Poznato je da elektronske ljuske sadrže osam vanjskih elektrona, od kojih su dva smještena na s- orbitale, a šest - na R-orbitali, posjedovati povećan otpor. Dopisuju se inertni plinovi : neon, argon, kripton, ksenon, radon (pronađite ih u periodnom sustavu). Atom helija, koji sadrži samo dva elektrona, još je stabilniji. Atomi svih ostalih elemenata nastoje približiti svoju elektroničku konfiguraciju elektroničkoj konfiguraciji najbližeg inertnog plina. To se može učiniti na dva načina - doniranjem ili pričvršćivanjem elektrona vanjske razine.

Atomu natrija, koji ima samo jedan nespareni elektron, isplativije ga je dati, čime atom prima naboj (postaje ion) i dobiva elektroničku konfiguraciju inertnog plina neona.

Atomu klora nedostaje samo jedan elektron u konfiguraciji najbližeg inertnog plina, pa nastoji steći elektron.

Svaki element, u većoj ili manjoj mjeri, ima sposobnost privlačenja elektrona, što je brojčano obilježeno vrijednošću elektronegativnost... Sukladno tome, što je veća elektronegativnost nekog elementa, jače privlači elektrone i izraženija su njegova oksidacijska svojstva.

Želja atoma za stjecanjem stabilne elektronske ljuske objašnjava razlog nastanka molekula.

Definicija

Kemijska veza- Ovo je interakcija atoma, koja određuje stabilnost kemijske molekule ili kristala u cjelini.

VRSTE KEMIJSKE VEZE

Postoje 4 glavne vrste kemijskih veza:

Razmotrimo interakciju dva atoma s istim vrijednostima elektronegativnosti, na primjer, dva atoma klora. Svaki od njih ima sedam valentnih elektrona. Prije elektroničke konfiguracije najbližeg inertnog plina, svakom nedostaje po jedan elektron.

Približavanje dva atoma određenoj udaljenosti dovodi do stvaranja zajedničkog elektronskog para, koji istovremeno pripada oba atoma. Ovaj zajednički par je kemijska veza. Isto se događa u slučaju molekule vodika. Vodik ima samo jedan nespareni elektron, a nedostaje mu još jedan elektron prije konfiguracije najbližeg inertnog plina (helij). Dakle, kada se dva atoma vodika približe jedan drugom, tvore jedan zajednički elektronski par.

Definicija

Veza između atoma nemetala, nastala interakcijom elektrona s stvaranjem zajedničkih elektronskih parova, naziva se kovalentna.

Ako atomi u interakciji imaju jednake vrijednosti elektronegativnosti, ukupni elektronski par jednako pripada oba atoma, odnosno nalazi se na jednakoj udaljenosti od oba atoma. Ova kovalentna veza naziva se nepolarni.

Definicija

Kovalentna nepolarna veza- kemijska veza između atoma nemetala s jednakim ili bliskim vrijednostima elektronegativnosti. U tom slučaju zajednički elektronski par jednako pripada oba atoma, ne opaža se pomak gustoće elektrona.

Kovalentna nepolarna veza odvija se u jednostavnim nemetalnim tvarima: $ \ mathrm (O) _2, \ mathrm (N) _2, \ mathrm (Cl) _2, \ mathrm (P) _4, \ mathrm (O) _3 $. Kada međusobno djeluju atomi s različitim vrijednostima elektronegativnosti, na primjer vodik i klor, ukupni par elektrona se pomiče prema atomu s većom elektronegativnošću, odnosno prema kloru. Atom klora dobiva djelomični negativni naboj, a atom vodika djelomični pozitivni naboj. Ovo je primjer kovalentne polarne veze.

Definicija

Veza koju tvore nemetalni elementi s različitom elektronegativnošću naziva se kovalentni polarni. U tom se slučaju gustoća elektrona pomiče prema elektronegativnijem elementu.

Molekula u kojoj su razdvojena središta pozitivnog i negativnog naboja naziva se dipol... Polarna se veza odvija između atoma s različitim, ali ne i vrlo različitim elektronegativnostima, na primjer, između različitih nemetala. Primjeri spojeva s polarnim kovalentnim vezama su međusobno spojevi nemetala, kao i različiti ioni koji sadrže atome nemetala $ (\ mathrm (NO) _3–, \ mathrm (CH) _3 \ mathrm (COO)- ) $. Među organskim tvarima ima posebno mnogo kovalentnih polarnih spojeva.

Ako je razlika u elektronegativnostima elemenata velika, neće doći samo do pomaka u gustoći elektrona, već do potpunog prijenosa elektrona s jednog atoma na drugi. Razmotrimo to na primjeru natrijevog fluorida NaF. Kao što smo ranije vidjeli, atom natrija nastoji donirati jedan elektron, a atom fluora je spreman to prihvatiti. To se lako postiže njihovom interakcijom, koju prati prijelaz elektrona.

U tom slučaju, atom natrija potpuno prenosi svoj elektron na atom fluora: natrij gubi elektron i postaje pozitivno nabijen, a klor dobiva elektron i postaje negativno nabijen.

Definicija

Atomi i skupine atoma koji nose naboj nazivaju se ioni.

U nastaloj molekuli - natrijevom kloridu $ Na ^ + F ^ - $ - veza se provodi zbog elektrostatičkog privlačenja suprotno nabijenih iona. Ta se veza naziva ionski... Ostvaruje se između tipičnih metala i nemetala, odnosno između atoma s vrlo različitim vrijednostima elektronegativnosti.

Definicija

Ionska veza nastale uslijed sila elektrostatičkog privlačenja između suprotno nabijenih iona - kationa i aniona.

Postoji još jedna vrsta veze - metal, tipično za jednostavne tvari - metale. Karakterizira ga privlačenje djelomično ioniziranih atoma metala i valentnih elektrona, koji tvore jedan elektronski oblak ("elektronski plin"). Valentni elektroni u metalima su delokalizirani i pripadaju istovremeno svim metalnim atomima, slobodno se krećući kroz kristal. Dakle, komunikacija je višecentrična. U prijelaznim metalima metalna je veza djelomično kovalentna, budući da je nadopunjena preklapanjem d-orbitala pred-vanjskog sloja djelomično ispunjenog elektronima. Metali tvore metalne kristalne rešetke. Detaljno je opisano u temi "Metalna veza i njene karakteristike".

međumolekulske interakcije

Primjer snažne međumolekulske interakcije

je vodaova veza, nastao između atoma vodika jedne molekule i atoma s visokom elektronegativnošću ($ \ mathrm (F) $, $ \ mathrm (O) $, $ \ mathrm (Cl) $, $ \ mathrm (N) $). Primjer vodikove veze je interakcija molekula vode $ \ mathrm (O) _2 \ mathrm (O) ... \ mathrm (OH) _2 $, molekula amonijaka i vode $ \ mathrm (H) _3 \ mathrm (N ) ... \ mathrm (OH) _2 $, metanol i voda $ \ mathrm (CH) _3 \ mathrm (OH) ... \ mathrm (OH) _2 $, kao i različiti dijelovi proteinskih molekula, polisaharidi, nukleinske kiseline.

Drugi primjer međumolekulske interakcije je van der Waalsove snage koji nastaju tijekom polarizacije molekula i stvaranja dipola. Oni određuju vezu između slojeva atoma u slojevitim kristalima (poput strukture grafita).

Karakteristike kemijske veze

Kemijsku vezu karakterizira duljina, energija, smjer i zasićenje(svaki atom može formirati ograničen broj veza). Višestrukost komunikacije jednaka je broju zajedničkih elektroničkih parova. Oblik molekula određen je vrstom elektronskih oblaka koji sudjeluju u stvaranju veze, kao i prisutnošću ili odsutnošću usamljenih elektronskih parova. Tako je, na primjer, molekula $ \ mathrm (CO) _2 $ linearna (nema usamljenih elektronskih parova), a $ \ mathrm (H) _2 \ mathrm (O) $ i $ \ mathrm (SO) _2 $ su kutni (postoje usamljeni parovi). Ako atomi u interakciji imaju vrlo različite vrijednosti elektronegativnosti, ukupni elektronski par gotovo se potpuno pomakne prema atomima s najvećom elektronegativnošću. Ionska se veza stoga može smatrati graničnim slučajem polarne kovalentne veze, kada je elektron gotovo potpuno prešao s jednog atoma na drugi. U stvarnosti se nikada ne događa potpuni pomak, odnosno nema apsolutno nikakvih ionskih tvari. Na primjer, u $ \ mathrm (NaCl) $, stvarni naboji na atomima su +0,92 i –0,92, a ne +1 i –1.

Ionska veza ostvaruje se u spojevima tipičnih metala s nemetalima i kiselim ostacima, naime u metalnim oksidima ($ \ mathrm (CaO) $, $ \ mathrm (Al) _2 \ mathrm (O) _3 $), lužinama ($ \ mathrm (NaOH) $, $ \ mathrm (Ca (OH)) _ 2 $) i soli ($ \ mathrm (NaCl) $, $ \ mathrm (K) _2 \ mathrm (S) $, $ \ mathrm (K) _2 \ mathrm (SO) _4 $, $ \ mathrm (NH) _4 \ mathrm (Cl) $, $ \ mathrm (CH) _3 \ mathrm (NH) _3 ^ + $, $ \ mathrm (Cl ^ -) $) .

Mehanizmi stvaranja kemijskih veza

Kovalentna kemijska veza, njezine sorte i mehanizmi nastanka. Karakterizacija kovalentne veze (polaritet i energija veze). Ionska veza. Metalna veza. Vodikova veza

Doktrina kemijskog povezivanja čini osnovu cijele teorijske kemije.

Kemijska veza se razumijeva kao interakcija atoma koja ih veže u molekule, ione, radikale, kristale.

Postoje četiri vrste kemijskih veza: ionske, kovalentne, metalne i vodikove.

Podjela kemijskih veza na vrste uvjetna je, jer sve njih karakterizira određeno jedinstvo.

Ionska se veza može smatrati graničnim slučajem kovalentne polarne veze.

Metalna veza kombinira kovalentnu interakciju atoma uz pomoć zajedničkih elektrona i elektrostatičko privlačenje između tih elektrona i iona metala.

U tvarima često nema ograničavajućih slučajeva kemijskih veza (ili čistih kemijskih veza).

Na primjer, litijev fluorid $ LiF $ se naziva ionskim spojevima. Zapravo, veza u njemu je 80% $ ionska i 20% $ kovalentna. Stoga je ispravnije govoriti o stupnju polariteta (ionskosti) kemijske veze.

U nizu halogenidnih vodika $ HF - HCl - HBr - HI - HÀt $ smanjuje se stupanj polariteta veze, jer se razlika u vrijednostima elektronegativnosti atoma halogena i vodika smanjuje, a u vodikovom astatu veza postaje gotovo nepolarni $ (EO (H) = 2,1; EO (At) = 2,2) $.

U istim tvarima mogu biti sadržane različite vrste veza, na primjer:

1. u bazama: između atoma kisika i vodika u hidroksilnim skupinama veza je polarno kovalentna, a između metala i hidroksilne skupine ionska;
2. u solima kiselina koje sadrže kisik: između atoma nemetala i kisika kiselog ostatka - kovalentni polarni, te između metala i kiselog ostatka - ionski;
3. u amonijevim, metilamonijevim solima itd .: između atoma dušika i vodika - kovalentni polarni, te između amonijevih ili metilamonijevih iona i kiselog ostatka - ionski;
4. u metalnim peroksidima (na primjer, $ Na_2O_2 $) veza između atoma kisika je kovalentna nepolarna, a između metala i kisika ionska itd.

Različite vrste veza mogu ići jedna u drugu:

- tijekom elektrolitičke disocijacije kovalentnih spojeva u vodi kovalentna polarna veza prelazi u ionsku;

- tijekom isparavanja metala, metalna veza prelazi u kovalentnu nepolarnu itd.

Razlog jedinstva svih vrsta i tipova kemijskih veza je njihova identična kemijska priroda - elektronsko -nuklearna interakcija. Nastanak kemijske veze u svakom je slučaju rezultat elektronsko-nuklearne interakcije atoma, popraćene oslobađanjem energije.

Metode stvaranja kovalentne veze. Karakteristike kovalentne veze: duljina veze i energija

Kovalentna kemijska veza je veza koja nastaje između atoma zbog stvaranja zajedničkih elektronskih parova.

Mehanizam za stvaranje takve veze može biti razmjena i prihvaćanje donatora.

Ja Mehanizam razmjene djeluje kada atomi tvore zajedničke elektronske parove kombiniranjem nesparenih elektrona.

1) $ H_2 $ - vodik:

Veza nastaje uslijed stvaranja zajedničkog elektronskog para od $ s $ -elektrona vodikovih atoma (preklapanje $ s $ -orbitala):

2) $ HCl $ - klorovodik:

Veza nastaje uslijed stvaranja zajedničkog elektronskog para od $ s- $ i $ p- $ elektrona (preklapajuće $ s-p- $ orbitale):

3) $ Cl_2 $: u molekuli klora kovalentna veza nastaje zbog nesparenih $ p- $ elektrona (preklapanje $ p-p- $ orbitala):

4) $ N_2 $: u molekuli dušika nastaju tri zajednička elektronska para između atoma:

II. Donatorsko-akceptorski mehanizam Razmotrimo stvaranje kovalentne veze na primjeru amonijevog iona $ NH_4 ^ + $.

Donator ima par elektrona, akceptor ima slobodnu orbitalu, koju ovaj par može zauzeti. U amonijevom ionu sve četiri veze s atomima vodika su kovalentne: tri su nastale uslijed stvaranja zajedničkih elektronskih parova atomom dušika, a atomi vodika izmjenjivačkim mehanizmom, jedna - donor -akceptorskim mehanizmom.

Kovalentne veze mogu se klasificirati prema načinu preklapanja elektronskih orbitala, kao i prema njihovom pomicanju prema jednom od vezanih atoma.

Kemijske veze nastale kao rezultat preklapanja elektronskih orbitala duž linije veze nazivaju se $ σ $ -veze (sigma-veze)... Sigma veza je vrlo jaka.

$ p- $ Orbitale se mogu preklapati u dvije regije, tvoreći kovalentnu vezu zbog bočnog preklapanja:

Kemijske veze nastale kao rezultat "bočnog" preklapanja elektronskih orbitala izvan komunikacijske linije, tj. E. u dva područja nazivaju se $ π $ -veze (pi-obveznice).

Po stupanj pristranosti zajedničkih elektronskih parova na jedan od atoma koji su s njima povezani, kovalentna veza može biti polarni i nepolarni.

Kovalentna kemijska veza nastala između atoma s istom elektronegativnošću naziva se nepolarni. Parovi elektrona nisu pomaknuti ni na jedan od atoma, jer atomi imaju isti EO - svojstvo da odvlače valentne elektrone od drugih atoma. Na primjer:

oni. kovalentnom nepolarnom vezom nastaju molekule jednostavnih nemetalnih tvari. Kovalentna kemijska veza između atoma elemenata čije se elektronegativnosti razlikuju naziva se polarni.

Duljina i energija kovalentne veze.

Karakteristično svojstva kovalentne veze- njegovu duljinu i energiju. Duljina veze Je udaljenost između jezgri atoma. Što je njezina duljina kraća, to je jača kemijska veza. Međutim, mjera čvrstoće veze je energija veze, koji je određen količinom energije potrebne za prekid veze. Obično se mjeri u kJ / mol. Prema eksperimentalnim podacima, duljina veze molekula $ H_2, Cl_2 $ i $ N_2 $ iznosi 0,074, 0,198 $ i 0,109 $ nm, a energije vezanja 436, 242 $ i 946 USD kJ / mol, respektivno.

Jona. Ionska veza

Zamislimo da se „susreću“ dva atoma: atom metala iz skupine I i nemetalni atom iz skupine VII. Atom metala ima jedan elektron na vanjskoj razini energije, a atomu nemetala nedostaje samo jedan elektron da bi njegova vanjska razina bila potpuna.

Prvi atom lako će drugom dati svoj elektron koji je udaljen od jezgre i slabo vezan za njega, a drugi će mu dati slobodan prostor na vanjskoj elektronskoj razini.

Tada će atom, lišen jednog negativnog naboja, postati pozitivno nabijena čestica, a drugi će se zbog primljenog elektrona pretvoriti u negativno nabijenu česticu. Takve se čestice nazivaju ioni.

Kemijska veza koja nastaje između iona naziva se ionska.

Razmotrimo stvaranje ove veze na primjeru dobro poznatog spoja natrijevog klorida (kuhinjske soli):

Proces pretvaranja atoma u ione prikazan je na dijagramu:

Ova transformacija atoma u ione uvijek se događa kada međusobno djeluju atomi tipičnih metala i tipičnih nemetala.

Uzmite u obzir algoritam (slijed) zaključivanja pri bilježenju stvaranja ionske veze, na primjer, između atoma kalcija i klora:

Zovu se brojevi koji pokazuju broj atoma ili molekula koeficijenti, a nazivaju se brojevi koji pokazuju broj atoma ili iona u molekuli indeksa.

Metalna veza

Upoznajmo se kako atomi metalnih elemenata međusobno djeluju. Metali obično ne postoje kao izolirani atomi, već u obliku grudvice, ingota ili metalnog proizvoda. Što drži atome metala u jednom volumenu?

Atomi većine metala na vanjskoj razini sadrže mali broj elektrona - 1, 2, 3 $. Ti se elektroni lako otkidaju, a atomi pretvaraju u pozitivne ione. Odvojeni elektroni prelaze s jednog iona na drugi, vežući ih u jednu cjelinu. Kombinirajući se s ionima, ti elektroni privremeno tvore atome, zatim se ponovno odvajaju i spajaju s drugim ionima itd. Slijedom toga, u glavnini metala atomi se kontinuirano pretvaraju u ione i obrnuto.

Veza u metalima između iona pomoću zajedničkih elektrona naziva se metalna.

Slika shematski prikazuje strukturu metalnog ulomka natrija.

U tom slučaju mali broj zajedničkih elektrona veže veliki broj iona i atoma.

Metalna veza ima neku sličnost s kovalentnom vezom, jer se temelji na dijeljenju vanjskih elektrona. Međutim, s kovalentnom vezom vanjski su nespareni elektroni samo dva susjedna atoma socijalizirani, dok s metalnom vezom svi atomi sudjeluju u socijalizaciji tih elektrona. Zato su kristali s kovalentnom vezom krhki, a kristali s metalnom vezom obično su plastični, električno vodljivi i imaju metalni sjaj.

Metalna veza karakteristična je i za čiste metale i za smjese različitih metala - legura u čvrstom i tekućem stanju.

Vodikova veza

Kemijska veza između pozitivno polariziranih atoma vodika jedne molekule (ili njezinog dijela) i negativno polariziranih atoma jako elektronegativnih elemenata koji imaju usamljene elektronske parove ($ F, O, N $ i rjeđe $ S $ i $ Cl $), druge molekula (ili njezini dijelovi) nazivaju se vodik.

Mehanizam vezivanja vodika djelomično je elektrostatički, a djelomično donorsko-akceptorski.

Primjeri međumolekulskih vodikovih veza:

U prisutnosti takve veze, čak i tvari niske molekulske mase mogu u normalnim uvjetima biti tekućine (alkohol, voda) ili lako ukapljeni plinovi (amonijak, vodikov fluorid).

Tvari s vodikovim vezama imaju molekularne kristalne rešetke.

Tvari molekularne i nemolekularne strukture. Vrsta kristalne rešetke. Ovisnost svojstava tvari o njihovom sastavu i građi

Molekularna i nemolekularna struktura tvari

U kemijske interakcije ne ulaze pojedinačni atomi ili molekule, već tvari. Tvar pod zadanim uvjetima može biti u jednom od tri agregatna stanja: kruto, tekuće ili plinovito. Svojstva tvari također ovise o prirodi kemijske veze između čestica koje je tvore - molekula, atoma ili iona. Po vrsti veze razlikuju se tvari molekularne i nemolekularne strukture.

Tvari koje se sastoje od molekula nazivaju se molekularne tvari... Veze među molekulama u takvim tvarima vrlo su slabe, mnogo slabije nego između atoma unutar molekule, pa čak i pri relativno niskim temperaturama pucaju - tvar se pretvara u tekućinu, a zatim u plin (sublimacija joda). Tališta i vrelišta tvari sastavljenih od molekula povećavaju se s povećanjem molekularne mase.

Molekularne tvari uključuju tvari s atomskom strukturom ($ C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W $), među njima ima metala i nemetala.

Uzmite u obzir fizikalna svojstva alkalnih metala. Relativno niska čvrstoća veze između atoma uzrokuje nisku mehaničku čvrstoću: alkalijski metali su mekani, lako se režu nožem.

Velika veličina atoma dovodi do niske gustoće alkalnih metala: litij, natrij i kalij čak su lakši od vode. U skupini alkalnih metala točke ključanja i taljenja opadaju s povećanjem rednog broja elementa, jer veličina atoma raste, a veze slabe.

Na tvari nemolekularni strukture uključuju ionske spojeve. Većina metalnih spojeva s nemetalima ima takvu strukturu: sve soli ($ NaCl, K_2SO_4 $), neki hidridi ($ LiH $) i oksidi ($ CaO, MgO, FeO $), baze ($ NaOH, KOH $). Ionske (nemolekularne) tvari imaju visoka tališta i vrelišta.

Kristalne rešetke

Tvar, kao što znate, može postojati u tri agregatna stanja: plinovito, tekuće i čvrsto.

Krute tvari: amorfne i kristalne.

Razmotrimo kako značajke kemijskih veza utječu na svojstva čvrstih tijela. Krute tvari se dijele na kristalni i amorfna.

Amorfne tvari nemaju jasno talište - zagrijavanjem se postupno omekšavaju i pretvaraju u tekuće stanje. U amorfnom stanju, na primjer, nalaze se plastelin i razne smole.

Kristalne tvari odlikuje se ispravnim rasporedom onih čestica od kojih se sastoje: atoma, molekula i iona - na strogo određenim mjestima u prostoru. Kad se te točke spoje ravnim linijama, nastaje prostorni okvir, nazvan kristalna rešetka. Točke na kojima se nalaze kristalne čestice nazivaju se rešetkaste točke.

Ovisno o vrsti čestica koje se nalaze na mjestima kristalne rešetke i prirodi veze između njih, razlikuju se četiri vrste kristalnih rešetki: ionski, atomski, molekularni i metal.

Ionske kristalne rešetke.

Jonski nazivaju se kristalne rešetke, u čijim čvorovima postoje ioni. Tvore ih tvari s ionskom vezom, koje se mogu povezati s oba jednostavna iona $ Na ^ (+), Cl ^ ( -) $, i s kompleksnim ionima $ SO_4 ^ (2−), OH ^ - $. Posljedično, soli, neki oksidi i hidroksidi metala imaju ionske kristalne rešetke. Na primjer, kristal natrijevog klorida sastoji se od naizmjeničnih pozitivnih $ Na ^ + $ i negativnih $ Cl ^ - $ iona, tvoreći rešetku u obliku kocke. Veze između iona u takvom kristalu vrlo su stabilne. Stoga se tvari s ionskom rešetkom razlikuju po relativno visokoj tvrdoći i čvrstoći, vatrostalne su i nehlapive.

Atomske kristalne rešetke.

Atomski nazivaju se kristalne rešetke, u čijim čvorovima postoje pojedinačni atomi. U takvim rešetkama atomi su međusobno povezani vrlo jakim kovalentnim vezama. Primjer tvari s ovom vrstom kristalne rešetke je dijamant - jedna od alotropnih modifikacija ugljika.

Većina tvari s atomskom kristalnom rešetkom ima vrlo visoka tališta (na primjer, za dijamant je iznad 3500 USD), jake su i čvrste, praktički netopljive.

Molekularne kristalne rešetke.

Molekularno nazvane kristalne rešetke, u čijim se čvorovima nalaze molekule. Kemijske veze u tim molekulama mogu biti i polarne ($ HCl, H_2O $) i nepolarne ($ N_2, O_2 $). Unatoč činjenici da su atomi unutar molekula vezani vrlo jakim kovalentnim vezama, slabe sile međumolekulskog privlačenja djeluju između samih molekula. Stoga tvari s molekularnim kristalnim rešetkama imaju nisku tvrdoću, niska tališta i hlapljive su. Većina čvrstih organskih spojeva ima molekularne kristalne rešetke (naftalen, glukoza, šećer).

Metalne kristalne rešetke.

Tvari s metalnom vezom imaju metalne kristalne rešetke. Na mjestima takvih rešetki nalaze se atomi i ioni (bilo atomi ili ioni, u koje se atomi metala lako pretvaraju, donirajući svoje vanjske elektrone "za opću uporabu"). Ova unutarnja struktura metala određuje njihova karakteristična fizička svojstva: podatnost, plastičnost, električnu i toplinsku vodljivost, karakterističan metalni sjaj.

Ionska kemijska veza je veza koja nastaje između atoma kemijskih elemenata (pozitivno ili negativno nabijenih iona). Dakle, što je ionska veza i kako nastaje?

Opće karakteristike ionske kemijske veze

Ioni su čestice s nabojem, u koje se atomi pretvaraju u procesu davanja ili prihvaćanja elektrona. Oni se međusobno prilično privlače, zbog toga tvari s ovom vrstom veze imaju visoka vrelišta i tališta.

Riža. 1. Jona.

Ionska veza - kemijska veza između različitih iona zbog njihove elektrostatičke privlačnosti. Može se smatrati graničnim slučajem kovalentne veze, kada je razlika u elektronegativnostima vezanih atoma toliko velika da dolazi do potpunog odvajanja naboja.

Riža. 2. Ionska kemijska veza.

Obično se smatra da komunikacija postaje elektroničke prirode ako je EO> 1,7.

Razlika u vrijednosti elektronegativnosti je veća što su elementi udaljeniji jedan od drugog u periodnom sustavu duž razdoblja. Ta je veza tipična za metale i nemetale, osobito one koji se nalaze u najudaljenijim skupinama, na primjer, I i VII.

Primjer: kuhinjska sol, natrijev klorid NaCl:

Riža. 3. Dijagram ionske kemijske veze natrijevog klorida.

Ionska veza postoji u kristalima, ima snagu, duljinu, ali nije zasićena i nije usmjerena. Ionska veza karakteristična je samo za složene tvari kao što su soli, lužine, neki metalni oksidi. U plinovitom stanju takve tvari postoje u obliku ionskih molekula.

Između tipičnih metala i nemetala nastaje ionska kemijska veza. Elektroni prelaze iz metala u nemetal, stvarajući ione. Kao rezultat toga nastaje elektrostatička privlačnost koja se naziva ionska veza.

Zapravo, ne dolazi do potpuno ionske veze. Takozvana ionska veza djelomično je ionska, dijelom kovalentna. Međutim, veza složenih molekularnih iona može se smatrati ionskom.

Primjeri stvaranja ionske veze

Postoji nekoliko primjera stvaranja ionske veze:

• interakcija kalcija i fluora

Ca 0 (atom) -2e = Ca 2 + (ion)

- Kalcij je lakše donirati dva elektrona nego dobiti one koji nedostaju.

F 0 (atom) + 1e = F- (ion)

- fluor je, naprotiv, lakše prihvatiti jedan elektron nego donirati sedam elektrona.

Pronađimo najmanji zajednički višekratnik između naboja nastalih iona. Jednako je 2. Odredimo broj atoma fluora koji će prihvatiti dva elektrona od atoma kalcija: 2: 1 = 2,4.

Sastavimo formulu za ionsku kemijsku vezu:

Ca 0 + 2F 0 → Ca 2 + F - 2.

• interakcija natrija i kisika

Kemijska veza, njene vrste, svojstva, zajedno s jednim je od kamena temeljaca zanimljive znanosti koja se zove kemija. U ovom ćemo članku analizirati sve aspekte kemijskih veza, njihov značaj u znanosti, navesti primjere i još mnogo toga.

Što je kemijska veza

Pod kemijskom vezom u kemiji se podrazumijeva međusobno prianjanje atoma u molekuli i, kao posljedica djelovanja sile privlačenja koja postoji između. Zahvaljujući kemijskim vezama nastaju različiti kemijski spojevi, to je priroda kemijske veze.

Vrste kemijskih veza

Mehanizam stvaranja kemijske veze jako ovisi o njezinoj vrsti ili tipu; općenito se razlikuju sljedeće glavne vrste kemijskih veza:

• Kovalentna kemijska veza (koja pak može biti polarna i nepolarna)
• Ionska veza
• veza
• Kemijska veza

poput ljudi.

Što se tiče, zaseban članak posvećen je tome na našoj web stranici, a možete detaljnije pročitati na poveznici. Nadalje, detaljnije ćemo analizirati sve ostale glavne vrste kemijskih veza.

Ionska kemijska veza

Do stvaranja ionske kemijske veze dolazi kada se dva iona s različitim nabojima međusobno privuku. Ioni su obično jednostavni s takvim kemijskim vezama, koji se sastoje od jednog atoma materije.

Dijagram ionske kemijske veze.

Karakteristična značajka ionskog tipa kemijske veze je nedostatak zasićenja, pa se kao rezultat toga vrlo različit broj suprotno nabijenih iona može pridružiti ionu ili čak cijeloj skupini iona. Primjer ionske kemijske veze je spoj cezijevog fluorida CsF, u kojem je razina "ionskosti" gotovo 97%.

Kemijska veza vodika

Mnogo prije pojave moderne teorije kemijskih veza u njezinom modernom obliku, kemijski znanstvenici primijetili su da spojevi vodika s nemetalima imaju različita nevjerojatna svojstva. Recimo da je vrelište vode i zajedno s vodikovim fluoridom mnogo veće nego što bi moglo biti, evo gotovog primjera vodikove kemijske veze.

Na slici je prikazan dijagram nastanka vodikove kemijske veze.

Priroda i svojstva vodikove kemijske veze posljedica su sposobnosti vodikovog atoma H da formira drugu kemijsku vezu, pa otuda i naziv te veze. Razlog nastanka takve veze su svojstva elektrostatičkih sila. Na primjer, zajednički elektronski oblak u molekuli vodikovog fluorida toliko je pomaknut prema fluoru da je prostor oko atoma ove tvari zasićen negativnim električnim poljem. Oko atoma vodika, osobito kad mu je oduzet jedini elektron, sve je upravo suprotno, njegovo elektronsko polje je mnogo slabije i kao rezultat ima pozitivan naboj. Pozitivni i negativni naboji, kao što znate, privlače se na tako jednostavan način i postoji vodikova veza.

Kemijska veza metala

Koja je kemijska veza tipična za metale? Ove tvari imaju svoju vrstu kemijske veze - atomi svih metala nisu nikako raspoređeni, ali se na određeni način redoslijed njihova rasporeda naziva kristalna rešetka. Elektroni različitih atoma tvore zajednički elektronski oblak, dok međusobno slabo stupaju u interakciju.

Ovako izgleda metalna kemijska veza.

Kao primjer metalne kemijske veze mogu se koristiti bilo koji metali: natrij, željezo, cink itd.

Kako odrediti vrstu kemijske veze

Ovisno o tvarima koje u njemu sudjeluju, ako je metal i nemetal, tada je veza ionska, ako dva metala, onda metalna, ako dva nemetala, onda kovalentna.

Svojstva kemijske veze

Za usporedbu različitih kemijskih reakcija koriste se različite kvantitativne karakteristike, kao što su:

• duljina,
• energija,
• polaritet,
• redoslijed poveznica.

Pogledajmo ih pobliže.

Duljina veze - ravnotežna udaljenost između jezgri atoma, koji su povezani kemijskom vezom. Obično se mjeri eksperimentalno.

Energija kemijske veze određuje njezinu snagu. U ovom slučaju energija se odnosi na napor potreban za prekid kemijske veze i odvajanje atoma.

Polaritet kemijske veze pokazuje koliko je gustoća elektrona pomaknuta prema jednom od atoma. Sposobnost atoma da pomaknu gustoću elektrona na sebe ili, jednostavno rečeno, "povuku deku preko sebe" u kemiji naziva se elektronegativnost.

Atomi većine elemenata ne postoje zasebno jer mogu međusobno djelovati. Ova interakcija stvara složenije čestice.

Priroda kemijske veze je djelovanje elektrostatičkih sila, koje su sile interakcije između električnih naboja. Elektroni i atomska jezgra imaju takve naboje.

Elektroni koji se nalaze na vanjskim elektronskim razinama (valentni elektroni) koji su najudaljeniji od jezgre međusobno djeluju najslabije, pa se stoga mogu odvojiti od jezgre. Oni su odgovorni za međusobno vezanje atoma.

Vrste interakcija u kemiji

Vrste kemijskih veza mogu se predstaviti u obliku sljedeće tablice:

Karakteristika jonske veze

Kemijska interakcija koja nastaje uslijed privlačenje iona koji imaju različite naboje naziva se ionski. To se događa ako povezani atomi imaju značajnu razliku u elektronegativnosti (to jest, sposobnosti privlačenja elektrona), a elektronski par ide do elektronegativnijeg elementa. Rezultat takvog prijelaza elektrona s jednog atoma na drugi je stvaranje nabijenih čestica - iona. Između njih nastaje privlačnost.

Najniže indekse elektronegativnosti imaju tipični metali, a najveći su tipični nemetali. Ioni se tako stvaraju interakcijom između tipičnih metala i tipičnih nemetala.

Atomi metala postaju pozitivno nabijeni ioni (kationi), donirajući elektrone vanjskim elektronskim razinama, a nemetali uzimaju elektrone pretvarajući se u negativno nabijena ioni (anioni).

Atomi prelaze u stabilnije energetsko stanje, dovršavajući svoje elektroničke konfiguracije.

Ionska veza je neusmjerena i nezasićena, budući da se elektrostatička interakcija događa u svim smjerovima, odnosno ion može privući ione suprotnog znaka u svim smjerovima.

Raspored iona je takav da se oko svakog nalazi određeni broj suprotno nabijenih iona. Koncept "molekule" za ionske spojeve nema smisla.

Primjeri obrazovanja

Do stvaranja veze u natrijevom kloridu (nacl) dolazi zbog prijenosa elektrona s atoma Na na atom Cl uz stvaranje odgovarajućih iona:

Na 0 - 1 e = Na + (kation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

U natrijevom kloridu postoji šest aniona klora oko natrijevih kationa, a oko svakog iona klora nalazi se šest natrijevih iona.

Tijekom stvaranja interakcije među atomima u barijevom sulfidu događaju se sljedeći procesi:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba predaje svoja dva elektrona sumporu, što rezultira stvaranjem sumpornih aniona S 2- i barijevih kationa Ba 2+.

Metalna kemijska veza

Broj elektrona u vanjskim energetskim razinama metala je mali; oni se lako odvajaju od jezgre. Kao rezultat ovog odvajanja nastaju metalni ioni i slobodni elektroni. Ti se elektroni nazivaju "elektronski plin". Elektroni se slobodno kreću kroz volumen metala i stalno se vežu i odvajaju od atoma.

Struktura metalne tvari je sljedeća: kristalna rešetka je okosnica tvari, a elektroni se mogu slobodno kretati između njezinih čvorova.

Primjeri uključuju:

Mg - 2e<->Mg 2+

Cs - e<->Cs +

Ca - 2e<->Ca 2+

Fe - 3e<->Fe 3+

Kovalentno: polarno i nepolarno

Najčešći tip kemijske interakcije je kovalentna veza. Vrijednosti elektronegativnosti elemenata koji međusobno djeluju ne razlikuju se oštro, s tim u vezi dolazi samo do pomaka zajedničkog elektronskog para na elektronegativniji atom.

Kovalentna interakcija može se formirati putem mehanizma izmjene ili putem donor-akceptorskog mehanizma.

Mehanizam izmjene ostvaruje se ako svaki od atoma ima nesparene elektrone na vanjskim elektronskim razinama, a preklapanje atomskih orbitala dovodi do pojave para elektrona koji pripadaju oba atoma. Kada jedan od atoma ima par elektrona na vanjskoj elektronskoj razini, a drugi ima slobodnu orbitalu, tada kada se atomske orbitale preklapaju, elektronski par se socijalizira i stupa u interakciju prema donor-akceptorskom mehanizmu.

Kovalentne se po mnoštvu dijele na:

• jednostavan ili pojedinačan;
• dvostruko;
• utrostručiti.

Dvostruki osiguravaju socijalizaciju dva para elektrona odjednom, a trostruka - tri.

Prema raspodjeli gustoće elektrona (polaritet) između vezanih atoma, kovalentna veza se dijeli na:

• nepolarni;
• polarni.

Nepolarnu vezu tvore isti atomi, a polarnu vezu različita elektronegativnost.

Interakcija atoma bliskih u elektronegativnosti naziva se nepolarna veza. Zajednički par elektrona u takvoj molekuli ne privlači niti jedan od atoma, već jednako pripada obama.

Međudjelovanje elemenata različitih elektronegativnosti dovodi do stvaranja polarnih veza. U ovoj vrsti interakcije uobičajene elektronske parove privlači elektronegativniji element, ali se na njega ne prenose u potpunosti (to jest, ne dolazi do stvaranja iona). Kao rezultat takvog pomaka u gustoći elektrona, na atomima se pojavljuju parcijalni naboji: na elektronegativnijem - negativan naboj, a na manje - pozitivnom.

Svojstva i karakteristike kovalentnosti

Glavne karakteristike kovalentne veze:

• Duljina je određena udaljenošću između jezgri atoma u interakciji.
• Polaritet je određen pomakom elektronskog oblaka prema jednom od atoma.
• Smjernost je svojstvo stvaranja prostorno orijentiranih veza i, sukladno tome, molekula koje imaju određene geometrijske oblike.
• Zasićenost je određena sposobnošću stvaranja ograničenog broja veza.
• Polarizabilnost je određena sposobnošću mijenjanja polariteta pri izlaganju vanjskom električnom polju.
• Energija potrebna za prekid veze koja određuje njezinu snagu.

Primjer kovalentne nepolarne interakcije mogu biti molekule vodika (H2), klora (Cl2), kisika (O2), dušika (N2) i mnoge druge.

Molekula H + H → H-H ima jednostruku nepolarnu vezu,

O: +: O → O = O molekula ima dvostruki nepolar,

Ṅ: + Ṅ: → Molekula N≡N ima trostruki nepolar.

Kao primjeri mogu se navesti molekule ugljičnog dioksida (CO2) i ugljičnog monoksida (CO), sumporovodika (H2S), klorovodične kiseline (HCL), vode (H2O), metana (CH4), sumpor -oksida (SO2) i mnogih drugih) kovalentne veze kemijskih elemenata. ...

U molekuli CO2 odnos između atoma ugljika i kisika je kovalentno polarni, jer elektronegativniji vodik privlači gustoću elektrona k sebi. Kisik ima dva nesparena elektrona na vanjskoj razini, a ugljik može osigurati četiri valentna elektrona za stvaranje interakcija. Kao rezultat toga nastaju dvostruke veze i molekula izgleda ovako: O = C = O.

Kako bi se odredila vrsta veze u određenoj molekuli, dovoljno je razmotriti atome koji je čine. Jednostavne tvari metali tvore metal, metali s nemetalima-ionske, jednostavne tvari nemetali-kovalentne nepolarne, a molekule koje se sastoje od različitih nemetala nastaju kovalentnom polarnom vezom.