Atómy väčšiny prvkov neexistujú oddelene, pretože sa môžu navzájom ovplyvňovať. Pri tejto interakcii vznikajú 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 viazanie atómov.

Typy interakcií v chémii

Typy chemickej väzby možno znázorniť v nasledujúcej tabuľke:

Charakteristika iónovej väzby

Chemická interakcia, ktorá vzniká v dôsledku príťažlivosť iónov majúci rozdielny náboj sa nazýva iónový. Stáva sa to vtedy, ak majú viazané atómy výrazný rozdiel v elektronegativite (to znamená schopnosť priťahovať elektróny) a elektrónový pár smeruje k elektronegatívnejšiemu prvku. Výsledkom takéhoto prechodu elektrónov z jedného atómu na druhý je vznik nabitých častíc – iónov. Je medzi nimi príťažlivosť.

majú najnižšiu elektronegativitu typické kovy, a najväčšie sú typické nekovy. Ióny teda vznikajú interakciami medzi typickými kovmi a typickými nekovmi.

Atómy kovov sa stávajú kladne nabitými iónmi (katiónmi), ktoré odovzdávajú elektróny vonkajším elektronickým úrovniam, 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 nie je saturovateľná, pretože k elektrostatickej interakcii dochádza vo všetkých smeroch, ión môže priťahovať ióny opačné znamenie 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

Tvorba väzby v chloride sodnom (nacl) je spôsobená prenosom elektrónu z atómu Na na atóm Cl s tvorbou zodpovedajúcich iónov:

Na 0 - 1 e \u003d Na + (katión)

Cl 0 + 1 e \u003d Cl - (anión)

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

Keď sa vytvorí interakcia medzi atómami v sulfide bárnatom, nastanú tieto procesy:

Ba 0 - 2 e \u003d Ba 2+

S 0 + 2 e \u003d S 2-

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

kovová chemická väzba

Počet elektrónov vo vonkajších energetických hladinách kovov je malý, ľahko sa odtrhnú 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 oddeľované od atómov.

Štruktúra kovovej látky je nasledovná: krištáľová bunka je chrbtovou kosťou hmoty a medzi jej uzlami sa môžu elektróny voľne pohybovať.

Je možné uviesť nasledujúce príklady:

Mg - 2e<->Mg2+

Cs-e<->Cs+

Ca-2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe3+

Kovalentné: polárne a nepolárne

Najbežnejší typ chemická interakcia je kovalentná väzba. Hodnoty elektronegativity interagujúcich prvkov sa výrazne nelíšia, v súvislosti s tým dochádza iba k posunu spoločného elektrónového páru na elektronegatívnejší atóm.

Kovalentná interakcia môže byť tvorená výmenným mechanizmom alebo mechanizmom donor-akceptor.

Mechanizmus výmeny sa realizuje, ak má každý z atómov nepárové elektróny na vonkajších elektrónových úrovniach 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 socializovaný a interakcia nastáva podľa mechanizmu donor-akceptor.

Kovalentné sa delia podľa násobnosti na:

• jednoduché alebo jednoduché;
• dvojitý;
• trojitý.

Dvojité poskytujú socializáciu 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 elektronegativitou odlišnou.

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

Interakcia prvkov líšiacich sa elektronegativitou vedie k vzniku polárnych väzieb. Bežné elektrónové páry s týmto typom interakcie sú priťahované viac elektronegatívnym prvkom, ale neprechádzajú doň úplne (to znamená, že nedochádza k tvorbe iónov). V dôsledku takéhoto posunu elektrónovej hustoty sa na atómoch objavujú čiastočné náboje: na elektronegatívnom zápornom náboji a na menej elektronegatívnom kladnom náboji.

Vlastnosti a charakteristiky kovalencie

Hlavné charakteristiky kovalentnej väzby:

• Dĺžka je určená vzdialenosťou medzi jadrami interagujúcich atómov.
• Polarita je určená posunutím elektrónového oblaku k jednému z atómov.
• Orientácia - vlastnosť vytvárať priestorovo orientované väzby a teda aj molekuly, 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, ktorá 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 jedinú nepolárnu väzbu,

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

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekula má trojitú nepolárnu.

Ako príklad kovalentnej väzby chemické prvky môžete si priniesť molekuly oxidu uhličitého (CO2) a oxidu uhoľnatého (CO), sírovodík (H2S), kyseliny chlorovodíkovej(HCL), voda (H2O), metán (CH4), oxid sírový (SO2) a mnohé ďalšie.

V molekule CO2 je vzťah medzi atómami uhlíka a kyslíka kovalentne polárny, pretože elektronegatívny vodík k sebe priťahuje elektrónovú hustotu. Kyslík má na vonkajšej úrovni 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 látky kovy tvoria kovovú, kovy s nekovmi iónovú, jednoduché látky nekovy kovalentnú nepolárnu a molekuly pozostávajúce z rôznych nekovov vznikajú pomocou kovalentnej polárnej väzby.

chemická väzba

V prírode neexistujú jednotlivé atómy. Všetky sú v zložení jednoduchých a zložitých zlúčenín, kde ich spojenie do molekúl je zabezpečené tvorbou chemických väzieb medzi sebou.

Vznik chemických väzieb medzi atómami je prirodzený, spontánny proces, keďže v tomto prípade klesá energia molekulárneho systému, t.j. energia molekulárneho systému je menšia ako celková energia izolovaných atómov. Toto je hnacia sila tvorby chemickej väzby.

Povaha chemických väzieb je elektrostatická, pretože Atómy sú súborom nabitých častíc, medzi ktorými pôsobia príťažlivé a odpudivé sily, ktoré sa dostanú do rovnováhy.

Nespárované elektróny umiestnené na vonkajšej strane atómové orbitály(alebo hotové elektrónové páry) - valenčné elektróny Hovoria, že pri vytváraní väzieb sa elektrónové oblaky prekrývajú, výsledkom čoho je oblasť medzi jadrami atómov, kde je pravdepodobnosť nájdenia elektrónov oboch atómov maximálna.

s, p - prvky	d - prvky
Valenčné elektróny sú vonkajšou úrovňou Napríklad, H +1) 1 e 1 s 1 1 valenčný elektrón O+8) 2e) 6 e 1s 2 2s 2 2p 4 Vonkajšia úroveň nie je dokončená - 6 valenčných elektrónov	Valenčné elektróny sú vonkajšou úrovňou ad sú elektróny preexternej úrovne Napríklad , Cr +24) 2e) 8e) 8e+ 5e )1e 6 valenčných elektrónov (5e + 1e)

chemická väzba - ide o interakciu atómov, ktorá sa uskutočňuje výmenou elektrónov.

Pri vzniku chemickej väzby majú atómy tendenciu získať stabilný osemelektrónový (alebo dvojelektrónový - H, He) vonkajší obal, zodpovedajúci štruktúre najbližšieho atómu inertného plynu, t.j. dokončite svoju vonkajšiu úroveň.

Klasifikácia chemických väzieb.

1. Podľa mechanizmu tvorby chemickej väzby.

a) výmena keď oba atómy, ktoré tvoria väzbu, jej poskytujú nepárové elektróny.

Napríklad tvorba molekúl vodíka H2 a chlóru Cl2:

b) darca-akceptor , keď jeden z atómov poskytuje pripravený pár elektrónov (donor) na vytvorenie väzby a druhý atóm poskytuje prázdny voľný orbitál.

Napríklad tvorba amónneho iónu (NH 4) + (nabitá častica):

2. Podľa spôsobu, akým sa elektrónové orbitály prekrývajú.

a) σ - pripojenie (sigma), keď maximum prekrytia leží na priamke spájajúcej stredy atómov.

Napríklad,

H 2 σ (s-s)

Cl2σ(p-p)

HClσ(s-p)

b) π - spojenia (pi), ak maximum prekrytia neleží na priamke spájajúcej stredy atómov.

3. Podľa spôsobu dosiahnutia dokončeného elektrónového obalu.

Každý atóm sa snaží dokončiť svoj vonkajší elektrónový obal, pričom spôsobov ako tento stav dosiahnuť môže byť viacero.

Porovnávací znak	kovalentný		Iónový	kov
	nepolárne	polárny
Ako sa dosiahne dokončený elektrónový obal?	Socializácia elektrónov	Socializácia elektrónov	Úplný prenos elektrónov, vznik iónov (nabitých častíc).	Socializácia elektrónov všetkými atómami v kristu. mriežka
O aké atómy ide?	nemeth — nemeth EO = EO	1) Németh-Nemeth 1 2) Meth-Nemeth EO < ЭО	pervitín+ [znecitlivený] - EO << EO	Miesta obsahujú katiónové atómy kovov. Komunikácia prebieha pomocou elektrónov voľne sa pohybujúcich v intersticiálnom priestore.
∆c = EOi - EO2		< 1,7	> 1,7
Príklady	jednoduché látky sú nekovy.

Iónová chemická väzba je väzba, ktorá vzniká medzi atómami chemických prvkov (kladne alebo záporne nabité ióny). Čo je teda iónová väzba a ako vzniká?

Všeobecné charakteristiky iónovej chemickej väzby

Ióny sú nabité častice, ktorými sa atómy stávajú, keď darujú alebo prijímajú elektróny. Sú k sebe dosť silne priťahované, preto majú látky s týmto typom väzby vysoké teploty varu a topenia.

Ryža. 1. Ióny.

Iónová väzba je chemická väzba medzi odlišnými iónmi v dôsledku ich elektrostatickej príťažlivosti. Za limitujúci prípad kovalentnej väzby možno považovať, keď je rozdiel medzi elektronegativitou viazaných atómov taký veľký, že dochádza k úplnej separácii nábojov.

Ryža. 2. Iónová chemická väzba.

Zvyčajne sa predpokladá, že väzba nadobudne elektronický charakter, ak EC > 1,7.

Rozdiel v hodnote elektronegativity je väčší, čím ďalej sú prvky od seba umiestnené periodický systém podľa obdobia. Tento vzťah je charakteristický pre kovy a nekovy, najmä tie, ktoré sa nachádzajú v najodľahlejších skupinách, napríklad I a VII.

Príklad: kuchynská soľ, chlorid sodný NaCl:

Ryža. 3. Schéma iónovej chemickej väzby chloridu sodného.

Iónová väzba existuje v kryštáloch, má silu, dĺžku, ale nie je nasýtená a nie je smerovaná. Iónová väzba je charakteristická len pre komplexné látky ako sú soli, alkálie, niektoré oxidy kovov. V plynnom stave takéto látky existujú vo forme iónových molekúl.

Medzi typickými kovmi a nekovmi vzniká iónová chemická väzba. Elektróny v celkom určite z kovu na nekov, pričom vznikajú ióny. V dôsledku toho vzniká elektrostatická príťažlivosť, ktorá sa nazýva iónová väzba.

V skutočnosti k úplnej iónovej väzbe nedochádza. Takzvaná iónová väzba je čiastočne iónová, čiastočne kovalentná. Väzbu komplexných molekulárnych iónov však možno považovať za iónovú.

Príklady tvorby iónovej väzby

Existuje niekoľko príkladov tvorby iónovej väzby:

• interakcia vápnika a fluóru

Ca 0 (atóm) -2e \u003d Ca 2 + (ión)

Pre vápnik je jednoduchšie darovať dva elektróny, ako prijímať chýbajúce.

F 0 (atóm) + 1e \u003d F- (ión)

- Naopak, fluór je jednoduchšie prijať jeden elektrón ako dať sedem elektrónov.

Nájdite najmenší spoločný násobok medzi nábojmi vzniknutých iónov. Je rovný 2. Určme počet atómov fluóru, ktoré prijmú dva elektróny z atómu vápnika: 2:1 = 2. 4.

Urobme vzorec pre iónovú chemickú väzbu:

Cao +2Fo →Ca2 +F-2.

• interakcia sodíka a kyslíka

4.3. Celkový počet získaných hodnotení: 318.

.

Viete, že atómy sa môžu navzájom spájať a vytvárať jednoduché aj zložité látky. V tomto prípade sa vytvárajú rôzne typy chemických väzieb: iónové, kovalentné (nepolárne a polárne), kovové a vodíkové. Jedna z najdôležitejších vlastností atómov prvkov, ktorá určuje, aký druh väzby sa medzi nimi vytvorí - iónová alebo kovalentná, - je elektronegativita, t.j. schopnosť atómov v zlúčenine priťahovať k sebe elektróny.

podmienené kvantifikácia stupnica elektronegativity udáva stupnicu relatívnej elektronegativity.

V obdobiach existuje všeobecná tendencia rastu elektronegativity prvkov a v skupinách - ich pokles. Prvky elektronegativity sú usporiadané v rade, na základe čoho je možné porovnávať elektronegativitu prvkov v rôzne obdobia.

Typ chemickej väzby závisí od toho, aký veľký je rozdiel v hodnotách elektronegativity spojovacích atómov prvkov. Čím viac sa atómy prvkov tvoriacich väzbu líšia v elektronegativite, tým je chemická väzba polárnejšia. Je nemožné nakresliť ostrú hranicu medzi typmi chemických väzieb. Vo väčšine zlúčenín je typ chemickej väzby prechodný; napríklad vysoko polárna kovalentná chemická väzba je blízka iónovej väzbe. V závislosti od toho, ktorý z limitujúcich prípadov je svojou povahou bližšie k chemickej väzbe, sa označuje buď ako iónová alebo kovalentná polárna väzba.

Iónová väzba.

Iónová väzba vzniká interakciou atómov, ktoré sa navzájom výrazne líšia v elektronegativite. Napríklad typické kovy lítium (Li), sodík (Na), draslík (K), vápnik (Ca), stroncium (Sr), bárium (Ba) tvoria iónovú väzbu s typickými nekovmi, hlavne halogénmi.

Okrem halogenidov alkalických kovov vznikajú iónové väzby aj v zlúčeninách, ako sú alkálie a soli. Napríklad v hydroxide sodnom (NaOH) a sírane sodnom (Na2S04) iónové väzby existujú iba medzi atómami sodíka a kyslíka (zvyšné väzby sú kovalentné polárne).

Kovalentná nepolárna väzba.

Keď atómy interagujú s rovnakou elektronegativitou, molekuly sa tvoria s kovalentnou nepolárnou väzbou. Takáto väzba existuje v molekulách nasledujúcich jednoduchých látok: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2 . Chemické väzby v týchto plynoch vznikajú prostredníctvom spoločných elektrónových párov, t.j. keď sa zodpovedajúce elektrónové oblaky prekrývajú v dôsledku elektrón-jadrovej interakcie, ku ktorej dochádza, keď sa atómy približujú k sebe.

Pri zostavovaní elektronických vzorcov látok by sa malo pamätať na to, že každý spoločný elektrónový pár je podmieneným obrazom zvýšenej hustoty elektrónov, ktorá je výsledkom prekrývania zodpovedajúcich elektrónových oblakov.

kovalentná polárna väzba.

Počas interakcie atómov, ktorých hodnoty elektronegativity sa líšia, ale nie výrazne, dochádza k posunu spoločného elektrónového páru k viac elektronegatívnemu atómu. Toto je najbežnejší typ chemickej väzby, ktorý sa nachádza v anorganických aj organických zlúčeninách.

Kovalentné väzby plne zahŕňajú tie väzby, ktoré sú tvorené donorovo-akceptorovým mechanizmom, napríklad v hydróniových a amónnych iónoch.

Kovové spojenie.

Väzba, ktorá vzniká v dôsledku interakcie relatívne voľných elektrónov s kovovými iónmi, sa nazýva kovová väzba. Tento typ väzby je typický pre jednoduché látky – kovy.

Podstata procesu tvorby kovovej väzby je nasledovná: kovové atómy sa ľahko vzdávajú valenčných elektrónov a menia sa na kladne nabité ióny. Relatívne voľné elektróny, oddelené od atómu, sa pohybujú medzi kladnými kovovými iónmi. Vzniká medzi nimi kovová väzba, t.j. elektróny akoby stmelujú kladné ióny kryštálovej mriežky kovov.

Vodíková väzba.

Väzba, ktorá vzniká medzi atómami vodíka jednej molekuly a atómom silne elektronegatívneho prvku(O, N, F) iná molekula sa nazýva vodíková väzba.

Môže vzniknúť otázka: prečo presne vodík tvorí takú špecifickú chemickú väzbu?

Toto sa vysvetľuje tým atómový polomer veľmi málo vodíka. Okrem toho, keď je jeden elektrón vytesnený alebo úplne darovaný, vodík získava relatívne vysoký kladný náboj, vďaka čomu vodík jednej molekuly interaguje s atómami elektronegatívnych prvkov, ktoré majú čiastočný negatívny náboj, ktorý je súčasťou iných molekúl (HF, H20, NH3).

Pozrime sa na niekoľko príkladov. Zvyčajne zobrazujeme zloženie vody chemický vzorec H 2 O. Nie je to však úplne presné. Správnejšie by bolo označovať zloženie vody vzorcom (H 2 O) n, kde n \u003d 2.3.4 atď. Je to spôsobené tým, že jednotlivé molekuly vody sú vzájomne prepojené vodíkovými väzbami.

Vodíkové väzby sa zvyčajne označujú bodkami. Je oveľa slabšia ako iónová alebo kovalentná väzba, ale silnejšia ako zvyčajná medzimolekulová interakcia.

Prítomnosť vodíkových väzieb vysvetľuje nárast objemu vody s klesajúcou teplotou. Je to spôsobené tým, že s klesajúcou teplotou molekuly silnejú, a preto sa hustota ich „zbalenia“ znižuje.

Pri štúdiu organická chémia Vyvstala aj nasledujúca otázka: prečo sú teploty varu alkoholov oveľa vyššie ako teploty varu zodpovedajúcich uhľovodíkov? Vysvetľuje to skutočnosť, že vodíkové väzby sa tvoria aj medzi molekulami alkoholu.

K zvýšeniu teploty varu alkoholov dochádza aj v dôsledku zväčšovania ich molekúl.

Vodíková väzba je charakteristická aj pre mnohé ďalšie Organické zlúčeniny(fenoly, karboxylové kyseliny atď.). Z kurzov organickej chémie a všeobecnej biológie viete, že prítomnosť vodíkovej väzby vysvetľuje sekundárnu štruktúru proteínov, štruktúru dvojzávitnice DNA, t. j. fenomén komplementarity.

Chemická väzba - väzba medzi atómami v molekule alebo molekulovej zlúčenine, ktorá vzniká prenosom elektrónov z jedného atómu na druhý, alebo zdieľaním elektrónov pre oba atómy.

Existuje niekoľko typov chemických väzieb: kovalentné, iónové, kovové, vodíkové.

Kovalentná väzba (lat. co - spolu + valens - platné)

Kovalentná väzba vzniká medzi dvoma atómami mechanizmom výmeny (socializácia elektrónového páru) alebo mechanizmom donor-akceptor (donorové elektróny a voľný akceptorový orbitál).

Atómy v molekulách jednoduchých látok sú spojené kovalentnou väzbou (Cl 2, Br 2, O 2), organickej hmoty(C2H2), a tiež vo všeobecnom prípade medzi atómami nekovu a iného nekovu (NH3, H20, HBr).

Ak atómy tvoriace kovalentnú väzbu majú rovnaké hodnoty elektronegativity, potom sa väzba medzi nimi nazýva kovalentná nepolárna väzba. V takýchto molekulách nie je žiadny "pól" - hustota elektrónov je rozložená rovnomerne. Príklady: Cl2, O2, H2, N2, I2.

Ak atómy tvoriace kovalentnú väzbu majú rôzne hodnoty elektronegativity, potom sa väzba medzi nimi nazýva kovalentná polárna. V takýchto molekulách je "pól" - hustota elektrónov je posunutá na elektronegatívnejší prvok. Príklady: HCl, HBr, HI, NH3, H20.

Kovalentná väzba môže vzniknúť výmenným mechanizmom – socializáciou elektrónového páru. V tomto prípade je každý atóm „rovnako“ investovaný do vytvorenia väzby. Napríklad dva atómy dusíka, ktoré tvoria molekulu N2, dávajú každý 3 elektróny z vonkajšej úrovne na vytvorenie väzby.

Na vytvorenie kovalentnej väzby existuje mechanizmus donor-akceptor, v ktorom jeden atóm pôsobí ako donor nezdieľaného elektrónového páru. Iný atóm neutráca svoje elektróny, ale poskytuje iba orbitál (bunku) pre tento elektrónový pár.

• NH 4 + - v amónnom ióne
• NH 4 + Cl, NH 4 + Br - vo vnútri amónneho iónu vo všetkých jeho soliach
• NO 3 - - v dusičnanovom ióne
• KNO 3, LiNO 3 - vnútri dusičnanového iónu vo všetkých dusičnanoch
• O 3 - ozón
• H 3 O + - hydroniový ión
• CO - oxid uhoľnatý
• K, Na 2 - vo všetkých komplexných soliach je aspoň jedna kovalentná väzba, ktorá vznikla podľa mechanizmu donor-akceptor

Iónová väzba

Iónová väzba je jedným z typov chemickej väzby, ktorá je založená na elektrostatickej interakcii medzi opačne nabitými iónmi.

V najbežnejšom prípade vzniká iónová väzba medzi typickým kovom a typickým nekovom. Príklady:

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

Veľkým vodítkom je tabuľka rozpustnosti, pretože všetky soli majú iónové väzby: CaSO 4 , Na 3 PO 4 . Ani amónny ión nie je výnimkou, medzi amónnym katiónom a rôznymi aniónmi vznikajú iónové väzby napríklad v zlúčeninách: NH 4 I, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4.

V chémii často existuje niekoľko väzieb v jednej molekule. Zoberme si napríklad fosforečnan amónny, ktorý označuje typ každej väzby v tejto molekule.

Kovová väzba je typ chemickej väzby, ktorá drží atómy kovu pohromade. Tento typ väzby je oddelený, pretože jeho rozdielom je prítomnosť vysokej koncentrácie vodivých elektrónov v kovoch - "elektrónový plyn". Od prírody je kovová väzba blízka kovalentnej.

"Oblak" elektrónov v kovoch sa môže dať do pohybu pod rôznymi vplyvmi. To spôsobuje elektrickú vodivosť kovov.

Vodíková väzba – typ chemickej väzby vytvorenej medzi niektorými molekulami obsahujúcimi vodík. Jednou z najčastejších chýb je predpokladať, že v samotnom plyne sú vodíkové väzby, vodík – vôbec to tak nie je.

Vodíkové väzby sa vyskytujú medzi atómom vodíka a iným viac elektronegatívnym atómom (O, S, N, C).

Je potrebné si uvedomiť najdôležitejší detail: vodíkové väzby sa tvoria medzi molekulami a nie vo vnútri. Existujú medzi molekulami:

• H2O
• Organické alkoholy: C2H5OH, C3H7OH
• organické kyseliny: CH3COOH, C2H5COOH

Čiastočne kvôli vodíkovým väzbám, úplnej výnimke spojenej so spevnením kyslé vlastnosti v sérii halogenovodíkových kyselín: HF → HCl → HBr → HI. Fluór je najviac EO prvkom, silne k sebe priťahuje atóm vodíka inej molekuly, čím sa znižuje schopnosť kyseliny odštiepiť vodík a znižuje sa jej pevnosť.

© Bellevich Yury Sergeevich 2018-2020

tento článok napísal Jurij Sergejevič Bellevič a je jeho duševným vlastníctvom. Kopírovanie, šírenie (vrátane kopírovania na iné stránky a zdroje na internete) alebo akékoľvek iné použitie informácií a predmetov bez predchádzajúceho súhlasu držiteľa autorských práv je trestné podľa zákona. Ak chcete získať materiály článku a povolenie na ich použitie, kontaktujte nás