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

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

Atomu klora nedostaje samo jedan elektron do konfiguracije najbližeg inertnog plina, pa nastoji steći elektron.

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

Želja atoma da steknu stabilnu elektronsku ljusku 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. Oni su jedan elektron kraći od elektronske konfiguracije najbližeg inertnog plina.

Zbližavanje dvaju atoma na određenu udaljenost dovodi do stvaranja zajedničkog elektronskog para koji istodobno pripada oba atoma. Ovaj zajednički par predstavlja kemijsku vezu. Ista stvar se događa u slučaju molekule vodika. Vodik ima samo jedan nespareni elektron i jedan elektron mu je manje od konfiguracije najbližeg inertnog plina (helija). Dakle, kada se dva atoma vodika približe jedan drugome, oni tvore jedan zajednički elektronski par.

Definicija

Veza između atoma nemetala koja nastaje kada elektroni međusobno djeluju i formiraju zajedničke elektronske parove naziva se kovalentni.

Ako atomi koji međusobno djeluju imaju jednake vrijednosti elektronegativnosti, zajednički elektronski par pripada jednako oba atoma, odnosno nalazi se na jednakoj udaljenosti od oba atoma. Ova kovalentna veza se zove nepolarni.

Definicija

Kovalentna nepolarna veza- kemijska veza između atoma nemetala s jednakim ili sličnim vrijednostima elektronegativnosti. U ovom slučaju, zajednički elektronski par pripada podjednako oba atoma i ne opaža se pomak u gustoći elektrona.

Kovalentne nepolarne veze pojavljuju se u jednostavnim nemetalnim tvarima: $\mathrm(O)_2, \mathrm(N)_2, \mathrm(Cl)_2, \mathrm(P)_4, \mathrm(O)_3$. Kada atomi koji imaju različite vrijednosti elektronegativnosti, kao što su vodik i klor, međusobno djeluju, zajednički elektronski par se pomiče prema atomu s većom elektronegativnošću, odnosno prema kloru. Atom klora dobiva djelomično negativan naboj, a atom vodika dobiva djelomično pozitivan naboj. Ovo je primjer polarne kovalentne veze.

Definicija

Veza koju čine nemetalni elementi različite elektronegativnosti naziva se kovalentni polarni. U tom se slučaju gustoća elektrona pomiče prema elektronegativnijem elementu.

Molekula u kojoj su središta pozitivnih i negativnih naboja odvojena naziva se dipol. Polarna veza događa se između atoma s različitim, ali ne vrlo različitim elektronegativnostima, na primjer između različitih nemetala. Primjeri spojeva s polarnom kovalentnom vezom su spojevi nemetala međusobno, 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 elektronegativnosti elemenata velika, neće doći samo do pomaka u gustoći elektrona, već do potpunog prijenosa elektrona s jednog atoma na drugi. Razmotrimo ovo na primjeru natrijeva fluorida NaF. Kao što smo vidjeli ranije, atom natrija žarko želi predati jedan elektron, a atom fluora spreman ga je prihvatiti. To se lako postiže tijekom njihove interakcije, koja je popraćena prijenosom 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 nastaje zbog elektrostatskog privlačenja suprotno nabijenih iona. Ova veza se zove ionski. Ostvaruje se između tipičnih metala i nemetala, odnosno između atoma s vrlo različitim vrijednostima elektronegativnosti.

Definicija

Ionska veza nastali zbog sila elektrostatskog privlačenja između suprotno nabijenih iona – kationa i aniona.

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

međumolekularne interakcije

Primjer jake međumolekularne interakcije

je vodikova veza, nastaje između atoma vodika jedne molekule i atoma visoke elektronegativnosti ($\mathrm(F)$, $\mathrm(O)$, $\mathrm(Cl)$, $\mathrm(N)$). Primjer vodikove veze je interakcija molekula vode $\mathrm(O)_2\mathrm(O)…\mathrm(OH)_2$, amonijaka i molekula vode $\mathrm(H)_3\mathrm(N)… \mathrm(OH) _2$, metanol i voda $\mathrm(CH)_3\mathrm(OH)…\mathrm(OH)_2$, kao i razni dijelovi proteinskih molekula, polisaharida, nukleinskih kiselina.

Još jedan primjer međumolekularne interakcije je van der Waalsove sile, koji nastaju tijekom polarizacije molekula i stvaranja dipola. Oni uzrokuju vezivanje između slojeva atoma u slojevitim kristalima (kao što je struktura grafita).

Obilježja kemijske veze

Karakterizirana je kemijska veza duljina, energija, smjer I zasićenost(svaki atom je sposoban formirati ograničeni broj veza). Višestrukost veze jednaka je broju zajedničkih elektronskih parova. Oblik molekula određen je vrstom elektronskih oblaka uključenih u stvaranje 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 parovi (postoje pojedinačni parovi parovi). Ako atomi koji međusobno djeluju imaju vrlo različite vrijednosti elektronegativnosti, zajednički elektronski par je gotovo potpuno pomaknut prema atomima s najvećom elektronegativnošću. Ionska veza se stoga može smatrati ekstremnim slučajem polarne kovalentne veze, kada se elektron gotovo potpuno prenosi s jednog atoma na drugi. U stvarnosti nikada ne dolazi do potpunog istiskivanja, odnosno nema apsolutno ionskih tvari. Na primjer, u $\mathrm(NaCl)$ stvarni naboji na atomima su +0,92 i –0,92, a ne +1 i –1.

Ionska veza javlja se u spojevima tipičnih metala s nemetalima i kiselim ostacima, naime u metalnim oksidima ($\mathrm(CaO)$, $\mathrm(Al)_2\mathrm(O)_3$), alkalijama ($\mathrm(NaOH) ) )$, $\mathrm(Ca(OH))_2$) 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 vrste i mehanizmi nastanka. Značajke kovalentnih veza (polarnost i energija veze). Ionska veza. Metalni spoj. Vodikova veza

Doktrina kemijske veze čini temelj cijele teorijske kemije.

Pod kemijskom vezom podrazumijeva se međudjelovanje atoma koje ih povezuje u molekule, ione, radikale i kristale.

Postoje četiri vrste kemijskih veza: ionska, kovalentna, metalna i vodikova.

Podjela kemijskih veza u tipove je uvjetna, budući da ih sve karakterizira određeno jedinstvo.

Ionska veza može se smatrati ekstremnim slučajem polarne kovalentne veze.

Metalna veza kombinira kovalentnu interakciju atoma koristeći zajedničke elektrone i elektrostatsko privlačenje između tih elektrona i metalnih iona.

Tvari često nemaju granične slučajeve kemijskog vezivanja (ili čistog kemijskog vezivanja).

Na primjer, litijev fluorid $LiF$ klasificira se kao ionski spoj. Zapravo, veza u njemu je 80%$ ionska i 20%$ kovalentna. Stoga je, očito, ispravnije govoriti o stupnju polariteta (ionskosti) kemijske veze.

U nizu halogenovodika $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ stupanj polariteta veze opada, jer se smanjuje razlika u vrijednostima elektronegativnosti atoma halogena i vodika, au astatnom vodiku veza postaje gotovo nepolarna $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.

U istim tvarima mogu se naći različite vrste veza, na primjer:

1. u bazama: između atoma kisika i vodika u hidrokso skupinama veza je polarna kovalentna, a između metala i hidrokso skupine ionska;
2. u solima kiselina koje sadržavaju kisik: između atoma nemetala i kisika kiselinskog ostatka - kovalentni polarni, a između metala i kiselinskog ostatka - ionski;
3. u amonijevim, metilamonijevim solima i dr.: između atoma dušika i vodika - kovalentni polarni, a između amonijevih ili metilamonijevih iona i kiselinskog ostatka - ionski;
4. u metalnim peroksidima (npr. $Na_2O_2$) veza između atoma kisika je kovalentna nepolarna, a između metala i kisika ionska itd.

Različite vrste veza mogu se transformirati jedna u drugu:

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

- kada metali ispare, metalna veza prelazi u nepolarnu kovalentnu vezu itd.

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

Metode stvaranja kovalentnih veza. Obilježja kovalentne veze: duljina i energija veze

Kovalentna kemijska veza je veza nastala između atoma stvaranjem zajedničkih elektronskih parova.

Mehanizam nastanka takve veze može biti razmjenski ili donorsko-akceptorski.

ja Mehanizam razmjene djeluje kada atomi formiraju zajedničke elektronske parove kombiniranjem nesparenih elektrona.

1) $H_2$ - vodik:

Veza nastaje zbog stvaranja zajedničkog elektronskog para $s$-elektrona atoma vodika (preklapajućih $s$-orbitala):

2) $HCl$ - klorovodik:

Veza nastaje zbog formiranja zajedničkog elektronskog para $s-$ i $p-$elektrona (preklapajućih $s-p-$orbitala):

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

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

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

Donor ima elektronski par, akceptor ima praznu orbitalu koju taj par može zauzeti. U amonijevom ionu sve četiri veze s atomima vodika su kovalentne: tri su nastale stvaranjem zajedničkih elektronskih parova atomom dušika i vodikovim atomima prema mehanizmu izmjene, jedna - kroz mehanizam donor-akceptora.

Kovalentne veze mogu se klasificirati prema načinu na koji se elektronske orbitale preklapaju, kao i prema njihovom pomaku prema jednom od vezanih atoma.

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

$p-$orbitale se mogu preklapati u dva područja, tvoreći kovalentnu vezu zbog bočnog preklapanja:

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

Po stupanj pomaka zajedničkih elektronskih parova na jedan od atoma koje povezuju, kovalentna veza može biti polarni I nepolarni.

Kovalentna kemijska veza nastala između atoma s istom elektronegativnošću naziva se nepolarni. Elektronski parovi nisu pomaknuti ni na jedan od atoma, jer atomi imaju isti EO – svojstvo privlačenja valentnih elektrona iz drugih atoma. Na primjer:

oni. molekule jednostavnih tvari nemetala nastaju preko kovalentnih nepolarnih veza. Kovalentna kemijska veza između atoma elemenata čija je elektronegativnost različita naziva se polarni.

Duljina i energija kovalentnih veza.

Karakteristično svojstva kovalentne veze- njegova duljina i energija. Duljina veze je udaljenost između jezgri atoma. Što je kemijska veza kraća, to je jača. Međutim, mjera snage veze je energija vezanja, što je određeno količinom energije potrebnom za prekid veze. Obično se mjeri u kJ/mol. Dakle, prema eksperimentalnim podacima, duljine veze molekula $H_2, Cl_2$ i $N_2$ su $0,074, 0,198$ i $0,109$ nm, a energije veze su $436, 242$ i $946$ kJ/mol.

Ioni. Ionska veza

Zamislimo da se “sretnu” dva atoma: atom metala I. skupine i atom nemetala VII. Atom metala ima jedan elektron na svojoj vanjskoj energetskoj razini, dok atomu nemetala nedostaje samo jedan elektron da bi njegova vanjska razina bila potpuna.

Prvi će atom drugom lako prepustiti svoj elektron koji je udaljen od jezgre i slabo vezan za nju, a drugi će mu osigurati slobodno mjesto na njegovoj vanjskoj elektronskoj razini.

Tada će atom, lišen jednog od svojih negativnih naboja, postati pozitivno nabijena čestica, a druga će se pretvoriti u negativno nabijenu česticu zbog nastalog elektrona. Takve se čestice nazivaju ioni.

Kemijska veza koja se javlja 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 tijekom međudjelovanja atoma tipičnih metala i tipičnih nemetala.

Razmotrimo algoritam (slijed) zaključivanja pri snimanju stvaranja ionske veze, na primjer, između atoma kalcija i klora:

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

Metalni spoj

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

Atomi većine metala sadrže mali broj elektrona na vanjskoj razini - $1, 2, 3$. Ti se elektroni lako odstranjuju i atomi postaju pozitivni ioni. Odvojeni elektroni prelaze s jednog iona na drugi, povezujući ih u jednu cjelinu. Spajajući se s ionima, ti elektroni privremeno formiraju atome, zatim se ponovno odvajaju i spajaju s drugim ionom, itd. Posljedično, u volumenu metala atomi se kontinuirano pretvaraju u ione i obrnuto.

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

Slika shematski prikazuje strukturu fragmenta metalnog natrija.

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

Metalna veza ima neke sličnosti s kovalentnom vezom budući da se temelji na dijeljenju vanjskih elektrona. Međutim, kod kovalentne veze dijele se vanjski nespareni elektroni samo dva susjedna atoma, dok kod metalne veze svi atomi sudjeluju u dijeljenju tih elektrona. Zato su kristali s kovalentnom vezom krti, a s metalnom vezom u pravilu su duktilni, elektrovodljivi i imaju metalni sjaj.

Metalno vezivanje karakteristično je i za čiste metale i za mješavine raznih metala — legure u krutom 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 molekule (ili njegov dio) naziva se vodik.

Mehanizam stvaranja vodikove veze je dijelom elektrostatske, dijelom donorsko-akceptorske prirode.

Primjeri međumolekularnih vodikovih veza:

Uz postojanje takve veze, čak i niskomolekularne tvari mogu u normalnim uvjetima biti tekućine (alkohol, voda) ili lako ukapljeni plinovi (amonijak, fluorovodik).

Tvari s vodikovom vezom imaju molekularne kristalne rešetke.

Tvari molekulske i nemolekularne strukture. Vrsta kristalne rešetke. Ovisnost svojstava tvari o njihovom sastavu i strukturi

Molekularna i nemolekularna struktura tvari

U kemijske interakcije ne ulaze pojedinačni atomi ili molekule, već tvari. U određenim uvjetima tvar može biti u jednom od tri agregatna stanja: kruto, tekuće ili plinovito. Svojstva tvari ovise i o prirodi kemijske veze između čestica koje je tvore – molekula, atoma ili iona. Na temelju vrste veze razlikuju se tvari molekulske i nemolekularne građe.

Tvari sastavljene od molekula nazivaju se molekularne tvari. Veze između molekula u takvim tvarima su vrlo slabe, puno slabije nego između atoma unutar molekule, a već pri relativno niskim temperaturama pucaju – tvar prelazi u tekućinu, a potom u plin (sublimacija joda). Talište i vrelište tvari koje se sastoje od molekula povećavaju se s povećanjem molekularne težine.

U molekularne tvari ubrajamo tvari atomske strukture ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), među njima ima metala i nemetala.

Razmotrimo fizička svojstva alkalnih metala. Relativno niska čvrstoća veze između atoma uzrokuje nisku mehaničku čvrstoću: alkalijski metali su mekani i mogu se lako rezati nožem.

Velike atomske veličine dovode do niske gustoće alkalnih metala: litij, natrij i kalij čak su lakši od vode. U skupini alkalijskih metala vrelište i talište padaju s povećanjem atomskog broja elementa, jer Veličine atoma se povećavaju, a veze slabe.

Na tvari nemolekularni strukture uključuju ionske spojeve. Većina spojeva metala s nemetalima ima ovu 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

Materija, kao što je poznato, može postojati u tri agregatna stanja: plinovitom, tekućem i krutom.

Čvrste tvari: amorfne i kristalne.

Razmotrimo kako karakteristike kemijskih veza utječu na svojstva krutina. Krute tvari se dijele na kristalan I amorfan.

Amorfne tvari nemaju jasno talište, kada se zagrijavaju, postupno omekšavaju i prelaze u tekuće stanje. Na primjer, plastelin i razne smole su u amorfnom stanju.

Kristalne tvari karakterizira pravilan raspored čestica od kojih se sastoje: atoma, molekula i iona – na strogo određenim točkama u prostoru. Kada se te točke povežu ravnim linijama, formira se prostorni okvir koji se naziva kristalna rešetka. Točke u kojima se nalaze kristalne čestice nazivaju se čvorovi rešetke.

Ovisno o vrsti čestica smještenih u čvorovima kristalne rešetke i prirodi veze između njih, razlikuju se četiri vrste kristalnih rešetki: ionski, atomski, molekularni I metal.

Ionske kristalne rešetke.

ionski nazivaju se kristalne rešetke, u čijim se čvorovima nalaze ioni. Tvore ih tvari s ionskim vezama, koje mogu vezati i jednostavne ione $Na^(+), Cl^(-)$ i složene $SO_4^(2−), OH^-$. Posljedično, soli i neki oksidi i hidroksidi metala imaju ionske kristalne rešetke. Na primjer, kristal natrijeva klorida sastoji se od izmjeničnih pozitivnih $Na^+$ i negativnih $Cl^-$ iona, koji tvore rešetku u obliku kocke. Veze između iona u takvom kristalu vrlo su stabilne. Stoga se tvari s ionskom rešetkom odlikuju relativno velikom tvrdoćom i čvrstoćom, vatrostalne su i nehlapljive.

Atomske kristalne rešetke.

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

Većina tvari s atomskom kristalnom rešetkom ima vrlo visoka tališta (npr. za dijamant iznad 3500°C), jake su i tvrde te praktički netopljive.

Molekulske kristalne rešetke.

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

Metalne kristalne rešetke.

Tvari s metalnim vezama imaju metalne kristalne rešetke. Na mjestima takvih rešetki nalaze se atomi i ioni (bilo atomi ili ioni, u koje se atomi metala lako pretvaraju, dajući svoje vanjske elektrone "za opću upotrebu"). Ta unutarnja struktura metala određuje njihova karakteristična fizikalna svojstva: kovnost, duktilnost, 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 ionskih kemijskih veza

Ioni su čestice koje imaju naboj u koji se pretvaraju atomi u procesu davanja ili primanja elektrona. Međusobno se jako privlače, zbog čega tvari s ovom vrstom veze imaju visoka vrelišta i tališta.

Riža. 1. Ioni.

Ionska veza je kemijska veza između različitih iona zbog njihovog elektrostatskog privlačenja. Može se smatrati graničnim slučajem kovalentne veze, kada je razlika u elektronegativnosti vezanih atoma toliko velika da dolazi do potpunog odvajanja naboja.

Riža. 2. Ionska kemijska veza.

Općenito se vjeruje da veza postaje elektronička ako je EO >1,7.

Razlika u vrijednosti elektronegativnosti je veća što su elementi periodnog sustava udaljeni jedan od drugoga po periodi. Ova veza je karakteristična za metale i nemetale, posebno one koji se nalaze u najudaljenijim skupinama, na primjer, I i VII.

Primjer: kuhinjska sol, natrijev klorid NaCl:

Riža. 3. Dijagram ionske kemijske veze natrijeva klorida.

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

Ionske kemijske veze stvaraju se između tipičnih metala i nemetala. Elektroni se nužno prenose s metala na nemetal, tvoreći ione. Rezultat je elektrostatsko privlačenje koje se naziva ionska veza.

Zapravo, potpuno ionska veza se ne pojavljuje. Takozvana ionska veza je dijelom ionske, a dijelom kovalentne prirode. Međutim, veza složenih molekularnih iona može se smatrati ionskom.

Primjeri stvaranja ionske veze

Postoji nekoliko primjera stvaranja ionske veze:

• interakcija između kalcija i fluorida

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

– kalciju je lakše odati dva elektrona nego dobiti one koji nedostaju.

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

– fluoru je, naprotiv, lakše prihvatiti jedan elektron nego odreći sedam elektrona.

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

Kreirajmo formulu za ionsku kemijsku vezu:

Ca 0 +2F 0 →Ca 2 +F−2.

• interakcija natrija i kisika

Kemijska veza, njezine vrste, svojstva, uz to, jedan je od temelja zanimljive znanosti zvane kemija. U ovom ćemo članku analizirati sve aspekte kemijskih veza, njihovu važnost u znanosti, dati primjere i još mnogo toga.

Što je kemijska veza

U kemiji se kemijska veza shvaća kao međusobno prianjanje atoma u molekuli i kao rezultat privlačne sile 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 njegovoj vrsti ili tipu; općenito se razlikuju sljedeće glavne vrste kemijskih veza:

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

poput ljudi.

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

Ionska kemijska veza

Do stvaranja ionske kemijske veze dolazi zbog međusobnog električnog privlačenja dva iona različitog naboja. Ioni u takvim kemijskim vezama obično su jednostavni, sastoje se od jednog atoma tvari.

Shema ionske kemijske veze.

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

Vodikova kemijska veza

Davno prije pojave moderne teorije kemijskih veza u njenom modernom obliku, kemičari su primijetili da vodikovi spojevi s nemetalima imaju različita nevjerojatna svojstva. Recimo da je vrelište vode i zajedno s vodikovim fluoridom puno 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 određeni su sposobnošću vodikovog atoma H da formira drugu kemijsku vezu, otuda i naziv ove veze. Razlog nastanka takve veze su svojstva elektrostatskih sila. Na primjer, ukupni oblak elektrona u molekuli fluorovodika toliko je pomaknut prema fluoru da je prostor oko atoma te tvari zasićen negativnim električnim poljem. Oko atoma vodika, osobito onog koji je lišen svog jedinog elektrona, sve je upravo suprotno, njegovo je elektroničko polje puno slabije i kao rezultat toga ima pozitivan naboj. A pozitivni i negativni naboji se, kao što znate, privlače i na taj jednostavan način nastaje vodikova veza.

Kemijska veza metala

Koja je kemijska veza karakteristična za metale? Ove tvari imaju svoj tip kemijske veze - atomi svih metala nisu raspoređeni na bilo koji način, ali na određeni način, redoslijed njihovog rasporeda naziva se kristalna rešetka. Elektroni različitih atoma tvore zajednički elektronski oblak i međusobno slabo djeluju.

Ovako izgleda metalna kemijska veza.

Primjer metalne kemijske veze može biti bilo koji metal: natrij, željezo, cink i tako dalje.

Kako odrediti vrstu kemijske veze

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

Svojstva kemijskih veza

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

• duljina,
• energija,
• polaritet,
• redoslijed veza.

Pogledajmo ih detaljnije.

Duljina veze je ravnotežna udaljenost između jezgri atoma koje su povezane kemijskom vezom. Obično se mjeri eksperimentalno.

Energija kemijske veze određuje njezinu snagu. U ovom slučaju energija se odnosi na silu potrebnu za prekid kemijske veze i razdvajanje atoma.

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

Atomi većine elemenata ne postoje odvojeno, jer mogu međusobno djelovati. Ova interakcija proizvodi složenije čestice.

Priroda kemijske veze je djelovanje elektrostatskih sila, koje su sile međudjelovanja između električnih naboja. Takve naboje imaju elektroni i atomske jezgre.

Elektroni koji se nalaze na vanjskim elektroničkim razinama (valentni elektroni), budući da su najudaljeniji od jezgre, najslabije su u interakciji s njom i stoga se mogu odvojiti od jezgre. Oni su odgovorni za međusobno povezivanje atoma.

Vrste interakcija u kemiji

Vrste kemijskih veza mogu se prikazati u sljedećoj tablici:

Karakteristike ionske veze

Kemijska reakcija koja nastaje zbog ionska privlačnost koji ima različite naboje naziva se ionskim. To se događa ako atomi koji se vežu imaju značajnu razliku u elektronegativnosti (to jest, sposobnost privlačenja elektrona) i elektronski par ide elektronegativnijem elementu. Rezultat tog prijenosa elektrona s jednog atoma na drugi je stvaranje nabijenih čestica – iona. Između njih se javlja privlačnost.

Imaju najniže indekse elektronegativnosti tipični metali, a najveći su tipični nemetali. Ioni tako nastaju interakcijom između tipičnih metala i tipičnih nemetala.

Atomi metala postaju pozitivno nabijeni ioni (kationi), donirajući elektrone svojim vanjskim razinama elektrona, a nemetali prihvaćaju elektrone, pretvarajući se tako u negativno nabijen ioni (anioni).

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

Ionska veza je neusmjerena i nezasićena, budući da se elektrostatska interakcija odvija u svim smjerovima; prema tome, ion može privući ione suprotnog predznaka u svim smjerovima.

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

Primjeri obrazovanja

Stvaranje veze u natrijevom kloridu (nacl) nastaje zbog prijenosa elektrona s atoma Na na atom Cl kako bi se formirali odgovarajući ioni:

Na 0 - 1 e = Na + (kation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

U natrijevom kloridu postoji šest kloridnih aniona oko natrijevih kationa i šest natrijevih iona oko svakog kloridnog iona.

Kada se među atomima u barijevom sulfidu stvori interakcija, događaju se sljedeći procesi:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba donira 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 po volumenu metala i stalno su vezani i odvojeni od atoma.

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

Mogu se navesti sljedeći primjeri:

Mg - 2e<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalentni: polarni i nepolarni

Najčešći tip kemijske interakcije je kovalentna veza. Vrijednosti elektronegativnosti elemenata koji međusobno djeluju ne razlikuju se oštro, stoga se događa samo pomak zajedničkog elektronskog para na elektronegativniji atom.

Kovalentne interakcije mogu nastati mehanizmom izmjene ili mehanizmom donor-akceptor.

Mehanizam izmjene se ostvaruje ako svaki od atoma ima nesparene elektrone na vanjskim elektronskim razinama i preklapanje atomskih orbitala dovodi do pojave para elektrona koji već pripada 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 dijeli i međusobno djeluje prema mehanizmu donor-akceptor.

Kovalentne se po višestrukosti dijele na:

• jednostavan ili pojedinačni;
• dvostruko;
• trostruke.

Dvostruki osiguravaju dijeljenje dva para elektrona odjednom, a trostruki - tri.

Prema rasporedu elektronske gustoće (polariteta) između vezanih atoma, kovalentna veza se dijeli na:

• nepolaran;
• polarni.

Nepolarnu vezu tvore identični atomi, a polarnu različita elektronegativnost.

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

Međudjelovanje elemenata različite elektronegativnosti dovodi do stvaranja polarnih veza. U ovoj vrsti interakcije, zajednički elektronski parovi privlače se elektronegativnijem elementu, ali se ne prenose u potpunosti na njega (to jest, ne dolazi do stvaranja iona). Kao rezultat tog pomaka u gustoći elektrona, na atomima se pojavljuju parcijalni naboji: elektronegativniji ima negativan, a manje elektronegativan pozitivan naboj.

Svojstva i karakteristike kovalencije

Glavne karakteristike kovalentne veze:

• Duljina je određena razmakom između jezgri atoma koji međusobno djeluju.
• Polaritet je određen pomakom elektronskog oblaka prema jednom od atoma.
• Usmjerenost je svojstvo stvaranja veza orijentiranih u prostoru i, sukladno tome, molekula koje imaju određene geometrijske oblike.
• Zasićenost je određena sposobnošću stvaranja ograničenog broja veza.
• Polarizabilnost je određena sposobnošću promjene polariteta pod utjecajem vanjskog električnog polja.
• Energija potrebna za prekid veze 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 dvostruku nepolarnu,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekula je trostruko nepolarna.

Primjeri kovalentnih veza kemijskih elemenata uključuju molekule ugljikovog dioksida (CO2) i ugljikovog monoksida (CO), sumporovodika (H2S), klorovodične kiseline (HCL), vode (H2O), metana (CH4), sumpornog oksida (SO2) i mnogi drugi.

U molekuli CO2, odnos između atoma ugljika i kisika je kovalentno polaran, budući da elektronegativniji vodik privlači gustoću elektrona. Kisik ima dva nesparena elektrona u svojoj vanjskoj ljusci, dok ugljik može osigurati četiri valentna elektrona za stvaranje interakcije. Kao rezultat toga nastaju dvostruke veze i molekula izgleda ovako: O=C=O.

Da bi se odredila vrsta veze u određenoj molekuli, dovoljno je razmotriti njezine sastavne atome. Jednostavne metalne tvari tvore metalnu vezu, metali s nemetalima tvore ionsku vezu, jednostavne nemetalne tvari tvore kovalentnu nepolarnu vezu, a molekule koje se sastoje od različitih nemetala tvore polarnu kovalentnu vezu.