Іонний зв'язок

(Використані матеріали сайту http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)

Іонний зв'язок здійснюється шляхом електростатичного тяжіння між протилежно зарядженими іонами. Ці іони утворюються внаслідок переходу електронів від одного атома до іншого. Іонний зв'язок утворюється між атомами, що мають великі відмінності електронегативності (зазвичай більше 1,7 за шкалою Полінга), наприклад, між атомами лужних металів та галогенів.

Розглянемо виникнення іонної зв'язку з прикладу освіти NaCl.

З електронних формул атомів

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

видно, що завершення зовнішнього рівня атому натрію легше віддати один електрон, ніж приєднати сім, а атому хлору легше приєднати один, ніж віддати сім. У хімічних реакціях атом натрію дає один електрон, а атом хлору приймає його. В результаті електронні оболонки атомів натрію та хлору перетворюються на стійкі електронні оболонки благородних газів (електронна конфігурація катіону натрію).

Na + 1s 2 2s 2 2p 6 ,

а електронна конфігурація аніону хлору

Cl - - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

Електростатична взаємодія іонів призводить до утворення молекул NaCl.

Характер хімічного зв'язку часто знаходить відображення в агрегатному стані та фізичних властивостях речовини. Такі іонні сполуки, як хлорид натрію NaCl тверді та тугоплавкі тому, що між зарядами їх іонів "+" та "-" існують потужні сили електростатичного тяжіння.

Негативно заряджений іон хлору притягує як " свій " іон Na+, а й інші іони натрію навколо себе. Це призводить до того, що біля кожного з іонів знаходиться не один іон із протилежним знаком, а кілька.

Будова кристала кухонної солі NaCl.

Фактично, біля кожного іона хлору розташовується 6 іонів натрію, а біля кожного іона натрію - 6 іонів хлору. Таке впорядковане пакування іонів називається іонним кристалом. Якщо в кристалі виділити окремий атом хлору, то серед навколишніх атомів натрію вже неможливо знайти той, з яким хлор вступав у реакцію.

Притягнуті один до одного електростатичними силами іони вкрай неохоче змінюють своє місце під впливом зовнішнього зусилля або підвищення температури. Але якщо хлорид натрію розплавити і продовжувати нагрівати у вакуумі, він випаровується, утворюючи двоатомні молекули NaCl . Це свідчить, що сили ковалентного зв'язування будь-коли вимикаються повністю.

Основні характеристики іонного зв'язку та властивості іонних сполук

1. Іонний зв'язок є міцним хімічним зв'язком. Енергія зв'язку становить величини близько 300 – 700 кДж/моль.

2. На відміну від ковалентного зв'язку, іонний зв'язок є ненаправленим, оскільки іон може притягувати до себе іони протилежного знака у будь-якому напрямку.

3. На відміну від ковалентного зв'язку, іонний зв'язок є ненасиченим, оскільки взаємодія іонів протилежного знака не призводить до повної взаємної компенсації їх силових полів.

4. У процесі утворення молекул з іонним зв'язком немає повної передачі електронів, тому стовідсоткової іонної зв'язку у природі немає. У молекулі NaCl хімічний зв'язок лише 80% іонна.

5. З'єднання з іонним зв'язком – це тверді кристалічні речовини, що мають високі температури плавлення та кипіння.

6. Більшість іонних сполук розчиняються у воді. Розчини та розплави іонних з'єднань проводять електричний струм.

Металевий зв'язок

Інакше влаштовані металеві кристали. Якщо розглянути шматочок металевого натрію, то виявиться, що зовні він дуже відрізняється від кухонної солі. Натрій - м'який метал, легко ріжеться ножем, розплющується молотком, його можна легко розплавити в чашці на спиртовці (температура плавлення 97,8 про С). У кристалі натрію кожен атом оточений вісьмома іншими такими самими атомами.

Будова кристала металевого Na.

З малюнка видно, що атом Na у центрі куба має 8 найближчих сусідів. Але це ж можна сказати і про будь-який інший атом у кристалі, оскільки всі вони однакові. Кристал складається з "нескінченно" повторюваних фрагментів, зображених на цьому малюнку.

Атоми металів на зовнішньому енергетичному рівні містять невелику кількість валентних електронів. Оскільки енергія іонізації атомів металів невелика, валентні електрони слабо утримуються цих атомах. В результаті в кристалічній решітці металів з'являються позитивно заряджені іони та вільні електрони. При цьому катіони металу знаходяться у вузлах кристалічних ґрат, а електрони вільно переміщуються в поле позитивних центрів утворюючи так званий «електронний газ».

Наявність між двома катіонами негативно зарядженого електрона призводить до того, що кожен катіон взаємодіє з цим електроном.

Таким чином, металевий зв'язок – це зв'язок між позитивними іонами в кристалах металів, що здійснюється шляхом тяжіння електронів, що вільно переміщаються по всьому кристалу.

Оскільки валентні електрони в металі рівномірно розподілені по всьому кристалу металевий зв'язок, як і іонний, є ненаправленим зв'язком. На відміну від ковалентного зв'язку, металевий зв'язок є ненасиченим зв'язком. Від ковалентного зв'язку металевий зв'язок відрізняється також міцністю. Енергія металевого зв'язку приблизно в три – чотири рази менша за енергію ковалентного зв'язку.

Внаслідок великої рухливості електронного газу метали характеризуються високою електро- та теплопровідністю.

Металевий кристал виглядає досить простим, але насправді його електронний пристрій складніший, ніж у кристалів іонних солей. На зовнішній електронній оболонці елементів-металів недостатньо електронів для утворення повноцінного "октетного" ковалентного або іонного зв'язку. Тому в газоподібному стані більшість металів складається з одноатомних молекул (тобто окремих, не пов'язаних між собою атомів). Типовий приклад – пари ртуті. Таким чином, металевий зв'язок між атомами металів виникає тільки в рідкому та твердому агрегатному стані.

Описати металевий зв'язок можна наступним чином: частину атомів металу у кристалі, що утворюється, віддають у простір між атомами свої валентні електрони (у натрію це...3s1), перетворюючись на іони. Оскільки всі атоми металу в кристалі однакові, кожен із них має рівні з іншими шанси втратити валентний електрон.

Іншими словами, перехід електронів між нейтральними та іонізованими атомами металу відбувається без витрат енергії. Частина електронів при цьому завжди опиняється у просторі між атомами у вигляді "електронного газу".

Ці вільні електрони, по-перше, утримують атоми металу певному рівноважному відстані друг від друга.

По-друге, вони надають металам характерного "металевого блиску" (вільні електрони можуть взаємодіяти з квантами світла).

По-третє, вільні електрони забезпечують металам хорошу електропровідність. Висока теплопровідність металів теж пояснюється наявністю вільних електронів у міжатомному просторі - вони легко "відгукуються" на зміни енергії та сприяють її швидкому перенесенню в кристалі.

Спрощена модель електронної будови металевого кристала.

******** На прикладі металу натрію розглянемо природу металевого зв'язку з погляду уявлень про атомних орбіталях. У атома натрію, як і в багатьох інших металів, є недолік валентних електронів, проте є вільні валентні орбіталі. Єдиний 3s-електрон натрію здатний переміщатися на будь-яку з вільних та близьких по енергії сусідніх орбіталей. При зближенні атомів кристалі зовнішні орбіталі сусідніх атомів перекриваються, завдяки чому віддані електрони вільно переміщаються по всьому кристалу.

Однак "електронний газ" зовсім не безладний, як може здатися. Вільні електрони в металевому кристалі знаходяться на орбіталях, що перекриваються, і в якійсь мірі узагальнюються, утворюючи подобу ковалентних зв'язків. У натрію, калію, рубідії та інших металевих s-елементів узагальнених електронів просто мало, тому їх кристали неміцні та легкоплавкі. Зі збільшенням числа валентних електронів міцність металів, як правило, зростає.

Таким чином, металевий зв'язок схильний утворювати елементи, атоми яких на зовнішніх оболонках мають мало валентних електронів. Ці валентні електрони, що здійснюють металевий зв'язок, узагальнені настільки, що можуть переміщатися по всьому металевому кристалу та забезпечують високу електропровідність металу.

Кристал NaCl не проводить електричний струм, тому що у просторі між іонами немає вільних електронів. Всі електрони, віддані атомами натрію, міцно утримують при собі іони хлору. У цьому вся одна з істотних відмінностей іонних кристалів від металевих.

Те, що ви тепер знаєте про металевий зв'язок, дозволяє пояснити і високу ковкість (пластичність) більшості металів. Метал можна розплющити в тонкий аркуш, витягнути у дріт. Справа в тому, що окремі шари з атомів у кристалі металу можуть відносно легко ковзати один по одному: рухливий "електронний газ" постійно пом'якшує переміщення окремих позитивних іонів, екрануючи їх один від одного.

Зрозуміло, нічого подібного не можна зробити з кухонною сіллю, хоча сіль теж кристалічна речовина. В іонних кристалах валентні електрони міцно пов'язані із ядром атома. Зсув одного шару іонів щодо іншого призводить до зближення іонів однакового заряду і викликає сильне відштовхування між ними, внаслідок чого відбувається руйнування кристала (NaCl - тендітна речовина).

Зсув шарів іонного кристала викликає появу великих сил відштовхування між однойменними іонами та руйнування кристала.

Навігація

• Вирішення комбінованих завдань на основі кількісних характеристик речовини
• Вирішення задач. Закон сталості складу речовин. Обчислення з використанням понять «молярна маса» та «хімічна кількість» речовини

Мета уроку

• Дати уявлення про металевий хімічний зв'язок.

• Навчиться записувати схеми утворення металевого зв'язку.

• Ознайомиться із фізичними властивостями металів.

• Навчиться чітко розділяти види хімічних зв'язків .

Завдання уроку

• Дізнатися, як взаємодіють між собою атоми металів

• Визначити, яким чином впливає металевий зв'язок на властивості утворених нею речовин

Основні терміни:

• Електронегативність - Хімічна властивість атома, яка є кількісною характеристикою здатності атома в молекулі притягувати до себе загальні електронні пари.
• Хімічний зв'язок -Явлення взаємодії атомів, через перекриття електронних хмар взаємодіючих атомів.
• Металевий зв'язок - це зв'язок у металах між атомами та іонами, утворений за рахунок усуспільнення електронів.
• Ковалентний зв'язок - хімічний зв'язок, що утворюється за допомогою перекриття пари валентних електронів. Електрони, що забезпечують зв'язок, називаються загальною електронною парою. Буває 2-х видів: полярна та не полярна.
• Іонний зв'язок - Хімічний зв'язок, який утворюється між атомами неметалів, при якій загальна електронна пара переходить до атома з більшою електронегативністю. Через війну атоми притягуються, як різноіменно заряджені тіла.
• Водневий зв'язок - хімічний зв'язок між електронегативним атомом та атомом водню H, пов'язаним ковалентно з іншим електронегативним атомом. Як електронегативні атоми можуть виступати N, O або F. Водневі зв'язки можуть бути міжмолекулярними або внутрішньомолекулярними.

  ХІД УРОКУ

Металевий хімічний зв'язок

Визначте елементи, що стали не в ту «чергу». Чому?
Ca Fe P K Al Mg Na
Які елементи з таблиці Менделєєваназиваються металами?
Сьогодні ми дізнаємося які властивості є у металів, і як вони залежать від зв'язку, що утворюється між йонами металів.
Для початку пригадаємо місце розташування металів у періодичній системі?
Метали, як ми всі знаємо, зазвичай існують не у вигляді ізольованих атомів, а у формі шматка, зливка або металевого виробу. З'ясуємо, що збирає атоми металу у цілісному обсязі.

На прикладі ми бачимо шмат золота. І, до речі, унікальним металом є золото. За допомогою кування із чистого золота можна зробити фольгу товщиною 0,002 мм! такий нонший лист фольги майже прозорий і має зелений відтінок просвіті. У результаті зі злитка золота розміром із сірникову коробку можна отримати тонку фольгу, яка покриє площу тенісного корту.
У хімічному відношенні всі метали характеризуються легкістю віддачі валентних електронів, і як наслідок утворення позитивно заряджених іонів і виявляти лише позитивну окисленість. Саме тому метали у вільному стані є відновниками. Загальною особливістю атомів металів є великі розміри щодо неметалів. Зовнішні електрони знаходяться на великих відстанях від ядра і тому слабо з ним пов'язані, отже легко відриваються.
Атоми більшої кількості металів на зовнішньому рівні мають невелику кількість електронів - 1,2,3. Ці електрони легко відриваються, і атоми металів стають іонами.
Ме0 – n ē ⇆ Men+
атоми металу - електрони зовнішн. орбіти ⇆ іони металу

Таким чином електрони, що відірвалися, можуть переміщатися від одного іона до іншого, тобто стають вільними, і хіба що зв'язуючи їх в єдине ціле.
Електрони можуть поєднуються з катіонами, тоді тимчасово утворюються атоми, від яких соп'ять потім відриваються електрони. Цей процес відбувається постійно та без зупинки. Виходить, що в обсязі металу атоми безперервно перетворюються на іони і навпаки. При цьому невелика кількість загальних електронів пов'язує велику кількість атомів та іонів металу. Але важливо, що кількість електронів у металі дорівнює загальному заряду позитивних іонів, тобто виходить, що в цілому метал залишається електронейтральним.
Такий процес представляють як модель - іони металу знаходяться у хмарі з електронів. Таку електронну хмару називають «електронним газом».

Ось наприклад на цій картинці ми бачимо як електрончики рухаються серед нерухомих іонів усередині кристалічної решітки металу.

Мал. 2. Рух електронів

Для того щоб краще зрозуміти, що таке Електронний газ і як він поводиться в хімічних реакціях різних металів, подивимося цікаве відео. (золото в цьому відео згадується виключно як колір!)

Тепер ми можемо записати визначення: металевий зв'язок - це зв'язок у металах між атомами та іонами, утворений за рахунок усуспільнення електронів.

Давайте порівняємо всі види зв'язків, які ми знаємо І закріпимо, щоб краще розрізняти їх, для цього подивимося відео.

Металевий зв'язок буває у чистих металах але й у сумішей різних металів, сплавів у різних агрегатних станах.
Металевий зв'язок має важливе значення та зумовлює основні властивості металів
- електропровідність – безладний рух електронів обсягом металу. Але за невеликої різниці потенціалів, щоб електрони рухалися впорядковано. Металами з найкращою провідністю є Ag, Cu, Au, Al.
- пластичність
Зв'язки між шарами металу не дуже значні, це дозволяє переміщати шари під навантаженням (деформувати метал, не ламаючи його). Найкраще деформуються метали (м'які) Au, Ag, Cu.
- металевий блиск
Електронний газ відбиває майже всі світлові промені. Ось чому чисті метали так сильно блищать і найчастіше мають сенрій або білий колір. Метали є найкращими відбивачами Ag, Cu, Al, Pd, Hg

Домашнє завдання

Вправа 1
Вибрати формули речовин, які мають
а) ковалентний полярний зв'язок: Cl2, KCl, NH3, O2, MgO, CCl4, SO2;
б) з іонний зв'язок: HCl, KBr, P4, H2S, Na2O, CO2, CaS.
Вправа 2
Викресліть зайве:
а) CuCl2, Al, MgS
б) N2, HCl, O2
в) Ca, CO2, Fe
г) MgCl2, NH3, H2

Металевий натрій, металевий літій, та інші лужні метали змінюють колір полум'я. Металевий літій та його солі надають вогню – червоний колір, металевий натрій та солі натрію – жовтий, металевий калій та його солі – фіолетовий, а рубідія та цезію – теж фіолетовий, але світліший.

Мал. 4. Шматок металевого літію

Мал. 5. Фарбування полум'я металами

Літій (Li). Металевий літій, як і металевий натрій, відноситься до лужних металів. Обидва розчиняються у воді. Натрій, розчиняючись у воді, утворює їдкий натр – дуже сильну кислоту. При розчиненні лужних металів у воді виділяється багато тепла та газу (водню). Такі метали бажано не чіпати руками, тому що можна обпектися.

Список літератури

1. Урок на тему «Металевий хімічний зв'язок», вчителі хімії Тухта Валентини Анатоліївни МОУ "Єсеновичська ЗОШ"
2. Ф. А. Деркач "Хімія", - науково-методичний посібник. - Київ, 2008.
3. Л. Б. Цвєткова «Неорганічна хімія» – 2-ге видання, виправлене та доповнене. - Львів, 2006.
4. В. В. Малиновський, П. Г. Нагорний «Неорганічна хімія» – Київ, 2009.
5. Глінка Н.Л. Загальна хімія. - 27 вид. / Під. ред. В.А. Рабіновича. - Л.: Хімія, 2008. - 704 с.іл.

Відредаговано та надіслано Лісняк О.В.

Над уроком працювали:

Тухта В.А.

Лісняк О.В.

Поставити питання про сучасну освіту, висловити ідею або вирішити проблему, що назріла Ви можете на Освітній форум, де на міжнародному рівні збирається освітня рада свіжої думки та дії. Створивши блог, Хімія 8 клас

Металевий зв'язок

В результаті електростатичного тяжіння між катіоном та аніоном утворюється молекула.

Іонний зв'язок

Теорію іонного зв'язку запропонував у 1916 ᴦ. німецький вчений В. Коссель. Ця теорія пояснює утворення зв'язків між атомами типових металів та атомамитипових неметалів: CsF, CsCl, NaCl, KF, KCl, Na 2 O та ін.

Відповідно до цієї теорії, при утворенні іонного зв'язку атоми типових металів віддають електрони, а атоми типових неметалів приймають електрони.

В результаті цих процесів атоми металів перетворюються на позитивно заряджені частинки, які називаються позитивними іонами або катіонами; а атоми неметалів перетворюються на негативні іони - аніони. Заряд катіона дорівнює числу відданих електронів.

Атоми металів віддають електрони зовнішнього шару, іони, що утворюються, мають завершені електронні структури. (Попереднього електронного шару).

Розмір негативного заряду аніону дорівнює числу прийнятих електронів.

Атоми неметалів приймають таку кількість електронів, яка їм вкрай важлива. завершення електронного октету (Зовнішнього електронного шару).

Наприклад: загальна схема утворення молекули NaCl з атомів Na і С1: Na °-le = Na +1 Утворення іонів

Сl°+1е - = Сl -

Na +1 + Сl - = Nа + Сl -

Na°+ Сl°= Nа + Сl - Поєднання іонів

· Зв'язок між іонами прийнято називати іонним зв'язком.

З'єднання, які складаються з іонів, називаються іонними з'єднаннями.

Алгебраїчна сума зарядів всіх іонів в молекулі іонного з'єднання повинна дорівнювати нулю,бо будь-яка молекула є електронейтральною частинкою.

Різкої межі між іонним і ковалентним зв'язками не існує. Іонний зв'язок можна розглядати як крайній випадок полярного ковалентного зв'язку, при утворенні якого загальна електронна пара повністюзміщується до атома з більшою електронегативністю.

Атоми більшості типових металів на зовнішньому електронному шарі мають невелику кількість електронів (зазвичай від 1 до 3); ці електрони називаються валентними. В атомах металів міцність зв'язку валентних електронів з ядром невисока, тобто атоми мають низьку енергію іонізації. Це зумовлює легкість втрати валентних електронів годперетворення атомів металу на позитивно заряджені іони (катіони):

Ме° -nе ® Ме n +

У кристалічній структурі металу валентні електрони мають здатність легко переміщатися від одного атома до іншого, що призводить до усуспільнення електронів усіма сусідніми атомами. Спрощено будова кристала металу представляється так: у вузлах кристалічної решітки знаходяться іони Ме п+ і атоми Ме°, а між ними відносно вільно переміщуються валентні електрони, здійснюючи зв'язок між усіма атомами та іонами металу (рис. 3). Це особливий тип хімічного зв'язку, що називається металевим.

· Металевий зв'язок - зв'язок між атомами та іонами металів у кристалічній решітці, що здійснюється узагальненими валентними електронами.

Завдяки цьому типу хімічного зв'язку метали мають певний комплекс фізичних і хімічних властивостей, що відрізняє їх від неметалів.

Мал. 3. Схема кристалічних ґрат металів.

Міцність металевого зв'язку забезпечує стійкість кристалічних ґрат і пластичність металів (здатність піддаватися різноманітній обробці без руйнування). Вільне пересування валентних електронів дозволяє металам добре проводити електричний струм та тепло. Здатність відбивати світлові хвилі (тобто металевий блиск) також пояснюється будовою кристалічної решітки металу.

Τᴀᴋᴎᴎᴩᴀᴈᴏᴍ, найбільш характерними фізичними властивостями металів виходячи з наявності металевого зв'язку є:

■кристалічна структура;

■металевий блиск та непрозорість;

■пластичність, ковкість, плавність;

■ високі електро- та теплопровідність; та схильність до утворення сплавів.

Металевий зв'язок - поняття та види. Класифікація та особливості категорії "Металевий зв'язок" 2017, 2018.

- Металевий зв'язок

- Металевий зв'язок

Сама назва «металевий зв'язок» вказує, що мова йтиме про внутрішню структуру металів. Атоми більшості металів на зовнішньому енергетичному рівні містять невелику кількість валентних електронів у порівнянні із загальним числом зовнішніх енергетично близьких... .

- Металевий зв'язок

Металевий зв'язок заснований на усуспільненні валентних електронів, що належать не двом, а практично всім атомам металу в кристалі. У металах валентних електронів набагато менше, ніж вільних орбіталей. Це створює умови для вільного переміщення.

- Металевий зв'язок

Істотних відомостей щодо природи хімічного зв'язку в металах модно отримати на підставі двох характерних особливостей порівняно з ковалентними та іонними сполуками. Метали, по-перше, відрізняються від інших речовин високою електропровідністю та... .

- Металевий зв'язок

Істотні відомості про природу хімічного зв'язку в металах можна отримати на підставі двох характерних для них особливостей порівняно з ковалентними та іонними сполуками. Метали, по-перше, відрізняються від інших речовин високою електричною провідністю та... .

- Металевий зв'язок

Гібридизація орбіталей і просторова конфігурація молекул Тип молекули Вихідні орбіталі атома А Тип гібридизації Число гібридних орбіталей атома А Просторова конфігурація молекули АВ2 АВ3 АВ4 s + ps + p + ps + p + p + p sp sp2 sp3 ...

- металевий зв'язок. Властивості металевого зв'язку.

Металевий зв'язок – хімічний зв'язок, зумовлений наявністю щодо вільних електронів. Характерна як для чистих металів, так і для їх сплавів та інтерметалевих сполук. Механізм металевого зв'язку У всіх вузлах кристалічних ґрат розташовані... .

- Будова молекули. Теорія хімічного зв'язку. Іонний зв'язок. Ковалентний зв'язок. Енергія зв'язку. Довжина зв'язку. Валентний кут. Властивості хімічного зв'язку.

Молекула – найменша частка речовини, що має його хімічні властивості. Відповідно до теорії хімічного зв'язку, стійкому стану елемента відповідає структура з електронною формулою зовнішнього рівня s2p6 (аргон, криптон, радон та інші). При освіті.

Теми кодифікатора ЄДІ: Ковалентний хімічний зв'язок, його різновиди та механізми освіти. Характеристики ковалентного зв'язку (полярність та енергія зв'язку). Іонний зв'язок. Металевий зв'язок. Водневий зв'язок

Внутрішньомолекулярні хімічні зв'язки

Спочатку розглянемо зв'язки, що виникають між частинками всередині молекул. Такі зв'язки називають внутрішньомолекулярними.

Хімічний зв'язок між атомами хімічних елементів має електростатичну природу та утворюється за рахунок взаємодії зовнішніх (валентних) електронів, більшою чи меншою мірою утримуваних позитивно зарядженими ядрамизв'язуваних атомів.

Ключове поняття тут – ЕЛЕКТРОВІДКЛЮЧНІСТЬ. Саме вона визначає тип хімічного зв'язку між атомами та властивості цього зв'язку.

- Це здатність атома притягувати (утримувати) зовнішні(Валентні) електрони. Електронегативність визначається ступенем тяжіння зовнішніх електронів до ядра і залежить, переважно, від радіусу атома та заряду ядра.

Електронегативність складно визначити однозначно. Л.Полінг склав таблицю відносних електронегативностей (на основі енергій зв'язків двоатомних молекул). Найбільш електронегативний елемент - фторзі значенням 4 .

Важливо, що у різних джерелах можна зустріти різні шкали та таблиці значень електронегативності. Цього не варто лякатися, оскільки при утворенні хімічного зв'язку грає роль атомів, а вона приблизно однакова у будь-якій системі.

Якщо один із атомів у хімічному зв'язку А:В сильніше притягує електрони, то електронна пара зміщується до нього. Чим більше різницю електронегативностейатомів, тим більше зміщується електронна пара.

Якщо значення електронегативності взаємодіючих атомів рівні або приблизно рівні: ЕО(А)≈ЕО(В), то загальна електронна пара не зміщується до жодного з атомів: А: В. Такий зв'язок називається ковалентної неполярної.

Якщо електронегативності взаємодіючих атомів відрізняються, але не сильно (різниця електронегативностей приблизно від 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), то електронна пара зміщується до одного з атомів. Такий зв'язок називається ковалентна полярна .

Якщо електронегативності взаємодіючих атомів відрізняються суттєво (різниця електронегативностей більше 2: ΔЕО>2), то один з електронів практично повністю переходить до іншого атома, з утворенням іонів. Такий зв'язок називається іонна.

Основні типи хімічних зв'язків ковалентна, іоннаі металевазв'язку. Розглянемо їх докладніше.

Ковалентний хімічний зв'язок

Ковалентний зв'язок – це хімічний зв'язок , утворена за рахунок утворення загальної електронної пари А: . При цьому у двох атомів перекриваютьсяатомні орбіталі. Ковалентний зв'язок утворюється при взаємодії атомів з невеликою різницею електронегативностей (як правило, між двома неметалами) або атомів одного елемента.

Основні властивості ковалентних зв'язків

• спрямованість,
• насичуваність,
• полярність,
• поляризованість.

Ці властивості зв'язку впливають на хімічні та фізичні властивості речовин.

Спрямованість зв'язку характеризує хімічну будову та форму речовин. Кути між двома зв'язками називаються валентними. Наприклад, у молекулі води валентний кут H-O-H дорівнює 104,45 о, тому молекула води - полярна, а в молекулі метану валентний кут Н-С-Н 108 о 28′.

Насичуваність - Це здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних хімічних зв'язків. Кількість зв'язків, здатних утворювати атом, називається .

Полярністьзв'язку виникає через нерівномірний розподіл електронної щільності між двома атомами з різною електронегативністю. Ковалентні зв'язки ділять на полярні та неполярні.

Поляризованість зв'язку - це здатність електронів зв'язку зміщуватися під дією зовнішнього електричного поля(зокрема, електричного поля іншої частки). Поляризуемість залежить від рухливості електронів. Чим далі електрон знаходиться від ядра, тим він рухоміший, відповідно і молекула більш поляризуема.

Ковалентний неполярний хімічний зв'язок

Існує 2 види ковалентного зв'язування – ПОЛЯРНИЙі НЕПОЛЯРНИЙ .

приклад . Розглянемо будову молекули водню H2. Кожен атом водню на зовнішньому енергетичному рівні несе один неспарений електрон. Для відображення атома використовуємо структуру Льюїса – це схема будови зовнішнього енергетичного рівня атома, коли електрони позначаються точками. Моделі точкових структур Люїса непогано допомагають під час роботи з елементами другого періоду.

H. +. H = H:H

Таким чином, у молекулі водню одна загальна електронна пара та одна хімічна зв'язок H-H. Ця електронна пара не зміщується до жодного з атомів водню, т.к. електронегативність у атомів водню однакова. Такий зв'язок називається ковалентної неполярної .

Ковалентний неполярний (симетричний) зв'язок – це ковалентний зв'язок, утворений атомами з рівною елетронегативністю (як правило, однаковими неметалами) і, отже, з рівномірним розподілом електронної густини між ядрами атомів.

Дипольний момент неполярних зв'язків дорівнює 0.

Приклади: H 2 (H-H), O 2 (O = O), S 8 .

Ковалентний полярний хімічний зв'язок

Ковалентний полярний зв'язок – це ковалентний зв'язок, який виникає між атомами з різною електронегативністю (як правило, різними неметалами) і характеризується зміщеннямзагальної електронної пари до електронегативнішого атома (поляризацією).

Електронна щільність зміщена до більш електронегативного атома – отже, у ньому виникає частковий негативний заряд (δ-), але в менш електроотрицательном атомі виникає частковий позитивний заряд (δ+, дельта +).

Чим більша відмінність в електронегативності атомів, тим вище полярністьзв'язку і тим більше дипольний момент . Між сусідніми молекулами та протилежними за знаком зарядами діють додаткові сили тяжіння, що збільшує міцністьзв'язку.

Полярність зв'язку впливає фізичні та хімічні властивості сполук. Від полярності зв'язку залежить механізми реакцій і навіть реакційна здатність сусідніх зв'язків. Полярність зв'язку найчастіше визначає полярність молекулиі, таким чином, безпосередньо впливає такі фізичні властивості як температурі кипіння і температура плавлення, розчинність в полярних розчинниках.

Приклади: HCl, CO2, NH3.

Механізми утворення ковалентного зв'язку

Ковалентний хімічний зв'язок може виникати за двома механізмами:

1. Обмінний механізм утворення ковалентного хімічного зв'язку – це коли кожна частка надає для утворення загальної електронної пари один неспарений електрон:

А . + . В = А:

2. утворення ковалентного зв'язку – це такий механізм, при якому одна з частинок надає неподілену електронну пару, а інша частка надає вакантну орбіталь для цієї електронної пари:

А: + B = А: В

При цьому один із атомів надає неподілену електронну пару ( донор), а інший атом надає вакантну орбіталь для цієї пари ( акцептор). Через війну освіти зв'язку обидва енергія електронів зменшується, тобто. це вигідно для атомів.

Ковалентний зв'язок, утворений за донорно-акцепторним механізмом, не відрізняєтьсяза властивостями інших ковалентних зв'язків, утворених по обмінному механізму. Освіта ковалентного зв'язку по донорно-акцепторному механізму притаманно атомів або з великою кількістю електронів на зовнішньому енергетичному рівні (донори електронів), або навпаки, з дуже малим числом електронів (акцептори електронів). Докладніше валентні можливості атомів розглянуті у відповідній.

Ковалентний зв'язок за донорно-акцепторним механізмом утворюється:

– у молекулі чадного газу CO(зв'язок у молекулі – потрійний, 2 зв'язки утворені за обмінним механізмом, один – за донорно-акцепторним): C≡O;

– у іоні амонію NH 4 + , в іонах органічних амінівнаприклад, в іоні метиламонію CH 3 -NH 2 + ;

– у комплексних з'єднаннях, хімічний зв'язок між центральним атомом і групами лігандів, наприклад, тетрагидроксоалюминате натрію Na зв'язок між алюмінієм і гідроксид-іонами;

– у азотної кислоти та її солях- нітратах: HNO 3 , NaNO 3 в деяких інших сполуках азоту;

– у молекулі озону O 3 .

Основні характеристики ковалентного зв'язку

Ковалентний зв'язок, як правило, утворюється між атомами неметалів. Основними характеристиками ковалентного зв'язку є довжина, енергія, кратність та спрямованість.

Кратність хімічного зв'язку

Кратність хімічного зв'язку - це число спільних електронних пар між двома атомами у поєднанні. Кратність зв'язку досить легко можна визначити із значення атомів, що утворюють молекулу.

Наприклад , У молекулі водню H 2 кратність зв'язку дорівнює 1, т.к. у кожного водню лише один неспарений електрон на зовнішньому енергетичному рівні, отже, утворюється одна загальна електронна пара.

У молекулі кисню O 2 кратність зв'язку дорівнює 2 т.к. у кожного атома на зовнішньому енергетичному рівні є по 2 неспарені електрони: O=O.

У молекулі азоту N 2 кратність зв'язку дорівнює 3 т.к. між кожного атома по 3 неспарених електрона на зовнішньому енергетичному рівні, і атоми утворюють 3 загальні електронні пари N≡N.

Довжина ковалентного зв'язку

Довжина хімічного зв'язку - Це відстань між центрами ядер атомів, що утворюють зв'язок. Її визначають експериментальними фізичними методами. Оцінити величину довжини зв'язку можна приблизно, за правилом адитивності, згідно з яким довжина зв'язку в молекулі АВ приблизно дорівнює напівсумі довжин зв'язків у молекулах А 2 і 2:

Довжину хімічного зв'язку можна приблизно оцінити за радіусами атомів, що утворюють зв'язок, або за кратністю зв'язкуякщо радіуси атомів не сильно відрізняються.

У разі збільшення радіусів атомів, що утворюють зв'язок, довжина зв'язку збільшиться.

Наприклад

При збільшенні кратності зв'язку між атомами (атомні радіуси яких не відрізняються, або незначно відрізняються) довжина зв'язку зменшиться.

Наприклад . У ряду: C–C, C=C, C≡C довжина зв'язку зменшується.

Енергія зв'язку

Мірою міцності хімічного зв'язку є енергія зв'язку. Енергія зв'язку визначається енергією, необхідної для розриву зв'язку та видалення атомів, що утворюють цей зв'язок, на нескінченно велику відстань один від одного.

Ковалентний зв'язок є дуже міцний.Її енергія становить від кількох десятків до кількох сотень кДж/моль. Чим більша енергія зв'язку, тим більша міцність зв'язку, і навпаки.

Міцність хімічного зв'язку залежить від довжини зв'язку, полярності зв'язку та кратності зв'язку. Чим довший хімічний зв'язок, тим легше його розірвати, і тим менша енергія зв'язку, тим нижча її міцність. Чим коротший хімічний зв'язок, тим він міцніший, і тим більша енергія зв'язку.

Наприклад, у ряді сполук HF, HCl, HBr зліва направо міцність хімічного зв'язку зменшується, т.к. збільшується довжина зв'язку.

Іонний хімічний зв'язок

Іонний зв'язок - це хімічний зв'язок, заснований на електростатичному тяжінні іонів.

Іониутворюються у процесі прийняття чи віддачі електронів атомами. Наприклад, атоми всіх металів слабо утримують електрони зовнішнього енергетичного рівня. Тому для атомів металів характерні відновлювальні властивості- Здатність віддавати електрони.

приклад. Атом натрію містить на 3 енергетичному рівні 1 електрон. Легко віддаючи його, атом натрію утворює набагато стійкіший іон Na + з електронною конфігурацією благородного газу неону Ne. В іоні натрію міститься 11 протонів і лише 10 електронів, тому сумарний заряд іона -10+11 = +1:

+11Na) 2) 8) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

приклад. Атом хлору на зовнішньому енергетичному рівні містить 7 електронів. Щоб придбати конфігурацію стабільного інертного атома аргону Ar, хлору необхідно приєднати 1 електрон. Після приєднання електрона утворюється іон стабільний хлору, що складається з електронів. Сумарний заряд іона дорівнює -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Зверніть увагу:

• Властивості іонів відрізняються від властивостей атомів!
• Стійкі іони можуть утворювати не лише атоми, але і групи атомів. Наприклад: іон амонію NH 4 + , сульфат-іон SO 4 2- та ін. Хімічні зв'язки, утворені такими іонами, також вважаються іонними;
• Іонний зв'язок, як правило, утворюють між собою металиі неметали(групи неметалів);

Іони, що утворилися, притягуються за рахунок електричного тяжіння: Na + Cl - , Na 2 + SO 4 2- .

Наочно узагальним відмінність між ковалентними та іонними типами зв'язку:

Металевий зв'язок — це зв'язок, який утворюють щодо вільні електрониміж іонами металів, що утворюють кристалічну решітку

У атомів металів на зовнішньому енергетичному рівні зазвичай розташовані від одного до трьох електронів. Радіуси в атомів металів, зазвичай, великі — отже, атоми металів, на відміну неметалів, досить легко віддають зовнішні електрони, тобто. є сильними відновниками.

Віддаючи електрони, атоми металів перетворюються на позитивно заряджені іони . Електрони, що відірвалися відносно вільно переміщаютьсяміж позитивно зарядженими іонами металів Між цими частинками виникає зв'язок, т.к. загальні електрони утримують катіони металів, розташовані шарами, разом створюючи таким чином досить міцну металеві кристалічні грати . У цьому електрони безупинно хаотично рухаються, тобто. постійно виникають нові нейтральні атоми та нові катіони.

Міжмолекулярні взаємодії

Окремо варто розглянути взаємодії, що виникають між окремими молекулами в речовині. міжмолекулярні взаємодії . Міжмолекулярні взаємодії - це такий вид взаємодії між нейтральними атомами, при якому не з'являються нові ковалентні зв'язки. Сили взаємодії між молекулами виявлені Ван-дер Ваальсом у 1869 році, і названі на честь нього Ван-дар-Ваальсовими силами. Сили Ван-дер-Ваальса поділяються на орієнтаційні, індукційні і дисперсійні . Енергія міжмолекулярних взаємодій набагато менша за енергію хімічного зв'язку.

Орієнтаційні сили тяжіння виникають між полярними молекулами (диполь-диполь взаємодія). Ці сили з'являються між полярними молекулами. Індукційні взаємодії - Це взаємодія між полярною молекулою та неполярною. Неполярна молекула поляризується через полярну дію, що і породжує додаткове електростатичне тяжіння.

Особливий вид міжмолекулярної взаємодії – водневі зв'язки. - це міжмолекулярні (або внутрішньомолекулярні) хімічні зв'язки, що виникають між молекулами, в яких є сильно полярні ковалентні зв'язки. H-F, H-O або H-N. Якщо в молекулі є такі зв'язки, між молекулами виникатимуть додаткові сили тяжіння .

Механізм освіти водневого зв'язку частково електростатичний, а частково донорно-акцепторний. При цьому донором електронної пари виступають атом сильно електронегативного елемента (F, O, N), а акцептором атоми водню, з'єднані з цими атомами. Для водневого зв'язку характерні спрямованість у просторі та насичуваність.

Водневий зв'язок можна позначати точками: Н ··· O. Чим більша електронегативність атома, сполученого з воднем, і чим менші його розміри, тим міцніший водневий зв'язок . Вона характерна насамперед для з'єднань фтору з воднем , а також до олію з воднем , в меншій мірі азоту з воднем .

Водневі зв'язки виникають між такими речовинами:

— фторівник HF(газ, розчин фтороводню у воді - плавикова кислота), вода H 2 O (пар, лід, рідка вода):

— розчин аміаку та органічних амінів- між молекулами аміаку та води;

— органічні сполуки, у яких зв'язку O-H або N-H: спирти, карбонові кислоти, аміни, амінокислоти, феноли, анілін та його похідні, білки, розчини вуглеводів - моносахаридів та дисахаридів.

Водневий зв'язок впливає на фізичні та хімічні властивості речовин. Так, додаткове тяжіння між молекулами ускладнює кипіння речовин. У речовин із водневими зв'язками спостерігається аномальне підвищення теператури кипіння.

Наприклад Як правило, при підвищенні молекулярної маси спостерігається підвищення температури кипіння речовин. Однак у ряді речовин H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teми не спостерігаємо лінійної зміни температур кипіння.

А саме, у води температура кипіння аномально висока - Не менше -61 про С, як показує нам пряма лінія, а набагато більше +100 про С. Ця аномалія пояснюється наявністю водневих зв'язків між молекулами води. Отже, за звичайних умов (0-20 о С) вода є рідиноюза фазовим станом.

Металевий зв'язок. Властивості металевого зв'язку.

Металевий зв'язок – хімічний зв'язок, зумовлений наявністю щодо вільних електронів. Характерна як для чистих металів, так і їх сплавів та інтерметалевих з'єднань.

Механізм металевого зв'язку

У всіх вузлах кристалічної решітки розташовані позитивні іони металу. Між ними безладно, подібно до молекул газу рухаються валентні електрони, що відчепилися від атомів при утворенні іонів. Ці електрони відіграють роль цементу, утримуючи разом позитивні іони; в іншому випадку грати розпалися б під дією сил відштовхування між іонами. Разом з тим і електрони утримуються іонами в межах кристалічних ґрат і не можуть її покинути. Сили зв'язку не локалізовані та не спрямовані. З цієї причини здебільшого виявляються високі координаційні числа (наприклад, 12 чи 8). Коли два атоми металу зближуються, орбіталі зовнішніх оболонок їх перекриваються, утворюючи молекулярні орбіталі. Якщо підходить третій атом, його орбіталь перекривається з орбіталями перших двох атомів, що дає ще одну молекулярну орбіталь. Коли атомів багато, виникає величезна кількість тривимірних молекулярних орбіталей, що сягають у всіх напрямках. Внаслідок багаторазового перекривання орбіталей валентні електрони кожного атома зазнають впливу багатьох атомів.

Характерні кристалічні грати

Більшість металів утворює одну з наступних високосиметричних ґрат із щільною упаковкою атомів: кубічну об'ємно центровану, кубічну гранецентровану та гексагональну.

У кубічних об'ємно центрованих гратах (ОЦК) атоми розташовані у вершинах куба і один атом в центрі об'єму куба. Кубічні об'ємно центровані грати мають метали: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba та ін.

У кубічних гранецентрованих гратах (ГЦК) атоми розташовані у вершинах куба і в центрі кожної грані. Решітки такого типу мають метали: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co та ін.

У гексагональній решітці атоми розташовані у вершинах та центрі шестигранних основ призми, а три атоми – у середній площині призми. Таку упаковку атомів мають метали: Mg, -Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, -Co, Be, -Ca та ін.

Інші властивості

Електрони, що вільно рухаються, обумовлюють високу електро- і теплопровідність. Речовини, що мають металевий зв'язок, часто поєднують міцність з пластичністю, так як при зміщенні атомів один щодо одного не відбувається розрив зв'язків. Також важливою властивістю є металева ароматичність.

Метали добре проводять тепло та електрику, вони досить міцні, їх можна деформувати без руйнування. Деякі метали ковані (їх можна кувати), деякі тягучі (з них можна витягувати дріт). Ці унікальні властивості пояснюються особливим типом хімічного зв'язку, що з'єднує атоми металів між собою металевим зв'язком.

Метали в твердому стані існують у вигляді кристалів з позитивних іонів, як би "плаваючих" в морі електронів, що вільно рухаються між ними.

Металевий зв'язок пояснює властивості металів, зокрема їх міцність. Під дією деформуючої сили грат металу може змінювати свою форму, не даючи тріщин, на відміну від іонних кристалів.

Висока теплопровідність металів пояснюється тим, що якщо нагріти шматок металу з одного боку, то кінетична енергія електронів збільшиться. Це збільшення енергії пошириться в "електронному морі" на весь зразок з великою швидкістю.

Стає зрозумілою та електрична провідність металів. Якщо до кінців металевого зразка докласти різницю потенціалів, то хмара делокализованных електронів зрушуватиметься у напрямі позитивного потенціалу: даний потік електронів, які у одному напрямі, і є всім знайомий електричний струм.

Металевий зв'язок. Властивості металевого зв'язку. - Поняття та види. Класифікація та особливості категорії "Металевий зв'язок. Властивості металевого зв'язку." 2017, 2018.