'язок.
Металевий зв'язок - зв'язок між позитивними іонами в кристалах металів, що здійснюється за рахунок тяжіння електронів, що вільно переміщаються кристалом. Атоми більшості металів на зовнішньому рівні містять невелику кількість електронів – 1, 2, 3. Ці електрони легко відриваються, і атоми при цьому перетворюються на позитивні іони. Електрони, що відірвалися, переміщаються від одного іона до іншого, зв'язуючи їх в єдине ціле. Поєднуючись з іонами, ці електрони утворюють тимчасово атоми, потім знову відриваються і з'єднуються вже з іншим іоном і т. д. Безкінечно відбувається процес, який схематично можна зобразити так:
Отже, в обсязі металу атоми безперервно перетворюються на іони і навпаки. Зв'язок у металах між іонами за допомогою узагальнених електронів називається металевим. Металевий зв'язок має деяку подібність до ковалентної, оскільки заснована на узагальненні зовнішніх електронів. Однак при ковалентному зв'язку узагальнено зовнішні непарні електрони тільки двох сусідніх атомів, у той час як при металевому зв'язку в усуспільненні цих електронів беруть участь усі атоми. Саме тому кристали з ковалентним зв'язком крихкі, а з металевою, як правило, пластичні, електропровідні та мають металевий блиск.
Металевий зв'язок характерна як чистих металів, так сумішей різних металів - сплавів, що у твердому і рідкому станах. Однак у пароподібному стані атоми металів пов'язані між собою ковалентним зв'язком (наприклад, парами натрію заповнюють лампи. жовтого світладля освітлення вулиць великих міст). Пари металів складаються з окремих молекул (одноатомних та двоатомних).
Металевий зв'язок відрізняється від ковалентного також і за міцністю: його енергія в 3-4 рази менша за енергію ковалентного зв'язку.
Енергія зв'язку - енергія, необхідна для розриву хімічного зв'язку у всіх молекулах, що становлять одну моль речовини. Енергії ковалентних та іонних зв'язків зазвичай великі та становлять величини порядку 100-800 кДж/моль.
Водневий зв'язок
Хімічний зв'язок між позитивно поляризованими атомами водню однієї молекули(або її частини) та негативно поляризованими атомами сильно електронегативних елементів, Що мають наділені електронні пари (F, O, N і рідше S і Cl), інший молекули (або її частини) називають водневою. Механізм утворення водневого зв'язку має частково електростатичний, частково онорно-акцепторний характер.
Приклади міжмолекулярного водневого зв'язку:
За наявності такого зв'язку навіть низькомолекулярні речовини можуть бути за звичайних умов рідинами (спирт, вода) або газами, що легко зріджуються (аміак, фтороводород). У біополімерах - білках (вторинна структура) - є внутрішньомолекулярний водневий зв'язок між карбонільним киснем і воднем аміногрупи:
Молекули полінуклеотидів - ДНК (дезоксирибонуклеїнова кислота) - являють собою подвійні спіралі, в яких два ланцюги нуклеотидів пов'язані один з одним водневими зв'язками. При цьому діє принцип комплементарності, тобто ці зв'язки утворюються між певними парами, що складаються з пуринової та піримідинової основ: проти аденінового нуклеотиду (А) розташовується тіміновий (Т), а проти гуанінового (Г) – цитозиновий (Ц).
Речовини з водневим зв'язком мають молекулярні кристалічні ґрати.
Атоми більшості елементів немає окремо, оскільки можуть взаємодіяти між собою. При цьому взаємодії утворюються складніші частинки.
Природа хімічного зв'язку полягає у дії електростатичних сил, які є силами взаємодії між електричними зарядами. Такі заряди мають електрони та ядра атомів.
Електрони, розташовані на зовнішніх електронних рівнях (валентні електрони) перебуваючи далі від ядра, найслабше з ним взаємодіють, а значить здатні відриватися від ядра. Саме вони відповідають за зв'язування атомів один з одним.
Типи взаємодії у хімії
Типи хімічного зв'язку можна подати у вигляді наступної таблиці:
Характеристика іонного зв'язку
Хімічна взаємодія, що утворюється через тяжіння іонів, що мають різні заряди, називається іонним. Таке відбувається, якщо зв'язуються атоми мають суттєву різницю в електронегативності (тобто здатності притягувати електрони) і електронна пара переходить до електронегативнішого елементу. Результатом такого переходу електронів від одного атома до іншого є утворення заряджених частинок – іонів. Між ними і виникає тяжіння.
Найменшими показниками електронегативності мають типові метали, а найбільшими – типові неметали. Іони, таким чином, утворюються при взаємодії між типовими металами та типовими неметалами.
Атоми металу стають позитивно зарядженими іонами (катіонами), віддаючи електрони зовнішніх електронних рівнів, а неметали приймають електрони, перетворюючись таким чином на негативно зарядженііони (аніони).
Атоми переходять у більш стійкий енергетичний стан, завершуючи свої електронні конфігурації.
Іонна зв'язок ненаправлена і насичувана, оскільки електростатична взаємодія відбувається на всі боки, відповідно іон може притягувати іони протилежного знака у всіх напрямах.
Розташування іонів таке, що навколо кожного є певна кількість протилежно заряджених іонів. Поняття «молекула» для іонних сполук сенсу не має.
Приклади освіти
Утворення зв'язку в хлориді натрію (nacl) обумовлено передачею електрона від атома Na атом Cl з утворенням відповідних іонів:
Na 0 - 1 е = Na + (катіон)
Cl 0 + 1 е = Cl - (аніон)
У хлориді натрію довкола катіонів натрію розташовано шість аніонів хлору, а навколо кожного іону хлору - шість іонів натрію.
При утворенні взаємодії між атомами в сульфіді барію відбуваються такі процеси:
Ba 0 - 2 е = Ba 2+
S 0 + 2 е = S 2-
Віддає свої два електрони сірці в результаті чого утворюються аніони сірки S 2- і катіони барію Ba 2+ .
Металевий хімічний зв'язок
Число електронів зовнішніх енергетичних рівнів металів невелике, вони легко відриваються від ядра. В результаті такого відриву утворюються іони металу та вільні електрони. Ці електрони називаються "електронним газом". Електрони вільно переміщаються за обсягом металу і постійно зв'язуються та відриваються від атомів.
Будова речовини металу така: кристалічна решітка є кістяком речовини, а між її вузлами електрони можуть вільно переміщатися.
Можна навести такі приклади:
Mg - 2е<->Mg 2+
Cs - e<->Cs +
Ca - 2e<->Ca 2+
Fe - 3e<->Fe 3+
Ковалентна: полярна та неполярна
Найбільш поширеним видом хімічної взаємодіїє ковалентний зв'язок. Значення електронегативності елементів, що вступають у взаємодію, відрізняються не різко, у зв'язку з цим відбувається лише зміщення загальної електронної пари до більш негативного атома.
Ковалентна взаємодія може утворюватися за обмінним механізмом або за донорно-акцепторним.
Обмінний механізм реалізується, якщо у кожного з атомів є неспарені електрони на зовнішніх електронних рівнях і перекриття атомних орбіталей призводить до виникнення пари електронів, що вже належать обом атомам. Коли ж у одного з атомів є пара електронів на зовнішньому електронному рівні, а в іншого — вільна орбіталь, то при перекриванні атомних орбіталей відбувається узагальнення електронної пари та взаємодія щодо донорно-акцепторного механізму.
Ковалентні поділяються за кратністю на:
- прості чи одинарні;
- подвійні;
- потрійні.
Подвійні забезпечують узагальнення одразу двох пар електронів, а потрійні – трьох.
За розподілом електронної щільності (полярності) між атомами, що зв'язуються, ковалентний зв'язок ділиться на:
- неполярну;
- полярну.
Неполярний зв'язок утворюють однакові атоми, а полярний - різні за електронегативністю.
Взаємодія близьких по електронегативності атомів називають неполярним зв'язком. Загальна пара електронів у такій молекулі не притягнута до жодного з атомів, а належить однаково обом.
Взаємодія елементів, що розрізняються по електронегативності, призводить до утворення полярних зв'язків. Загальні електронні пари при такому типі взаємодії притягуються електронегативнішим елементом, але повністю до нього не переходять (тобто утворення іонів не відбувається). Через війну такого зміщення електронної щільності на атомах з'являються часткові заряди: більш електронегативному — негативний заряд, але в менш — позитивний.
Властивості та характеристика ковалентності
Основні характеристики ковалентного зв'язку:
- Довжина визначається відстанню між ядрами атомів, що взаємодіють.
- Полярність визначається зміщенням електронної хмари одного з атомів.
- Спрямованість - властивість утворювати орієнтовані просторі зв'язку і, відповідно, молекули, мають певні геометричні форми.
- Насичуваність визначається здатністю утворювати обмежену кількість зв'язків.
- Поляризуемість визначається здатністю змінювати полярність під дією зовнішнього електричного поля.
- Енергія необхідна руйнування зв'язку, що визначає її міцність.
Прикладом ковалентної неполярної взаємодії можуть бути молекули водню (H2), хлору (Cl2), кисню (O2), азоту (N2) та багато інших.
H · + · H → H-H молекуламає одинарний неполярний зв'язок,
O: + :O → O=O молекула має подвійну неполярну,
Ṅ: + Ṅ: → N≡N молекула має потрійну неполярну.
Як приклади ковалентного зв'язку хімічних елементів можна навести молекули вуглекислого (CO2) і чадного (CO) газу, сірководню (H2S), соляної кислоти (HCL), води (H2O), метану (CH4) , оксиду сірки (SO2) та багатьох інших .
У молекулі CO2 взаємозв'язок між вуглецем і атомами кисню ковалентна полярна, оскільки більш негативний водень притягує до себе електронну щільність. Кисень має два неспарені електрони на зовнішньому рівні, а вуглець може надати для утворення взаємодії чотири валентні електрони. В результаті утворюються подвійні зв'язки та молекула виглядає так: O = C = O.
Щоб визначитися з типом зв'язку у тій чи іншій молекулі, досить розглянути складові її атоми. Прості речовини метали утворюють металеву, метали з неметалами - іонну, прості речовини неметали - ковалентну неполярну, а молекули, що складаються з різних неметалів, утворюються за допомогою ковалентного полярного зв'язку.