Atomi većine elemenata ne postoje odvojeno, jer mogu međusobno djelovati. U ovoj interakciji nastaju 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 elektronskim razinama (valentni elektroni), budući da su najudaljeniji od jezgre, najslabije djeluju s njom i stoga se mogu odvojiti od jezgre. Oni su odgovorni za međusobno vezivanje atoma.

Vrste interakcija u kemiji

Vrste kemijske veze mogu se prikazati kao sljedeća tablica:

Karakteristike ionske veze

Kemijska interakcija koja nastaje zbog ionska privlačnost koji ima različite naboje naziva se ionskim. To se događa ako vezani atomi imaju značajnu razliku u elektronegativnosti (to jest, sposobnost privlačenja elektrona) i elektronski par ide prema elektronegativnijem elementu. Rezultat takvog prijelaza elektrona s jednog atoma na drugi je nastanak nabijenih čestica – iona. Među njima postoji privlačnost.

imaju najmanju elektronegativnost tipični metali, a najveći su tipični nemetali. Ioni tako nastaju interakcijama između tipičnih metala i tipičnih nemetala.

Atomi metala postaju pozitivno nabijeni ioni (kationi), predajući elektrone vanjskim elektroničkim razinama, a nemetali prihvaćaju elektrone, pretvarajući se u negativno nabijen ioni (anioni).

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

Ionska veza je neusmjerena i ne može se zasititi, budući da se elektrostatska interakcija događa u svim smjerovima, odnosno ion može privući ione suprotnog predznaka u svim pravcima.

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 uz stvaranje odgovarajućih iona:

Na 0 - 1 e \u003d Na + (kation)

Cl 0 + 1 e \u003d Cl - (anion)

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

Kada se formira interakcija između atoma u barijevom sulfidu, događaju se sljedeći procesi:

Ba 0 - 2 e \u003d Ba 2+

S 0 + 2 e \u003d 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 ćelija je okosnica materije, a između njegovih čvorova elektroni se mogu slobodno kretati.

Mogu se navesti sljedeći primjeri:

Mg - 2e<->Mg2+

Cs-e<->Cs+

Ca-2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe3+

Kovalentni: polarni i nepolarni

Najčešći tip kemijska interakcija je kovalentna veza. Vrijednosti elektronegativnosti elemenata u interakciji ne razlikuju se oštro, u vezi s tim dolazi samo do pomaka zajedničkog elektronskog para na elektronegativniji atom.

Kovalentna interakcija može nastati mehanizmom izmjene ili mehanizmom donor-akceptor.

Mehanizam izmjene se ostvaruje ako svaki od atoma ima nesparene elektrone u 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 socijalizira i interakcija se odvija prema donor-akceptorskom mehanizmu.

Kovalentni se po višestrukosti dijele na:

• jednostavan ili pojedinačni;
• dvostruko;
• utrostručiti.

Dvostruki osiguravaju socijalizaciju 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 isti atomi, a polarnu vezu tvore različite elektronegativnosti.

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

Međudjelovanje elemenata različite elektronegativnosti dovodi do stvaranja polarnih veza. Uobičajene elektronske parove s ovom vrstom interakcije privlači elektronegativniji element, ali ne prelaze u potpunosti na njega (to jest, ne dolazi do stvaranja iona). Uslijed takvog pomaka elektronske gustoće na atomima se javljaju parcijalni naboji: na elektronegativnijem negativan, a na manje elektronegativnom pozitivan.

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.
• Orijentacija - 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 promjene polariteta pod utjecajem vanjskog električnog polja.
• Energija potrebna za prekid veze, koja određuje njezinu snagu.

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

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

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

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekula ima trostruki nepolarni.

Kao primjer kovalentne veze kemijski elementi možete unijeti molekule plina ugljikovog dioksida (CO2) i ugljikovog monoksida (CO), sumporovodika (H2S), klorovodične kiseline(HCL), voda (H2O), metan (CH4), sumporni oksid (SO2) i mnogi drugi.

U molekuli CO2 odnos između atoma ugljika i kisika je kovalentno polaran, budući da elektronegativniji vodik privlači k sebi gustoću elektrona. Kisik ima dva nesparena elektrona na vanjskoj razini, 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 tvari metali tvore metalnu, metali s nemetalima ionsku, jednostavne tvari nemetali kovalentnu nepolarnu, a molekule koje se sastoje od različitih nemetala tvore kovalentnom polarnom vezom.

kemijska veza

U prirodi ne postoje pojedinačni atomi. Svi se oni nalaze u sastavu jednostavnih i složenih spojeva, pri čemu je njihovo spajanje u molekule osigurano međusobnim stvaranjem kemijskih veza.

Stvaranje kemijskih veza među atomima je prirodan, spontan proces, jer se u tom slučaju smanjuje energija molekularnog sustava, tj. energija molekularnog sustava manja je od ukupne energije izoliranih atoma. To je pokretačka snaga stvaranja kemijske veze.

Priroda kemijskih veza je elektrostatska, jer Atomi su skup nabijenih čestica, između kojih djeluju sile privlačenja i odbijanja, koje dolaze u ravnotežu.

Nespareni elektroni smješteni na vanjskoj atomske orbitale(ili gotovi elektronski parovi) - valentni elektroni.Kažu da se tijekom stvaranja veza elektronski oblaci preklapaju pa nastaje područje između jezgri atoma gdje je vjerojatnost pronalaska elektrona oba atoma najveća.

s, p - elementi	d - elementi
Valentni elektroni su vanjska razina Na primjer, H +1) 1 e 1s 1 1 valentni elektron O+8) 2e) 6 e 1s 2 2s 2 2p 4 Vanjska razina nije dovršena - 6 valentnih elektrona	Valentni elektroni su vanjska razina id su elektroni predvanjske razine Na primjer , Cr +24) 2e) 8e) 8e+ 5e )1e 6 valentnih elektrona (5e + 1e)

kemijska veza - ovo je interakcija atoma, koja se provodi razmjenom elektrona.

Kada se formira kemijska veza, atomi nastoje steći stabilnu vanjsku ljusku od osam elektrona (ili dva elektrona - H, He), koja odgovara strukturi najbližeg atoma inertnog plina, tj. dovršite svoju vanjsku razinu.

Klasifikacija kemijskih veza.

1. Prema mehanizmu nastanka kemijske veze.

a) razmjena kada oba atoma koji tvore vezu daju za nju nesparene elektrone.

Na primjer, stvaranje molekula vodika H 2 i klora Cl 2:

b) donor-akceptor , kada jedan od atoma daje spreman par elektrona (donor) za stvaranje veze, a drugi atom daje praznu slobodnu orbitalu.

Na primjer, stvaranje amonijevog iona (NH 4) + (nabijena čestica):

2. Prema načinu preklapanja elektronskih orbitala.

a) σ - veza (sigma), kada maksimum preklapanja leži na liniji koja spaja središta atoma.

Na primjer,

H 2 σ (s-s)

Cl 2 σ(p-p)

HClσ(s-p)

b) π - veze (pi), ako maksimum preklapanja ne leži na liniji koja spaja središta atoma.

3. Prema načinu postizanja završene elektronske ljuske.

Svaki atom nastoji dovršiti svoj vanjski elektronska ljuska, dok postoji nekoliko načina za postizanje ovog stanja.

Znak za usporedbu	kovalentni		ionski	metal
	nepolarni	polarni
Kako se postiže završena elektronska ljuska?	Socijalizacija elektrona	Socijalizacija elektrona	Potpuni prijenos elektrona, stvaranje iona (nabijenih čestica).	Socijalizacija elektrona od strane svih atoma u kristi. Rešetka
Koji su atomi uključeni?	nemet – nemet EO = EO	1) Nemeth-Nemeth 1 2) Meth-Nemet EO < ЭО	met+ [utrnulo] - EO << EO	Mjesta sadrže kationske atome metala. Komunikaciju ostvaruju elektroni koji se slobodno kreću u međuprostoru.
∆c = EO 1 - EO 2		< 1,7	> 1,7
Primjeri	jednostavne tvari su nemetali.

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 nabijene čestice koje atomi postaju kada doniraju ili prihvaćaju elektrone. Oni se međusobno jako privlače, zbog toga 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 između elektronegativnosti vezanih atoma tolika da dolazi do potpunog odvajanja naboja.

Riža. 2. Ionska kemijska veza.

Obično se smatra da veza dobiva elektronički karakter ako je EC > 1,7.

Razlika u vrijednosti elektronegativnosti je veća što su elementi udaljeniji jedan od drugog periodni sustav po razdoblju. 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. Shema ionske kemijske veze natrijeva 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.

Ionska kemijska veza nastaje između tipičnih metala i nemetala. Elektroni u bez greške od metala do nemetala, tvoreći ione. Kao rezultat toga nastaje elektrostatsko privlačenje, koje se naziva ionska veza.

Zapravo, potpuno ionska veza se ne pojavljuje. Takozvana ionska veza je dijelom 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 \u003d Ca 2 + (ion)

Kalciju je lakše donirati dva elektrona nego primiti one koji nedostaju.

F 0 (atom) + 1e \u003d F- (ion)

- Fluor, naprotiv, lakše prima jedan elektron nego daje sedam elektrona.

Nađimo 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.

Napravimo formulu za ionsku kemijsku vezu:

Ca 0 +2F 0 →Ca 2 +F−2.

• interakcija natrija i kisika

4.3. Ukupno primljenih ocjena: 318.

.

Znate da se atomi mogu međusobno spajati u jednostavne i složene tvari. U ovom slučaju nastaju različite vrste kemijskih veza: ionski, kovalentni (nepolarni i polarni), metalni i vodikovi. Jedno od najvažnijih svojstava atoma elemenata, koje određuje kakva će se veza između njih formirati - ionska ili kovalentna, - je elektronegativnost, tj. sposobnost atoma u spoju da sebi privuku elektrone.

uvjetno kvantifikacija skala elektronegativnosti daje skalu relativne elektronegativnosti.

U periodima postoji opća tendencija rasta elektronegativnosti elemenata, au skupinama - njihov pad. Elementi elektronegativnosti poredani su u nizu, na temelju čega je moguće usporediti elektronegativnost elemenata u različita razdoblja.

Vrsta kemijske veze ovisi o tome kolika je razlika u vrijednostima elektronegativnosti spojnih atoma elemenata. Što se atomi elemenata koji tvore vezu više razlikuju u elektronegativnosti, to je kemijska veza polarnija. Nemoguće je povući oštru granicu između vrsta kemijskih veza. U većini spojeva tip kemijske veze je srednji; na primjer, visoko polarna kovalentna kemijska veza bliska je ionskoj vezi. Ovisno o tome koji je od graničnih slučajeva po prirodi bliži kemijskoj vezi, naziva se ionska ili kovalentna polarna veza.

Ionska veza.

Ionska veza nastaje međudjelovanjem atoma koji se međusobno oštro razlikuju po elektronegativnosti. Na primjer, tipični metali litij (Li), natrij (Na), kalij (K), kalcij (Ca), stroncij (Sr), barij (Ba) tvore ionsku vezu s tipičnim nemetalima, uglavnom halogenima.

Osim halogenida alkalijskih metala, ionske veze nastaju i u spojevima kao što su lužine i soli. Na primjer, u natrijevom hidroksidu (NaOH) i natrijevom sulfatu (Na 2 SO 4) ionske veze postoje samo između atoma natrija i kisika (ostale veze su kovalentne polarne).

Kovalentna nepolarna veza.

Kada atomi međusobno djeluju s istom elektronegativnošću, nastaju molekule s kovalentnom nepolarnom vezom. Takva veza postoji u molekulama sljedećih jednostavnih tvari: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Kemijske veze u ovim plinovima nastaju preko zajedničkih elektronskih parova, tj. kada se odgovarajući elektronski oblaci preklapaju, zbog elektron-nuklearne interakcije, koja nastaje kada se atomi približavaju jedan drugome.

Pri sastavljanju elektroničkih formula tvari treba imati na umu da je svaki zajednički par elektrona uvjetna slika povećane gustoće elektrona koja proizlazi iz preklapanja odgovarajućih oblaka elektrona.

kovalentna polarna veza.

Tijekom interakcije atoma, čije se vrijednosti elektronegativnosti razlikuju, ali ne oštro, dolazi do pomaka zajedničkog elektronskog para na elektronegativniji atom. Ovo je najčešći tip kemijske veze koji se nalazi u anorganskim i organskim spojevima.

Kovalentne veze u potpunosti uključuju one veze koje nastaju donorsko-akceptorskim mehanizmom, na primjer, u hidronijevim i amonijevim ionima.

Metalni spoj.

Veza koja nastaje kao rezultat interakcije relativno slobodnih elektrona s metalnim ionima naziva se metalna veza. Ova vrsta veze tipična je za jednostavne tvari - metale.

Bit procesa stvaranja metalne veze je sljedeća: atomi metala lako odustaju od valentnih elektrona i pretvaraju se u pozitivno nabijene ione. Relativno slobodni elektroni, odvojeni od atoma, kreću se između pozitivnih metalnih iona. Između njih nastaje metalna veza, tj. elektroni, takoreći, cementiraju pozitivne ione kristalne rešetke metala.

Vodikova veza.

Veza koja se stvara između atoma vodika jedne molekule i atoma jako elektronegativnog elementa(O, N, Ž) druga molekula naziva se vodikova veza.

Može se postaviti pitanje: zašto točno vodik tvori tako specifičnu kemijsku vezu?

Ovo se objašnjava atomski radijus vrlo malo vodika. Osim toga, kada je jedan elektron istisnut ili potpuno doniran, vodik dobiva relativno visok pozitivan naboj, zbog čega vodik jedne molekule stupa u interakciju s atomima elektronegativnih elemenata koji imaju djelomični negativni naboj koji je dio drugih molekula (HF, H20, NH3).

Pogledajmo neke primjere. Obično prikazujemo sastav vode kemijska formula H 2 O. Međutim, to nije posve točno. Bilo bi ispravnije označiti sastav vode formulom (H 2 O) n, gdje je n \u003d 2.3.4, itd. To je zbog činjenice da su pojedinačne molekule vode međusobno povezane vodikovim vezama.

Vodikove veze obično se označavaju točkama. Mnogo je slabija od ionske ili kovalentne veze, ali jača od uobičajene međumolekularne interakcije.

Prisutnost vodikovih veza objašnjava povećanje volumena vode s padom temperature. To je zbog činjenice da kako se temperatura smanjuje, molekule su ojačane i stoga se gustoća njihovog "pakiranja" smanjuje.

Prilikom studiranja organska kemija Postavilo se i sljedeće pitanje: zašto su vrelišta alkohola puno viša od vrelišta odgovarajućih ugljikovodika? To se objašnjava činjenicom da se vodikove veze stvaraju i između molekula alkohola.

Do povećanja vrelišta alkohola dolazi i zbog povećanja njihovih molekula.

Vodikova veza također je karakteristična za mnoge druge organski spojevi(fenoli, karboksilne kiseline i tako dalje.). Iz kolegija organske kemije i opće biologije znate da prisutnost vodikove veze objašnjava sekundarnu strukturu proteina, strukturu dvostruke spirale DNA, odnosno fenomen komplementarnosti.

Kemijska veza - veza između atoma u molekuli ili molekularnom spoju koja je rezultat prijenosa elektrona s jednog atoma na drugi ili dijeljenja elektrona za oba atoma.

Postoji nekoliko vrsta kemijskih veza: kovalentna, ionska, metalna, vodikova.

Kovalentna veza (lat. co - zajedno + valens - vrijedi)

Kovalentna veza nastaje između dva atoma mehanizmom izmjene (socijalizacija para elektrona) ili mehanizmom donor-akceptor (donor elektroni i slobodna akceptorska orbitala).

Atomi u molekulama jednostavnih tvari povezani su kovalentnom vezom (Cl 2, Br 2, O 2), organska tvar(C 2 H 2), a također, u općem slučaju, između atoma nemetala i drugog nemetala (NH 3, H 2 O, HBr).

Ako atomi koji tvore kovalentnu vezu imaju iste vrijednosti elektronegativnosti, tada se veza između njih naziva kovalentna nepolarna veza. U takvim molekulama nema "pola" - elektronska gustoća je ravnomjerno raspoređena. Primjeri: Cl 2 , O 2 , H 2 , N 2 , I 2 .

Ako atomi koji tvore kovalentnu vezu imaju različite vrijednosti elektronegativnosti, tada se veza između njih naziva kovalentna polarna. U takvim molekulama postoji "pol" - gustoća elektrona pomaknuta je na elektronegativniji element. Primjeri: HCl, HBr, HI, NH3, H2O.

Kovalentna veza može nastati mehanizmom izmjene – socijalizacijom elektronskog para. U ovom slučaju, svaki atom je "jednako" uložen u stvaranje veze. Na primjer, dva atoma dušika koji tvore molekulu N 2 daju po 3 elektrona s vanjske razine za stvaranje veze.

Postoji donor-akceptorski mehanizam za stvaranje kovalentne veze, u kojem jedan atom djeluje kao donor nepodijeljenog elektronskog para. Drugi atom ne troši svoje elektrone, već samo osigurava orbitalu (ćeliju) za ovaj elektronski par.

• NH 4 + - u amonijevom ionu
• NH 4 + Cl, NH 4 + Br - unutar amonijevog iona u svim njegovim solima
• NO 3 - - u nitratnom ionu
• KNO 3 , LiNO 3 - unutar nitratnog iona u svim nitratima
• O 3 - ozon
• H 3 O + - hidronijev ion
• CO - ugljikov monoksid
• K, Na 2 - u svim složenim solima postoji barem jedna kovalentna veza koja je nastala prema donor-akceptorskom mehanizmu

Ionska veza

Ionska veza je jedna od vrsta kemijske veze koja se temelji na elektrostatskoj interakciji između suprotno nabijenih iona.

U najčešćem slučaju, ionska veza nastaje između tipičnog metala i tipičnog nemetala. Primjeri:

NaF, CaCl2, MgF2, Li2S, BaO, RbI.

Veliki trag je tablica topljivosti, jer sve soli imaju ionske veze: CaSO 4 , Na 3 PO 4 . Čak ni amonijev ion nije iznimka; ionske veze nastaju između amonijevog kationa i raznih aniona, na primjer, u spojevima: NH 4 I, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4.

U kemiji često postoji nekoliko veza unutar jedne molekule. Razmotrimo, na primjer, amonijev fosfat, označavajući tip svake veze unutar ove molekule.

Metalna veza je vrsta kemijske veze koja drži atome metala zajedno. Ova vrsta veze izdvaja se zasebno, jer je njezina razlika prisutnost visoke koncentracije elektrona vodljivosti u metalima - "elektronski plin". Po prirodi je metalna veza bliska kovalentnoj.

"Oblak" elektrona u metalima može se pokrenuti pod različitim utjecajima. To je ono što uzrokuje električnu vodljivost metala.

Vodikova veza - vrsta kemijske veze koja se stvara između nekih molekula koje sadrže vodik. Jedna od najčešćih pogrešaka je pretpostavka da postoje vodikove veze u samom plinu, vodik - to uopće nije slučaj.

Vodikove veze nastaju između atoma vodika i drugog elektronegativnijeg atoma (O, S, N, C).

Potrebno je shvatiti najvažniji detalj: vodikove veze nastaju između molekula, a ne unutar njih. Postoje između molekula:

• H2O
• Organski alkoholi: C 2 H 5 OH, C 3 H 7 OH
• organske kiseline: CH3COOH, C2H5COOH

Dijelom zbog vodikovih veza, vrlo izuzetak povezan s jačanjem svojstva kiselina u nizu halogenovodičnih kiselina: HF → HCl → HBr → HI. Fluor je najEO element, snažno privlači atom vodika druge molekule k sebi, što smanjuje sposobnost kiseline da odcijepi vodik i smanjuje njenu snagu.

© Bellevich Yury Sergeevich 2018-2020

ovaj članak napisao Yury Sergeevich Bellevich i njegovo je intelektualno vlasništvo. Kopiranje, distribucija (uključujući kopiranje na druge stranice i resurse na Internetu) ili bilo koje drugo korištenje informacija i objekata bez prethodnog pristanka nositelja autorskih prava kažnjivo je zakonom. Da biste dobili materijale članka i dopuštenje za njihovo korištenje, obratite se