Je extrémne zriedkavé, že chemické látky pozostávajú z jednotlivých, navzájom nesúvisiacich atómov chemických prvkov. Za normálnych podmienok má túto štruktúru len malý počet plynov nazývaných vzácne plyny: hélium, neón, argón, kryptón, xenón a radón. Chemické látky najčastejšie nepozostávajú z izolovaných atómov, ale z ich kombinácií do rôznych skupín. Takéto asociácie atómov môžu mať niekoľko, stovky, tisíce alebo dokonca viac atómov. Sila, ktorá drží tieto atómy v takýchto skupinách, sa nazýva chemická väzba.

Inými slovami, môžeme povedať, že chemická väzba je interakcia, ktorá zabezpečuje spojenie jednotlivých atómov do zložitejších štruktúr (molekuly, ióny, radikály, kryštály atď.).

Dôvodom vzniku chemickej väzby je, že energia zložitejších štruktúr je menšia ako celková energia jednotlivých atómov, ktoré ju tvoria.

Ak teda interakcia atómov X a Y vytvára molekulu XY, znamená to, že vnútorná energia molekúl tejto látky je nižšia ako vnútorná energia jednotlivých atómov, z ktorých bola vytvorená:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Z tohto dôvodu sa pri vytváraní chemických väzieb medzi jednotlivými atómami uvoľňuje energia.

Elektróny vonkajšej elektrónovej vrstvy s najnižšou väzbovou energiou s jadrom, tzv valencia. Napríklad v bóre sú to elektróny 2. energetickej úrovne - 2 elektróny na 2 s- orbitály a 1 x 2 p- orbitály:

Keď sa vytvorí chemická väzba, každý atóm má tendenciu získať elektrónovú konfiguráciu atómov vzácneho plynu, t.j. tak, že v jeho vonkajšej elektrónovej vrstve je 8 elektrónov (2 pre prvky prvej periódy). Tento jav sa nazýva oktetové pravidlo.

Pre atómy je možné dosiahnuť elektrónovú konfiguráciu vzácneho plynu, ak pôvodne jednotlivé atómy zdieľajú niektoré zo svojich valenčných elektrónov s inými atómami. V tomto prípade sa vytvárajú spoločné elektrónové páry.

V závislosti od stupňa zdieľania elektrónov možno rozlíšiť kovalentné, iónové a kovové väzby.

Kovalentná väzba

Kovalentné väzby sa najčastejšie vyskytujú medzi atómami nekovových prvkov. Ak nekovové atómy tvoriace kovalentnú väzbu patria k rôznym chemickým prvkom, takáto väzba sa nazýva polárna kovalentná väzba. Dôvod tohto názvu spočíva v tom, že atómy rôznych prvkov majú tiež rôzne schopnosti priťahovať spoločný elektrónový pár. Je zrejmé, že to vedie k posunutiu spoločného elektrónového páru smerom k jednému z atómov, v dôsledku čoho sa na ňom vytvorí čiastočný záporný náboj. Na druhej strane sa na druhom atóme vytvorí čiastočný kladný náboj. Napríklad v molekule chlorovodíka je elektrónový pár posunutý z atómu vodíka na atóm chlóru:

Príklady látok s polárnymi kovalentnými väzbami:

CCI4, H2S, CO2, NH3, Si02 atď.

Kovalentná nepolárna väzba sa vytvára medzi nekovovými atómami toho istého chemického prvku. Keďže atómy sú identické, ich schopnosť priťahovať zdieľané elektróny je tiež rovnaká. V tomto ohľade nie je pozorovaný žiadny posun elektrónového páru:

Vyššie uvedený mechanizmus tvorby kovalentnej väzby, keď oba atómy poskytujú elektróny na vytvorenie spoločných elektrónových párov, sa nazýva výmena.

Existuje tiež mechanizmus donor-akceptor.

Keď sa kovalentná väzba vytvorí mechanizmom donor-akceptor, vytvorí sa zdieľaný elektrónový pár v dôsledku vyplneného orbitálu jedného atómu (s dvoma elektrónmi) a prázdneho orbitálu iného atómu. Atóm, ktorý poskytuje osamelý pár elektrónov, sa nazýva donor a atóm s prázdnym orbitálom sa nazýva akceptor. Atómy, ktoré majú spárované elektróny, napríklad N, O, P, S, pôsobia ako donory elektrónových párov.

Napríklad podľa mechanizmu donor-akceptor sa štvrtá kovalentná väzba N-H tvorí v amónnom katióne NH4+:

Kovalentné väzby sa okrem polarity vyznačujú aj energiou. Energia väzby je minimálna energia potrebná na prerušenie väzby medzi atómami.

Väzbová energia klesá so zväčšujúcim sa polomerom viazaných atómov. Keďže vieme, že atómové polomery sa v podskupinách zväčšujú, môžeme napríklad dospieť k záveru, že sila väzby halogén-vodík rastie v sérii:

AHOJ< HBr < HCl < HF

Taktiež energia väzby závisí od jej násobnosti – čím väčšia násobnosť väzby, tým väčšia je jej energia. Väzbová multiplicita sa týka počtu zdieľaných elektrónových párov medzi dvoma atómami.

Iónová väzba

Iónová väzba môže byť považovaná za extrémny prípad polárnej kovalentnej väzby. Ak je v kovalentnej-polárnej väzbe spoločný elektrónový pár čiastočne posunutý na jeden z páru atómov, potom v iónovej väzbe je takmer úplne „daný“ jednému z atómov. Atóm, ktorý daruje elektrón (elektróny), získa kladný náboj a stáva sa katión a atóm, ktorý z neho odobral elektróny, získa záporný náboj a stane sa anión.

Iónová väzba je teda väzba vytvorená elektrostatickým priťahovaním katiónov k aniónom.

Vznik tohto typu väzby je typický pri interakcii atómov typických kovov a typických nekovov.

Napríklad fluorid draselný. Draslíkový katión vzniká odstránením jedného elektrónu z neutrálneho atómu a fluórový ión vzniká pridaním jedného elektrónu k atómu fluóru:

Medzi výslednými iónmi vzniká elektrostatická príťažlivá sila, čo vedie k vytvoreniu iónovej zlúčeniny.

Keď sa vytvorila chemická väzba, elektróny z atómu sodíka prešli na atóm chlóru a vytvorili sa opačne nabité ióny, ktoré majú dokončenú vonkajšiu energetickú hladinu.

Zistilo sa, že elektróny z atómu kovu nie sú úplne oddelené, ale sú iba posunuté smerom k atómu chlóru, ako pri kovalentnej väzbe.

Väčšina binárnych zlúčenín, ktoré obsahujú atómy kovov, je iónová. Napríklad oxidy, halogenidy, sulfidy, nitridy.

Iónová väzba sa vyskytuje aj medzi jednoduchými katiónmi a jednoduchými aniónmi (F −, Cl −, S 2-), ako aj medzi jednoduchými katiónmi a komplexnými aniónmi (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Preto medzi iónové zlúčeniny patria soli a zásady (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4, Ca(OH) 2, NaOH).

Kovové spojenie

Tento typ väzby sa vytvára v kovoch.

Atómy všetkých kovov majú vo svojej vonkajšej elektrónovej vrstve elektróny, ktoré majú nízku väzbovú energiu s jadrom atómu. Pre väčšinu kovov je proces straty vonkajších elektrónov energeticky priaznivý.

V dôsledku takejto slabej interakcie s jadrom sú tieto elektróny v kovoch veľmi mobilné a v každom kovovom kryštáli nepretržite prebieha nasledujúci proces:

M°-ne- = Mn+, kde M° je neutrálny atóm kovu a Mn+ je katión toho istého kovu. Na obrázku nižšie je znázornený priebeh procesov.

To znamená, že elektróny sa „rútia“ cez kovový kryštál, oddeľujú sa od jedného atómu kovu, vytvárajú z neho katión, spájajú sa s iným katiónom a vytvárajú neutrálny atóm. Tento jav sa nazýval „elektrónový vietor“ a zhromažďovanie voľných elektrónov v kryštáli nekovového atómu sa nazývalo „elektrónový plyn“. Tento typ interakcie medzi atómami kovu sa nazýva kovová väzba.

Vodíková väzba

Ak je atóm vodíka v látke naviazaný na prvok s vysokou elektronegatívnosťou (dusík, kyslík alebo fluór), táto látka sa vyznačuje javom nazývaným vodíková väzba.

Pretože atóm vodíka je naviazaný na elektronegatívny atóm, na atóme vodíka sa vytvorí čiastočný kladný náboj a na atóme elektronegatívneho prvku sa vytvorí čiastočný negatívny náboj. V tomto ohľade je možná elektrostatická príťažlivosť medzi čiastočne kladne nabitým atómom vodíka jednej molekuly a elektronegatívnym atómom druhej molekuly. Napríklad vodíková väzba sa pozoruje pre molekuly vody:

Je to vodíková väzba, ktorá vysvetľuje abnormálne vysokú teplotu topenia vody. Okrem vody sa silné vodíkové väzby tvoria aj v látkach ako fluorovodík, amoniak, kyseliny obsahujúce kyslík, fenoly, alkoholy, amíny.

Všetky v súčasnosti známe chemické prvky nachádzajúce sa v periodickej tabuľke sú rozdelené do dvoch veľkých skupín: kovy a nekovy. Aby sa nestali len prvkami, ale zlúčeninami, chemickými látkami a mohli navzájom interagovať, musia existovať vo forme jednoduchých a zložitých látok.

To je dôvod, prečo sa niektoré elektróny snažia prijímať, zatiaľ čo iné sa snažia rozdávať. Vzájomným dopĺňaním sa z prvkov vytvárajú rôzne chemické molekuly. Čo ich však drží spolu? Prečo existujú látky takej sily, že ani tie najvážnejšie nástroje nemožno zničiť? Iné sú naopak zničené najmenším nárazom. To všetko sa vysvetľuje tvorbou rôznych typov chemických väzieb medzi atómami v molekulách, tvorbou kryštálovej mriežky určitej štruktúry.

Typy chemických väzieb v zlúčeninách

Celkovo existujú 4 hlavné typy chemických väzieb.

1. Kovalentné nepolárne. Vzniká medzi dvoma rovnakými nekovmi v dôsledku zdieľania elektrónov, tvorby spoločných elektrónových párov. Na jej vzniku sa podieľajú valenčné nepárové častice. Príklady: halogény, kyslík, vodík, dusík, síra, fosfor.
2. Kovalentná polárna. Vzniká medzi dvoma rôznymi nekovmi alebo medzi kovom s veľmi slabými vlastnosťami a nekovom so slabou elektronegativitou. Je tiež založená na spoločných elektrónových pároch a ich priťahovaní k sebe atómom, ktorého elektrónová afinita je vyššia. Príklady: NH 3, SiC, P 2 O 5 a iné.
3. Vodíková väzba. Najnestabilnejší a najslabší, vzniká medzi vysoko elektronegatívnym atómom jednej molekuly a kladným atómom druhej. Najčastejšie sa to stane, keď sú látky rozpustené vo vode (alkohol, amoniak atď.). Vďaka tomuto spojeniu môžu existovať makromolekuly bielkovín, nukleových kyselín, komplexných sacharidov a pod.
4. Iónová väzba. Vzniká vďaka silám elektrostatickej príťažlivosti rôzne nabitých kovových a nekovových iónov. Čím silnejší je rozdiel v tomto indikátore, tým jasnejšie je vyjadrená iónová povaha interakcie. Príklady zlúčenín: binárne soli, komplexné zlúčeniny - zásady, soli.
5. Kovová väzba, ktorej mechanizmus tvorby, ako aj jej vlastnosti budú diskutované ďalej. Tvorí sa v kovoch a ich zliatinách rôznych druhov.

Existuje niečo ako jednota chemickej väzby. Hovorí len, že nie je možné považovať každú chemickú väzbu za štandard. Všetko sú to len konvenčne označené jednotky. Všetky interakcie sú totiž založené na jedinom princípe – elektrón-statickej interakcii. Preto iónové, kovové, kovalentné a vodíkové väzby majú rovnakú chemickú povahu a sú len hraničnými prípadmi jeden druhého.

Kovy a ich fyzikálne vlastnosti

Kovy sa nachádzajú v drvivej väčšine všetkých chemických prvkov. Je to spôsobené ich špeciálnymi vlastnosťami. Značnú časť z nich ľudia získali jadrovými reakciami v laboratórnych podmienkach, sú rádioaktívne s krátkym polčasom rozpadu.

Väčšinu však tvoria prírodné prvky, ktoré tvoria celé horniny a rudy a sú súčasťou najdôležitejších zlúčenín. Práve od nich sa ľudia naučili odlievať zliatiny a vyrábať množstvo krásnych a dôležitých výrobkov. Ide o meď, železo, hliník, striebro, zlato, chróm, mangán, nikel, zinok, olovo a mnohé ďalšie.

Pre všetky kovy možno identifikovať spoločné fyzikálne vlastnosti, ktoré sa vysvetľujú tvorbou kovovej väzby. Aké sú tieto vlastnosti?

1. Kujnosť a ťažnosť. Je známe, že mnohé kovy možno valcovať aj do stavu fólie (zlato, hliník). Iní vyrábajú drôty, ohybné plechy a výrobky, ktoré sa môžu pri fyzickom náraze zdeformovať, ale po zastavení okamžite obnovia svoj tvar. Práve tieto vlastnosti kovov sa nazývajú kujnosť a ťažnosť. Dôvodom tejto funkcie je kovový typ pripojenia. Ióny a elektróny v kryštáli kĺžu voči sebe bez toho, aby sa rozbili, čo umožňuje zachovať integritu celej štruktúry.
2. Kovový lesk. Vysvetľuje tiež kovovú väzbu, mechanizmus tvorby, jej vlastnosti a vlastnosti. Nie všetky častice sú teda schopné absorbovať alebo odrážať svetelné vlny rovnakej vlnovej dĺžky. Atómy väčšiny kovov odrážajú krátkovlnné lúče a získavajú takmer rovnakú farbu strieborného, ​​bieleho a bledomodrého odtieňa. Výnimkou sú medené a zlaté, ich farby sú červeno-červené a žlté. Sú schopné odrážať žiarenie s väčšou vlnovou dĺžkou.
3. Tepelná a elektrická vodivosť. Tieto vlastnosti sú vysvetlené aj štruktúrou kryštálovej mriežky a skutočnosťou, že pri jej tvorbe sa realizuje kovový typ väzby. V dôsledku pohybu „elektrónového plynu“ vo vnútri kryštálu sa elektrický prúd a teplo okamžite a rovnomerne rozdelia medzi všetky atómy a ióny a prechádzajú cez kov.
4. Pevný stav agregácie za normálnych podmienok. Jedinou výnimkou je tu ortuť. Všetky ostatné kovy sú nevyhnutne silné, pevné zlúčeniny, ako aj ich zliatiny. Je to tiež dôsledok kovových väzieb prítomných v kovoch. Mechanizmus vzniku tohto typu väzby častíc plne potvrdzuje vlastnosti.

Toto sú hlavné fyzikálne vlastnosti kovov, ktoré sú presne vysvetlené a určené schémou tvorby kovovej väzby. Tento spôsob spájania atómov je relevantný najmä pre kovové prvky a ich zliatiny. Teda pre nich v pevnom a kvapalnom skupenstve.

Chemická väzba kovového typu

V čom spočíva jeho zvláštnosť? Ide o to, že takáto väzba sa nevytvára v dôsledku rozdielne nabitých iónov a ich elektrostatickej príťažlivosti a nie v dôsledku rozdielu v elektronegativite a prítomnosti voľných elektrónových párov. To znamená, že iónové, kovové, kovalentné väzby majú mierne odlišnú povahu a charakteristické črty viazaných častíc.

Všetky kovy majú nasledujúce vlastnosti:

• malý počet elektrónov na (okrem niektorých výnimiek, ktoré môžu mať 6, 7 a 8);
• veľký atómový polomer;
• nízka ionizačná energia.

To všetko prispieva k ľahkému oddeleniu vonkajších nepárových elektrónov od jadra. Atóm má zároveň veľa voľných orbitálov. Diagram tvorby kovovej väzby presne ukáže vzájomné prekrytie početných orbitálnych buniek rôznych atómov, ktoré v dôsledku toho tvoria spoločný intrakryštalický priestor. Z každého atómu sa do nej privádzajú elektróny, ktoré začnú voľne putovať rôznymi časťami mriežky. Každý z nich sa pravidelne pripája k iónu na mieste v kryštáli a mení ho na atóm, potom sa opäť odpája a vytvára ión.

Kovová väzba je teda väzba medzi atómami, iónmi a voľnými elektrónmi v bežnom kovovom kryštáli. Elektrónový oblak, ktorý sa voľne pohybuje v štruktúre, sa nazýva „elektrónový plyn“. To vysvetľuje väčšinu kovov a ich zliatin.

Ako presne sa kovová chemická väzba realizuje? Možno uviesť rôzne príklady. Skúsme sa na to pozrieť na kúsku lítia. Aj keď to vezmete o veľkosti hrášku, budú tam tisíce atómov. Predstavme si teda, že každý z týchto tisícov atómov odovzdá svoj jediný valenčný elektrón spoločnému kryštalickému priestoru. Zároveň, keď poznáte elektronickú štruktúru daného prvku, môžete vidieť počet prázdnych orbitálov. Lítium ich bude mať 3 (p-orbitály druhej energetickej hladiny). Tri pre každý atóm z desiatok tisíc - toto je spoločný priestor vo vnútri kryštálu, v ktorom sa „elektrónový plyn“ voľne pohybuje.

Látka s kovovou väzbou je vždy silná. Koniec koncov, elektrónový plyn neumožňuje kryštálu kolaps, ale iba premiestňuje vrstvy a okamžite ich obnovuje. Leskne sa, má určitú hustotu (zvyčajne vysokú), tavivosť, tvárnosť a plasticitu.

Kde inde sa predáva kovové lepenie? Príklady látok:

• kovy vo forme jednoduchých štruktúr;
• všetky kovové zliatiny navzájom;
• všetky kovy a ich zliatiny v tekutom a pevnom stave.

Konkrétnych príkladov je jednoducho neskutočné množstvo, keďže v periodickej tabuľke je viac ako 80 kovov!

Kovová väzba: mechanizmus tvorby

Ak to zvážime vo všeobecnosti, hlavné body sme už načrtli vyššie. Prítomnosť voľných elektrónov a elektrónov, ktoré sa ľahko oddelia od jadra v dôsledku nízkej ionizačnej energie, sú hlavnými podmienkami pre vznik tohto typu väzby. Ukazuje sa teda, že sa realizuje medzi nasledujúcimi časticami:

• atómy v miestach kryštálovej mriežky;
• voľné elektróny, ktoré boli valenčnými elektrónmi v kove;
• ióny v miestach kryštálovej mriežky.

Výsledkom je kovová väzba. Mechanizmus vzniku je všeobecne vyjadrený nasledovným zápisom: Me 0 - e - ↔ Me n+. Z diagramu je zrejmé, aké častice sú prítomné v kovovom kryštáli.

Samotné kryštály môžu mať rôzne tvary. Závisí to od konkrétnej látky, s ktorou máme dočinenia.

Druhy kovových kryštálov

Táto štruktúra kovu alebo jeho zliatiny sa vyznačuje veľmi hustým zhlukom častíc. Poskytujú ho ióny v kryštálových uzloch. Samotné mriežky môžu mať v priestore rôzne geometrické tvary.

1. Telesocentrická kubická mriežka - alkalické kovy.
2. Šesťhranná kompaktná štruktúra - všetky alkalické zeminy okrem bária.
3. Face-centric kubický - hliník, meď, zinok, veľa prechodných kovov.
4. Ortuť má romboedrickú štruktúru.
5. Tetragonálny - indium.

Čím nižšie a nižšie sa nachádza v periodickom systéme, tým zložitejšie je jeho balenie a priestorová organizácia kryštálu. V tomto prípade je pri konštrukcii kryštálu rozhodujúca kovová chemická väzba, ktorej príklady možno uviesť pre každý existujúci kov. Zliatiny majú vo vesmíre veľmi rôznorodé organizácie, z ktorých niektoré ešte neboli úplne preskúmané.

Komunikačná charakteristika: nesmerová

Kovalentné a kovové väzby majú jednu veľmi výraznú charakteristickú črtu. Na rozdiel od prvého nie je kovová väzba smerová. Čo to znamená? To znamená, že elektrónový oblak vo vnútri kryštálu sa pohybuje úplne voľne v rámci svojich hraníc v rôznych smeroch, každý elektrón je schopný pripojiť sa k absolútne akémukoľvek iónu v uzloch štruktúry. To znamená, že interakcia sa uskutočňuje rôznymi smermi. Preto hovoria, že kovová väzba je nesmerová.

Mechanizmus kovalentnej väzby zahŕňa tvorbu zdieľaných elektrónových párov, teda oblakov prekrývajúcich sa atómov. Navyše sa vyskytuje striktne pozdĺž určitej línie spájajúcej ich stredy. Preto hovoria o smere takéhoto spojenia.

Sýtosť

Táto charakteristika odráža schopnosť atómov mať obmedzenú alebo neobmedzenú interakciu s ostatnými. Kovalentné a kovové väzby sú teda podľa tohto ukazovateľa opäť protiklady.

Prvý je saturovateľný. Atómy podieľajúce sa na jej tvorbe majú presne definovaný počet valenčných vonkajších elektrónov, ktoré sa priamo podieľajú na tvorbe zlúčeniny. Nebude mať viac elektrónov, ako má. Preto je počet vytvorených väzieb obmedzený valenciou. Preto saturácia spojenia. Vďaka tejto vlastnosti má väčšina zlúčenín konštantné chemické zloženie.

Kovové a vodíkové väzby sú naopak nenasýtené. Je to spôsobené prítomnosťou mnohých voľných elektrónov a orbitálov vo vnútri kryštálu. Ióny tiež zohrávajú úlohu v miestach kryštálovej mriežky, z ktorých každý sa môže kedykoľvek stať atómom a znova iónom.

Ďalšou charakteristikou kovovej väzby je delokalizácia vnútorného elektrónového oblaku. Prejavuje sa to schopnosťou malého počtu zdieľaných elektrónov viazať na seba veľa atómových jadier kovov. To znamená, že hustota je akoby delokalizovaná, rozložená rovnomerne medzi všetky časti kryštálu.

Príklady tvorby väzieb v kovoch

Pozrime sa na niekoľko konkrétnych možností, ktoré ilustrujú, ako vzniká kovová väzba. Príklady látok sú:

• zinok;
• hliník;
• draslík;
• chróm.

Vznik kovovej väzby medzi atómami zinku: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. Atóm zinku má štyri energetické úrovne. Na základe elektronickej štruktúry má 15 voľných orbitálov - 3 v p-orbitáloch, 5 v 4 d a 7 v 4f. Elektrónová štruktúra je nasledovná: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, spolu 30 elektrónov v atóme. To znamená, že dve voľné valenčné negatívne častice sa môžu pohybovať v rámci 15 priestranných a neobsadených orbitálov. A tak je to s každým atómom. Výsledkom je obrovský spoločný priestor pozostávajúci z prázdnych orbitálov a malého počtu elektrónov, ktoré spájajú celú štruktúru dohromady.

Kovová väzba medzi atómami hliníka: AL 0 - e - ↔ AL 3+. Trinásť elektrónov atómu hliníka sa nachádza na troch energetických úrovniach, ktorých majú zjavne nadbytok. Elektronická štruktúra: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Voľné orbitály - 7 kusov. Je zrejmé, že elektrónový oblak bude malý v porovnaní s celkovým vnútorným voľným priestorom v kryštáli.

Chrómová kovová väzba. Tento prvok je zvláštny svojou elektronickou štruktúrou. Na stabilizáciu systému totiž elektrón spadne zo 4s do 3d orbitálu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0 . Celkovo je 24 elektrónov, z toho šesť valenčných elektrónov. Sú to tí, ktorí idú do spoločného elektronického priestoru, aby vytvorili chemickú väzbu. Existuje 15 voľných orbitálov, čo je stále oveľa viac, ako je potrebné na vyplnenie. Preto je chróm tiež typickým príkladom kovu so zodpovedajúcou väzbou v molekule.

Jedným z najaktívnejších kovov, ktorý reaguje aj s obyčajnou vodou s ohňom, je draslík. Čo vysvetľuje tieto vlastnosti? Opäť mnohými spôsobmi - kovovým typom spojenia. Tento prvok má len 19 elektrónov, ale nachádzajú sa na 4 energetických úrovniach. Teda v 30 orbitáloch rôznych podúrovní. Elektronická štruktúra: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0 . Len dva s veľmi nízkou ionizačnou energiou. Voľne sa odtrhnú a idú do spoločného elektronického priestoru. Na jeden atóm pripadá 22 orbitálov na pohyb, to znamená veľmi veľký voľný priestor pre „elektrónový plyn“.

Podobnosti a rozdiely s inými typmi spojení

Vo všeobecnosti už bola táto otázka diskutovaná vyššie. Dá sa len zovšeobecniť a vyvodiť záver. Hlavné vlastnosti kovových kryštálov, ktoré ich odlišujú od všetkých ostatných typov spojení, sú:

• niekoľko typov častíc, ktoré sa zúčastňujú procesu väzby (atómy, ióny alebo atóm-ióny, elektróny);
• rôzne priestorové geometrické štruktúry kryštálov.

Kovové väzby majú s vodíkovými a iónovými väzbami spoločnú nenasýtenosť a nesmerovosť. S kovalentnou polárnou - silnou elektrostatickou príťažlivosťou medzi časticami. Oddelene od iónových - typ častíc v uzloch kryštálovej mriežky (ióny). S kovalentnými nepolárnymi - atómami v uzloch kryštálu.

Typy väzieb v kovoch rôznych stavov agregácie

Ako sme uviedli vyššie, kovová chemická väzba, ktorej príklady sú uvedené v článku, sa vytvára v dvoch stavoch agregácie kovov a ich zliatin: v pevnom a kvapalnom stave.

Vzniká otázka: aký typ väzby je v kovových parách? Odpoveď: kovalentné polárne a nepolárne. Rovnako ako u všetkých zlúčenín, ktoré sú vo forme plynu. To znamená, že keď sa kov dlhodobo zahrieva a prechádza z pevného do tekutého stavu, väzby sa neprerušia a kryštalická štruktúra sa zachová. Keď však dôjde k prevodu kvapaliny do stavu pary, kryštál sa zničí a kovová väzba sa premení na kovalentnú.

Iónová väzba

(boli použité materiály zo stránky http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)

K iónovej väzbe dochádza prostredníctvom elektrostatickej príťažlivosti medzi opačne nabitými iónmi. Tieto ióny vznikajú ako výsledok prenosu elektrónov z jedného atómu na druhý. Iónová väzba sa vytvára medzi atómami, ktoré majú veľké rozdiely v elektronegativite (zvyčajne väčšie ako 1,7 na Paulingovej stupnici), napríklad medzi atómami alkalického kovu a atómami halogénu.

Uvažujme o výskyte iónovej väzby na príklade tvorby NaCl.

Z elektronických vzorcov atómov

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

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

Je vidieť, že na dokončenie vonkajšej úrovne je pre atóm sodíka jednoduchšie vzdať sa jedného elektrónu ako získať sedem a pre atóm chlóru je ľahšie získať jeden elektrón ako získať sedem. Pri chemických reakciách sa atóm sodíka vzdá jedného elektrónu a atóm chlóru ho odoberie. V dôsledku toho sa elektrónové obaly atómov sodíka a chlóru premenia na stabilné elektrónové obaly vzácnych plynov (elektronická konfigurácia katiónu sodíka

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

a elektronická konfigurácia aniónu chlóru je

Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

Elektrostatická interakcia iónov vedie k vytvoreniu molekuly NaCl.

Povaha chemickej väzby sa často odráža v stave agregácie a fyzikálnych vlastnostiach látky. Iónové zlúčeniny, ako je chlorid sodný NaCl, sú tvrdé a žiaruvzdorné, pretože medzi nábojmi ich iónov „+“ a „–“ sú silné elektrostatické príťažlivé sily.

Záporne nabitý ión chlóru priťahuje nielen „svoj“ ión Na+, ale aj ďalšie sodíkové ióny okolo seba. To vedie k tomu, že v blízkosti žiadneho z iónov nie je jeden ión s opačným znamienkom, ale niekoľko.

Štruktúra kryštálu chloridu sodného NaCl.

V skutočnosti je okolo každého iónu chlóru 6 iónov sodíka a okolo každého iónu sodíka 6 iónov chlóru. Toto usporiadané balenie iónov sa nazýva iónový kryštál. Ak je v kryštáli izolovaný jediný atóm chlóru, potom medzi atómami sodíka, ktoré ho obklopujú, už nie je možné nájsť ten, s ktorým chlór reagoval.

Ióny, ktoré sú navzájom priťahované elektrostatickými silami, sú extrémne neochotné meniť svoje umiestnenie pod vplyvom vonkajšej sily alebo zvýšenia teploty. Ak sa však chlorid sodný roztopí a pokračuje v zahrievaní vo vákuu, odparí sa a vytvorí dvojatómové molekuly NaCl. To naznačuje, že kovalentné väzbové sily nie sú nikdy úplne vypnuté.

Základná charakteristika iónových väzieb a vlastnosti iónových zlúčenín

1. Iónová väzba je silná chemická väzba. Energia tejto väzby je rádovo 300 – 700 kJ/mol.

2. Na rozdiel od kovalentnej väzby je iónová väzba nesmerová, pretože ión môže priťahovať ióny opačného znamienka k sebe v akomkoľvek smere.

3. Na rozdiel od kovalentnej väzby je iónová väzba nenasýtená, keďže interakcia iónov opačného znamienka nevedie k úplnej vzájomnej kompenzácii ich silových polí.

4. Pri tvorbe molekúl s iónovou väzbou nedochádza k úplnému prenosu elektrónov, preto stopercentné iónové väzby v prírode neexistujú. V molekule NaCl je chemická väzba iba 80% iónová.

5. Zlúčeniny s iónovými väzbami sú kryštalické pevné látky, ktoré majú vysoké teploty topenia a varu.

6. Väčšina iónových zlúčenín je rozpustná vo vode. Roztoky a taveniny iónových zlúčenín vedú elektrický prúd.

Kovové spojenie

Kovové kryštály majú odlišnú štruktúru. Ak preskúmate kúsok kovového sodíka, zistíte, že jeho vzhľad je veľmi odlišný od kuchynskej soli. Sodík je mäkký kov, ľahko sa krája nožom, splošťuje kladivom, dá sa ľahko roztaviť v pohári na liehovej lampe (teplota topenia 97,8 o C). V kryštáli sodíka je každý atóm obklopený ôsmimi ďalšími podobnými atómami.

Kryštalická štruktúra kovového Na.

Obrázok ukazuje, že atóm Na v strede kocky má 8 najbližších susedov. To isté sa však dá povedať o akomkoľvek inom atóme v kryštáli, pretože všetky sú rovnaké. Kryštál pozostáva z „nekonečne“ sa opakujúcich fragmentov znázornených na tomto obrázku.

Atómy kovu na vonkajšej energetickej úrovni obsahujú malý počet valenčných elektrónov. Pretože ionizačná energia atómov kovov je nízka, valenčné elektróny sú v týchto atómoch slabo zadržané. V dôsledku toho sa v kryštálovej mriežke kovov objavujú kladne nabité ióny a voľné elektróny. V tomto prípade sú kovové katióny umiestnené v uzloch kryštálovej mriežky a elektróny sa voľne pohybujú v poli kladných centier a tvoria takzvaný „elektrónový plyn“.

Prítomnosť záporne nabitého elektrónu medzi dvoma katiónmi spôsobuje, že každý katión interaguje s týmto elektrónom.

teda Kovová väzba je väzba medzi kladnými iónmi v kovových kryštáloch, ku ktorej dochádza prostredníctvom príťažlivosti elektrónov, ktoré sa voľne pohybujú v kryštáli.

Pretože valenčné elektróny v kove sú rovnomerne rozložené v kryštáli, kovová väzba, podobne ako iónová väzba, je nesmerová väzba. Na rozdiel od kovalentnej väzby je kovová väzba nenasýtenou väzbou. Kovová väzba sa tiež líši od kovalentnej väzby v sile. Energia kovovej väzby je približne tri až štyrikrát menšia ako energia kovalentnej väzby.

Vďaka vysokej pohyblivosti elektrónového plynu sa kovy vyznačujú vysokou elektrickou a tepelnou vodivosťou.

Kovový kryštál vyzerá celkom jednoducho, ale v skutočnosti je jeho elektronická štruktúra zložitejšia ako štruktúra kryštálov iónovej soli. Vo vonkajšom elektrónovom obale kovových prvkov nie je dostatok elektrónov na vytvorenie plnohodnotnej „oktetovej“ kovalentnej alebo iónovej väzby. Preto v plynnom stave väčšina kovov pozostáva z monatomických molekúl (t. j. jednotlivých atómov, ktoré nie sú navzájom spojené). Typickým príkladom sú ortuťové výpary. Kovová väzba medzi atómami kovu sa teda vyskytuje iba v kvapalnom a pevnom stave agregácie.

Kovovú väzbu možno opísať takto: niektoré atómy kovu vo výslednom kryštáli odovzdajú svoje valenčné elektróny priestoru medzi atómami (pre sodík je to...3s1) a premenia sa na ióny. Pretože všetky atómy kovu v kryštáli sú rovnaké, každý z nich má rovnakú šancu stratiť valenčný elektrón.

Inými slovami, k prenosu elektrónov medzi neutrálnymi a ionizovanými atómami kovu dochádza bez spotreby energie. V tomto prípade niektoré elektróny vždy skončia v priestore medzi atómami vo forme „elektrónového plynu“.

Tieto voľné elektróny po prvé držia atómy kovu v určitej rovnovážnej vzdialenosti od seba.

Po druhé, dávajú kovom charakteristický „kovový lesk“ (voľné elektróny môžu interagovať so svetelnými kvantami).

Po tretie, voľné elektróny poskytujú kovom dobrú elektrickú vodivosť. Vysoká tepelná vodivosť kovov sa vysvetľuje aj prítomnosťou voľných elektrónov v medziatómovom priestore - ľahko „reagujú“ na zmeny energie a prispievajú k jej rýchlemu prenosu v kryštáli.

Zjednodušený model elektrónovej štruktúry kovového kryštálu.

******** Na príklade kovu sodíka uvažujme o povahe kovovej väzby z hľadiska predstáv o atómových orbitáloch. Atóm sodíka, rovnako ako mnoho iných kovov, má nedostatok valenčných elektrónov, ale existujú voľné valenčné orbitály. Jediný 3s elektrón sodíka je schopný presunúť sa na ktorýkoľvek z voľných a energeticky blízkych susedných orbitálov. Keď sa atómy v kryštáli približujú k sebe, vonkajšie orbitály susedných atómov sa prekrývajú, čo umožňuje uvoľneným elektrónom voľne sa pohybovať po kryštáli.

„Elektrónový plyn“ však nie je taký neusporiadaný, ako by sa mohlo zdať. Voľné elektróny v kovovom kryštáli sú v prekrývajúcich sa orbitáloch a sú do určitej miery zdieľané, čím vytvárajú niečo ako kovalentné väzby. Sodík, draslík, rubídium a iné kovové s-prvky majú jednoducho málo zdieľaných elektrónov, takže ich kryštály sú krehké a taviteľné. So zvyšujúcim sa počtom valenčných elektrónov sa vo všeobecnosti zvyšuje sila kovov.

Kovové väzby teda bývajú tvorené prvkami, ktorých atómy majú vo svojich vonkajších obaloch málo valenčných elektrónov. Tieto valenčné elektróny, ktoré uskutočňujú kovovú väzbu, sú zdieľané natoľko, že sa môžu pohybovať celým kovovým kryštálom a poskytovať vysokú elektrickú vodivosť kovu.

Kryštál NaCl nevedie elektrinu, pretože v priestore medzi iónmi nie sú žiadne voľné elektróny. Všetky elektróny darované atómami sodíka sú pevne držané iónmi chlóru. Toto je jeden z významných rozdielov medzi iónovými kryštálmi a kovovými.

To, čo teraz viete o spájaní kovov, pomáha vysvetliť vysokú kujnosť (ťažnosť) väčšiny kovov. Kov môže byť sploštený do tenkého plechu a ťahaný do drôtu. Faktom je, že jednotlivé vrstvy atómov v kovovom kryštáli sa môžu po sebe pomerne ľahko kĺzať: pohyblivý „elektrónový plyn“ neustále zmäkčuje pohyb jednotlivých kladných iónov a navzájom ich chráni.

Samozrejme, nič také sa nedá robiť s kuchynskou soľou, hoci soľ je tiež kryštalická látka. V iónových kryštáloch sú valenčné elektróny pevne viazané na jadro atómu. Posun jednej vrstvy iónov voči druhej približuje ióny rovnakého náboja k sebe a spôsobuje medzi nimi silné odpudzovanie, čo vedie k deštrukcii kryštálu (NaCl je krehká látka).

Posun vrstiev iónového kryštálu spôsobuje vznik veľkých odpudivých síl medzi podobnými iónmi a deštrukciu kryštálu.

Navigácia

• Riešenie kombinovaných problémov na základe kvantitatívnych charakteristík látky
• Riešenie problémov. Zákon stálosti zloženia látok. Výpočty využívajúce pojmy „molárna hmotnosť“ a „chemické množstvo“ látky

Atómy väčšiny prvkov neexistujú oddelene, pretože sa môžu navzájom ovplyvňovať. Táto interakcia vytvára zložitejšie častice.

Podstatou chemickej väzby je pôsobenie elektrostatických síl, čo sú sily vzájomného pôsobenia medzi elektrickými nábojmi. Takéto náboje majú elektróny a atómové jadrá.

Elektróny nachádzajúce sa na vonkajších elektronických úrovniach (valenčné elektróny), ktoré sú najďalej od jadra, s ním interagujú najslabšie, a preto sú schopné odtrhnúť sa od jadra. Sú zodpovedné za vzájomné spojenie atómov.

Typy interakcií v chémii

Typy chemických väzieb možno uviesť v nasledujúcej tabuľke:

Charakteristika iónovej väzby

Chemická reakcia, ku ktorej dochádza v dôsledku príťažlivosť iónov majúci rozdielny náboj sa nazýva iónový. Stáva sa to vtedy, ak majú viazané atómy významný rozdiel v elektronegativite (to znamená schopnosť priťahovať elektróny) a elektrónový pár ide k elektronegatívnejšiemu prvku. Výsledkom tohto prenosu elektrónov z jedného atómu na druhý je vznik nabitých častíc – iónov. Vzniká medzi nimi príťažlivosť.

Majú najnižšie indexy elektronegativity typické kovy, a najväčšie sú typické nekovy. Ióny teda vznikajú interakciou medzi typickými kovmi a typickými nekovmi.

Atómy kovov sa stávajú kladne nabitými iónmi (katiónmi), ktoré odovzdávajú elektróny svojim vonkajším elektrónovým hladinám, a nekovy prijímajú elektróny, čím sa menia na negatívne nabitý ióny (anióny).

Atómy sa pohybujú do stabilnejšieho energetického stavu a dokončujú svoje elektronické konfigurácie.

Iónová väzba je nesmerová a nenasýtená, pretože elektrostatická interakcia sa vyskytuje vo všetkých smeroch, a preto môže ión priťahovať ióny opačného znamienka vo všetkých smeroch.

Usporiadanie iónov je také, že okolo každého je určitý počet opačne nabitých iónov. Koncept "molekuly" pre iónové zlúčeniny nedáva zmysel.

Príklady vzdelávania

Vznik väzby v chloride sodnom (nacl) je spôsobený prenosom elektrónu z atómu Na na atóm Cl za vzniku zodpovedajúcich iónov:

Na0-1e = Na + (katión)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anión)

V chloride sodnom je okolo sodíkových katiónov šesť chloridových aniónov a okolo každého chloridového iónu šesť sodíkových iónov.

Keď sa v sulfide bárnatom vytvorí interakcia medzi atómami, dochádza k nasledujúcim procesom:

Bao-2e = Ba2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba daruje svoje dva elektróny síre, čo vedie k tvorbe aniónov síry S 2- a katiónov bária Ba 2+.

Chemická väzba kovov

Počet elektrónov vo vonkajších energetických hladinách kovov je malý, sú ľahko oddelené od jadra. V dôsledku tohto odlúčenia vznikajú kovové ióny a voľné elektróny. Tieto elektróny sa nazývajú „elektrónový plyn“. Elektróny sa voľne pohybujú v celom objeme kovu a sú neustále viazané a oddelené od atómov.

Štruktúra kovovej látky je nasledovná: kryštálová mriežka je kostrou látky a medzi jej uzlami sa elektróny môžu voľne pohybovať.

Je možné uviesť nasledujúce príklady:

Mg - 2e<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalentné: polárne a nepolárne

Najbežnejším typom chemickej interakcie je kovalentná väzba. Hodnoty elektronegativity prvkov, ktoré interagujú, sa výrazne nelíšia, preto dochádza len k posunu spoločného elektrónového páru na elektronegatívnejší atóm.

Kovalentné interakcie môžu byť tvorené mechanizmom výmeny alebo mechanizmom donor-akceptor.

Mechanizmus výmeny sa realizuje, ak každý z atómov má na vonkajších elektronických úrovniach nepárové elektróny a prekrytie atómových orbitálov vedie k objaveniu sa páru elektrónov, ktoré už patria obom atómom. Keď jeden z atómov má pár elektrónov na vonkajšej elektronickej úrovni a druhý má voľný orbitál, potom keď sa atómové orbitály prekrývajú, elektrónový pár je zdieľaný a interaguje podľa mechanizmu donor-akceptor.

Kovalentné sa delia podľa násobnosti na:

• jednoduché alebo jednoduché;
• dvojitý;
• trojnásobne.

Dvojité zabezpečujú zdieľanie dvoch párov elektrónov naraz a trojité - tri.

Podľa rozloženia elektrónovej hustoty (polarity) medzi viazanými atómami sa kovalentná väzba delí na:

• nepolárne;
• polárny.

Nepolárna väzba je tvorená rovnakými atómami a polárna väzba je tvorená rôznou elektronegativitou.

Interakcia atómov s podobnou elektronegativitou sa nazýva nepolárna väzba. Spoločný pár elektrónov v takejto molekule nie je priťahovaný ani jedným atómom, ale patrí rovnako obom.

Interakcia prvkov líšiacich sa elektronegativitou vedie k vzniku polárnych väzieb. Pri tomto type interakcie sú zdieľané elektrónové páry priťahované k elektronegatívnejšiemu prvku, ale nie sú naň úplne prenesené (to znamená, že nedochádza k tvorbe iónov). V dôsledku tohto posunu v hustote elektrónov sa na atómoch objavujú čiastočné náboje: elektronegatívny má záporný náboj a menej elektronegatívny má kladný náboj.

Vlastnosti a charakteristiky kovalencie

Hlavné charakteristiky kovalentnej väzby:

• Dĺžka je určená vzdialenosťou medzi jadrami interagujúcich atómov.
• Polarita je určená posunutím elektrónového oblaku smerom k jednému z atómov.
• Smerovosť je vlastnosťou vytvárania väzieb orientovaných v priestore, a teda molekúl, ktoré majú určité geometrické tvary.
• Sýtosť je určená schopnosťou vytvárať obmedzené množstvo väzieb.
• Polarizácia je určená schopnosťou meniť polaritu vplyvom vonkajšieho elektrického poľa.
• Energia potrebná na prerušenie väzby určuje jej silu.

Príkladom kovalentnej nepolárnej interakcie môžu byť molekuly vodíka (H2), chlóru (Cl2), kyslíka (O2), dusíka (N2) a mnohých ďalších.

H· + ·H → H-H molekula má jednu nepolárnu väzbu,

O: + :O → O=O molekula má dvojitú nepolárnu,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekula je trojnásobne nepolárna.

Príklady kovalentných väzieb chemických prvkov zahŕňajú molekuly oxidu uhličitého (CO2) a oxidu uhoľnatého (CO), sírovodíka (H2S), kyseliny chlorovodíkovej (HCL), vody (H2O), metánu (CH4), oxidu sírového (SO2) a mnoho ďalších.

V molekule CO2 je vzťah medzi atómami uhlíka a kyslíka kovalentne polárny, pretože elektronegatívny vodík priťahuje elektrónovú hustotu. Kyslík má vo svojom vonkajšom obale dva nepárové elektróny, zatiaľ čo uhlík môže poskytnúť štyri valenčné elektróny na vytvorenie interakcie. V dôsledku toho sa vytvárajú dvojité väzby a molekula vyzerá takto: O=C=O.

Na určenie typu väzby v konkrétnej molekule stačí zvážiť jej základné atómy. Jednoduché kovové látky tvoria kovovú väzbu, kovy s nekovmi tvoria iónovú väzbu, jednoduché nekovové látky tvoria kovalentnú nepolárnu väzbu a molekuly pozostávajúce z rôznych nekovov sa vytvárajú prostredníctvom polárnej kovalentnej väzby.

Medzi atómami kovu vzniká kovová väzba. Charakteristickým znakom atómov kovov je malý počet elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni, slabo držaných jadrom a veľký počet voľných atómových orbitálov s podobnými energiami, takže kovová väzba je nenasýtená.

Valenčné elektróny sa podieľajú na tvorbe väzieb s 8 alebo 12 atómami naraz (v súlade s koordinačným počtom atómov kovu). Za týchto podmienok sa valenčné elektróny s nízkou ionizačnou energiou pohybujú dostupnými orbitálmi všetkých susedných atómov a zabezpečujú medzi nimi komunikáciu.

Kovové spojenie charakterizovaná slabou interakciou zdieľaných elektrónov s jadrami spojených atómov a úplnou delokalizáciou týchto elektrónov medzi všetky atómy v kryštáli, čo zaisťuje stabilitu tejto väzby.

Schéma vzniku kovovej väzby (M – kov):

М 0 – nie М n +

Kovy majú špeciálnu kryštálovú mriežku, v ktorej uzloch sú neutrálne aj kladne nabité atómy kovu, medzi ktorými sa voľne pohybujú socializované elektróny („elektrónový plyn“) (v rámci kryštálu). Pohyb bežných elektrónov v kovoch sa uskutočňuje prostredníctvom rôznych molekulárnych orbitálov, ktoré vznikajú v dôsledku fúzie veľkého počtu voľných orbitálov spojených atómov, ktoré pokrývajú mnohé atómové jadrá. V prípade kovovej väzby nemožno hovoriť o jej smerovosti, pretože spoločné elektróny sú v kryštáli rovnomerne delokalizované.

Štrukturálne vlastnosti kovov určujú ich charakteristické fyzikálne vlastnosti: tvrdosť, kujnosť, vysoká elektrická a tepelná vodivosť, ako aj špeciálny kovový lesk.

Kovová väzba je charakteristická pre kovy nielen v pevnom, ale aj v kvapalnom stave, to znamená, že je to vlastnosť agregátov atómov umiestnených v tesnej blízkosti. V plynnom stave sú atómy kovov navzájom spojené jednou alebo viacerými kovalentnými väzbami do molekúl, napríklad Li 2 (Li–Li), Be 2 (Be=Be), Al 4 - každý atóm hliníka je spojený s tromi ďalšími vytvoriť štvorstennú štruktúru:

4. Vodíková väzba

Vodíková väzba je špeciálny typ väzby, ktorá je jedinečná pre atómy vodíka. Vyskytuje sa v prípadoch, keď je atóm vodíka naviazaný na atóm najviac elektronegatívnych prvkov, predovšetkým fluóru, kyslíka a dusíka. Uvažujme ako príklad vytvorenie vodíkovej väzby pomocou fluorovodíka. Elektronegatívny atóm vodíka má iba jeden elektrón, vďaka čomu môže vytvárať kovalentnú väzbu s atómom fluóru. V tomto prípade sa objavuje molekula fluorovodíka H-F, v ktorej je spoločný elektrónový pár posunutý k atómu fluóru.

V dôsledku tohto rozdelenia hustoty elektrónov predstavuje molekula fluorovodíka dipól, ktorého kladným pólom je atóm vodíka. V dôsledku skutočnosti, že väzbový elektrónový pár je posunutý smerom k atómu fluóru, je čiastočne uvoľnený 1 s-orbitál atómu vodíka a jeho jadro je čiastočne obnažené. V ktoromkoľvek inom atóme je kladný náboj jadra po odstránení valenčných elektrónov tienený vnútornými elektrónovými obalmi, ktoré zabezpečujú odpudzovanie elektrónových obalov iných atómov. Atóm vodíka takéto obaly nemá, jeho jadrom je veľmi malá (subatomárna) kladne nabitá častica - protón (priemer protónu je približne 10 5-krát menší ako priemery atómov a v dôsledku nedostatku elektrónov je priťahovaný elektrónovým obalom iných elektricky neutrálnych alebo záporne nabitých atómov).

Sila elektrického poľa v blízkosti čiastočne „nahého“ atómu vodíka je taká silná, že môže aktívne priťahovať záporný pól susednej molekuly. Keďže tento pól je atóm fluóru, ktorý má tri neväzbové elektrónové páry a s- Ak je orbitál atómu vodíka čiastočne prázdny, potom dochádza k interakcii donor-akceptor medzi pozitívne polarizovaným atómom vodíka jednej molekuly a negatívne polarizovaným atómom fluóru susednej molekuly.

V dôsledku spoločných elektrostatických a donor-akceptorových interakcií teda vzniká ďalšia druhá väzba za účasti atómu vodíka. Tak to je vodíková väzba, …H–F H–F…

Od kovalentnej sa líši energiou a dĺžkou. Vodíková väzba je dlhšia a menej pevná ako kovalentná väzba. Energia vodíkovej väzby je 8–40 kJ/mol a energia kovalentnej väzby je 80–400 kJ/mol. V pevnom fluorovodíku je dĺžka kovalentnej väzby H–F 95 pm a dĺžka vodíkovej väzby FH je 156 pm. Vďaka vodíkovej väzbe medzi molekulami HF sa kryštály pevného fluorovodíka skladajú z nekonečných plochých cik-cak reťazcov, pretože systém troch atómov vytvorený vodíkovou väzbou je spravidla lineárny.

Vodíkové väzby medzi molekulami HF sú čiastočne zachované v kvapalnom a dokonca aj v plynnom fluorovodíku.

Vodíková väzba sa bežne píše ako tri bodky a je znázornená nasledovne:

kde X, Y sú atómy F, O, N, Cl, S.

Energiu a dĺžku vodíkovej väzby určuje dipólový moment väzby H–X a veľkosť atómu Y. Dĺžka vodíkovej väzby sa zmenšuje a jej energia rastie so zvyšujúcim sa rozdielom elektronegativity X a atómy Y (a podľa toho aj dipólový moment väzby H–X) a so zmenšujúcou sa veľkosťou atómu Y .

Vodíkové väzby vznikajú aj medzi molekulami, ktoré obsahujú väzby O–H (napríklad voda H 2 O, kyselina chloristá HClO 4, kyselina dusičná HNO 3, karboxylové kyseliny RCOOH, fenol C 6 H 5 OH, alkoholy ROH) a N–H (napr. amoniak NH3, kyselina tiokyanová HNCS, organické amidy RCONH2 a amíny RNH2 a R2NH).

Látky, ktorých molekuly sú spojené vodíkovými väzbami, sa líšia svojimi vlastnosťami od látok, ktoré sú si molekulárnou štruktúrou podobné, ale netvoria vodíkové väzby. Teploty topenia a varu hydridov prvkov skupiny IVA, v ktorých nie sú vodíkové väzby, postupne klesajú s klesajúcim číslom periódy (obr. 15.) U hydridov prvkov skupín VA-VIIA je pozorované porušenie tejto závislosti. Tri látky, ktorých molekuly sú spojené vodíkovými väzbami (amoniak NH 3, voda H 2 O a fluorovodík HF), majú oveľa vyššie teploty topenia a varu ako ich analógy (obr. 15). Okrem toho majú tieto látky širší teplotný rozsah existencie v kvapalnom stave, vyššie teplo topenia a vyparovania.

Vodíková väzba hrá dôležitú úlohu v procesoch rozpúšťania a kryštalizácie látok, ako aj pri tvorbe kryštalických hydrátov.

Vodíkové väzby sa môžu vytvárať nielen medzi molekulami (medzimolekulová vodíková väzba, IBC) , ako je tomu v príkladoch diskutovaných vyššie, ale aj medzi atómami tej istej molekuly (intramolekulárna vodíková väzba, HB) . Napríklad v dôsledku intramolekulárnych vodíkových väzieb medzi atómami vodíka aminoskupín a atómami kyslíka karbonylových skupín majú polypeptidové reťazce, ktoré tvoria molekuly proteínov, špirálovitý tvar.

kreslenie????????????????

Vodíkové väzby hrajú obrovskú úlohu v procesoch reduplikácie a biosyntézy bielkovín. Dve vlákna dvojzávitnice DNA (deoxyribonukleová kyselina) sú držané pohromade vodíkovými väzbami. Počas procesu reduplikácie sa tieto spojenia prerušia. Pri transkripcii dochádza aj k syntéze RNA (ribonukleovej kyseliny) pomocou DNA ako templátu v dôsledku tvorby vodíkových väzieb. Oba procesy sú možné, pretože vodíkové väzby sa ľahko tvoria a ľahko sa lámu.

Ryža. 15. Teploty topenia ( A) a varenie ( b) hydridy prvkov skupín IVA-VIIA.