Вкрай рідко хімічні речовини складаються з окремих, не пов'язаних між собою атомів хімічних елементів. Такою будовою у звичайних умовах має лише невеликий ряд газів, які називають благородними: гелій, неон, аргон, криптон, ксенон і радон. Найчастіше ж хімічні речовини складаються з розрізнених атомів, та якщо з їх об'єднань у різні угруповання. Такі об'єднання атомів можуть налічувати кілька одиниць, сотень, тисяч і навіть більше атомів. Сила, яка утримує ці атоми у складі таких угруповань, називається хімічний зв'язок.

Іншими словами, можна сказати, що хімічним зв'язком називають взаємодію, яка забезпечує зв'язок окремих атомів у більш складні структури (молекули, іони, радикали, кристали та ін.).

Причиною утворення хімічного зв'язку є те, що енергія складніших структур менша за сумарну енергію окремих, що утворюють її атомів.

Так, зокрема, якщо при взаємодії атомів X та Y утворюється молекула XY, це означає, що внутрішня енергія молекул цієї речовини нижча, ніж внутрішня енергія окремих атомів, з яких вона утворилася:

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

Тому при утворенні хімічних зв'язків між окремими атомами виділяється енергія.

В утворенні хімічних зв'язків беруть участь електрони зовнішнього електронного шару з найменшою енергією зв'язку з ядром валентними. Наприклад, у бору такими є електрони 2 енергетичного рівня – 2 електрони на 2 s-орбіталі та 1 на 2 p-орбіталі:

При освіті хімічного зв'язку кожен атом прагне одержати електронну конфігурацію атомів шляхетних газів, тобто. щоб у зовнішньому електронному шарі було 8 електронів (2 для елементів першого періоду). Це явище отримало назву правила октету.

Досягнення атомами електронної конфігурації шляхетного газу можливе, якщо спочатку одиночні атоми зроблять частину своїх валентних електронів загальними інших атомів. У цьому утворюються загальні електронні пари.

Залежно від ступеня усуспільнення електронів можна виділити ковалентний, іонний та металевий зв'язок.

Ковалентний зв'язок

Ковалентний зв'язок виникає найчастіше між атомами елементів неметалів. Якщо атоми неметалів, що утворюють ковалентний зв'язок, відносяться до різних хімічних елементів, такий зв'язок називають ковалентним полярним. Причина такої назви полягає в тому, що атоми різних елементів мають різну здатність притягати до себе загальну електронну пару. Очевидно, що це призводить до усунення загальної електронної пари у бік одного з атомів, внаслідок чого на ньому формується частковий негативний заряд. Натомість, на іншому атомі формується частковий позитивний заряд. Наприклад, у молекулі хлороводню електронна пара зміщена від атома водню до атома хлору:

Приклади речовин з ковалентним полярним зв'язком:

СCl 4 H 2 S, CO 2 NH 3 SiO 2 і т.д.

Ковалентний неполярний зв'язок утворюється між атомами неметалів одного хімічного елемента. Оскільки атоми ідентичні, однакова та його здатність відтягувати він загальні електрони. У зв'язку з цим усунення електронної пари не спостерігається:

Вищеописаний механізм утворення ковалентного зв'язку, коли обидва атоми надають електрони для утворення загальних електронних пар, називається обмінним.

Також існує донорно-акцепторний механізм.

При утворенні ковалентного зв'язку за донорно-акцепторним механізмом загальна електронна пара утворюється за рахунок заповненої орбіталі одного атома (з двома електронами) та порожньої орбіталі іншого атома. Атом, який надає неподілену електронну пару, називають донором, а атом із вільною орбіталлю – акцептором. Як донори електронних пар виступають атоми, що мають спарені електрони, наприклад N, O, P, S.

Наприклад, за донорно-акцепторним механізмом відбувається утворення четвертого ковалентного зв'язку N-H в катіоні амонію NH 4 + :

Крім полярності, ковалентні зв'язки також характеризуються енергією. Енергією зв'язку називають мінімальну енергію, необхідну розриву зв'язку між атомами.

Енергія зв'язку зменшується зі зростанням радіусів атомів, що зв'язуються. Так, як ми знаємо, атомні радіуси збільшуються вниз підгрупами, можна, наприклад, зробити висновок про те, що міцність зв'язку галоген-водень збільшується в ряду:

HI< HBr < HCl < HF

Також енергія зв'язку залежить від її кратності – чим більша кратність зв'язку, тим більша її енергія. Під кратністю зв'язку розуміється кількість загальних електронних пар між двома атомами.

Іонний зв'язок

Іонний зв'язок можна розглядати як граничний випадок ковалентного полярного зв'язку. Якщо в ковалентно-полярному зв'язку загальна електронна пара зміщена частково до одного з пар атомів, то в іонному вона практично повністю «віддана» одному з атомів. Атом, що віддав електрон(и), набуває позитивного заряду і стає катіоном, А атом, що забрав у нього електрони, набуває негативного заряду і стає аніоном.

Таким чином, іонний зв'язок - це зв'язок, утворений за рахунок електростатичного тяжіння катіонів до аніонів.

Утворення такого типу зв'язку характерне при взаємодії атомів типових металів та типових неметалів.

Наприклад, фторид калію. Катіон калію утворюється в результаті відриву від нейтрального атома одного електрона, а іон фтору утворюється при приєднанні до атома фтору одного електрона:

Між іонами, що виходять, виникає сила електростатичного тяжіння, в результаті чого утворюється іонне з'єднання.

При утворенні хімічного зв'язку електрони від атома натрію перейшли до атома хлору та утворилися протилежно заряджені іони, які мають завершений зовнішній енергетичний рівень.

Встановлено, що електрони від атома металу не відриваються повністю, лише зміщуються убік атома хлору, як і ковалентного зв'язку.

Більшість бінарних сполук, що містять атоми металів, є іонними. Наприклад, оксиди, галогеніди, сульфіди, нітриди.

Іонний зв'язок виникає також між простими катіонами та простими аніонами (F − , Cl − , S 2-), а також між простими катіонами та складними аніонами (NO 3 − , SO 4 2- , PO 4 3- , OH −). Тому до іонних сполук відносять солі та основи (Na 2 SO 4 , Cu(NO 3) 2 , (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2 , NaOH).

Металевий зв'язок

Цей тип зв'язку утворюється в металах.

У атомів всіх металів на зовнішньому електронному шарі є електрони, що мають низьку енергію зв'язку з ядром атома. Для більшості металів енергетично вигідним є процес втрати зовнішніх електронів.

Зважаючи на таку слабку взаємодію з ядром ці електрони в металах дуже рухливі і в кожному кристалі металу безперервно відбувається наступний процес:

М 0 - ne − = M n + , де М 0 - нейтральний атом металу, а M n + катіон цього ж металу. На малюнку нижче представлена ​​ілюстрація процесів, що відбуваються.

Тобто кристалом металу «носяться» електрони, від'єднуючись від одного атома металу, утворюючи з нього катіон, приєднуючись до іншого катіону, утворюючи нейтральний атом. Таке явище отримало назву "електронний вітер", а сукупність вільних електронів у кристалі атома неметалу назвали "електронний газ". Подібний тип взаємодії між атомами металів назвали металевим зв'язком.

Водневий зв'язок

Якщо атом водню в будь-якій речовині пов'язаний з елементом з високою електронегативністю (азотом, киснем або фтором), для такої речовини характерне таке явище, як водневий зв'язок.

Оскільки атом водню пов'язані з електронегативним атомом, атомі водню утворюється частковий позитивний заряд, але в атомі електронегативного елемента — частковий негативний. У зв'язку з цим стає можливим електростатичне тяжіння між частково позитивно зарядженим атомом водню однієї молекули та електронегативним атомом іншої. Наприклад водневий зв'язок спостерігається для молекул води:

Саме водневим зв'язком пояснюється аномально висока температура плавлення води. Крім води, також міцні водневі зв'язки утворюються в таких речовинах, як фтороводород, аміак, кислоти, що містять кисень, феноли, спирти, аміни.

Всі відомі на сьогоднішній день хімічні елементи, розташовані в таблиці Менделєєва, поділяються умовно на великі групи: метали і неметали. Для того, щоб вони стали не просто елементами, а сполуками, хімічними речовинами, могли вступати у взаємодію один з одним, вони повинні існувати у вигляді простих і складних речовин.

Саме для цього одні електрони намагаються прийняти, а інші віддати. Відновлюючи один одного таким чином, елементи і утворюють різні хімічні молекули. Але що дозволяє їм утримуватись разом? Чому існують речовини такої міцності, зруйнувати яку непідвладно навіть найсерйознішим інструментам? А інші, навпаки, руйнуються від найменшої дії. Усе це пояснюється утворенням різних типів хімічного зв'язку між атомами в молекулах, формуванням кристалічних ґрат певної будови.

Види хімічних зв'язків у сполуках

Усього можна виділити 4 основні типи хімічних зв'язків.

1. Ковалентна неполярна. Утворюється між двома однаковими неметалами за рахунок усуспільнення електронів, формування спільних електронних пар. У освіті її беруть участь валентні неспарені частки. Приклади: галоген, кисень, водень, азот, сірка, фосфор.
2. Ковалентна полярна. Утворюється між двома різними неметалами або між дуже слабким за властивостями металом і слабким електронегативністю неметаллом. В основі також загальні електронні пари та перетягування їх до себе тим атомом, спорідненість до електрона якого вища. Приклади: NH 3, SiC, P 2 O 5 та інші.
3. Водневий зв'язок. Найнестійкіша і найслабша, формується між сильно електронегативним атомом однієї молекули і позитивним інший. Найчастіше це відбувається при розчиненні речовин у воді (спирту, аміаку тощо). Завдяки такому зв'язку можуть існувати макромолекули білків, нуклеїнових кислот, складних вуглеводів тощо.
4. Іонний зв'язок. Формується за рахунок сил електростатичного тяжіння різнозаряджених іонів металів та неметалів. Чим сильніша відмінність за цим показником, тим яскравіше виражений саме іонний характер взаємодії. Приклади сполук: бінарні солі, складні сполуки – основи, солі.
5. Металевий зв'язок, механізм утворення якого, а також властивості будуть розглянуті далі. Формується в металах, їх сплавах різноманітних.

Існує таке поняття, як єдність хімічного зв'язку. У ньому йдеться про те, що не можна кожен хімічний зв'язок розглядати еталонно. Вони лише умовно позначені одиниці. Адже в основі всіх взаємодій лежить єдиний принцип – електронностатична взаємодія. Тому іонний, металевий, ковалентний і водневий зв'язок мають єдину хімічну природу і є лише граничними випадками один одного.

Метали та їх фізичні властивості

Метали перебувають у переважній більшості серед усіх хімічних елементів. Це їх особливими властивостями. Значна частина з них була отримана людиною ядерними реакціями у лабораторних умовах, вони є радіоактивними з невеликим періодом напіврозпаду.

Однак більшість - це природні елементи, які формують цілі гірські породи та руди, що входять до складу більшості важливих сполук. Саме з них люди навчилися відливати сплави та виготовляти масу прекрасних та важливих виробів. Це такі, як мідь, залізо, алюміній, срібло, золото, хром, марганець, нікель, цинк, свинець та багато інших.

Для всіх металів можна виділити загальні фізичні властивості, які пояснює схема утворення металевого зв'язку. Які ж це властивості?

1. Ковкість та пластичність. Відомо, що багато металів можна прокатати навіть до фольги (золото, алюміній). З інших отримують дріт, гнучкі металеві листи, вироби, здатні деформуватися при фізичному впливі, але тут же відновлювати форму після припинення його. Саме ці якості металів і називають ковкістю та пластичністю. Причина цієї особливості – металевий тип зв'язку. Іони та електрони в кристалі ковзають відносно один одного без розриву, що й дозволяє зберігати цілісність усієї структури.
2. Металевий блиск. Це також пояснює металевий зв'язок, механізм освіти, характеристики її та особливості. Так, не всі частки здатні поглинати чи відбивати світлові хвилі однакової довжини. Атоми більшості металів відображають короткохвильові промені і набувають практично однакового забарвлення сріблястого, білого, блідо-блакитного відтінку. Винятками є мідь і золото, їхнє забарвлення рудо-червоне і жовте відповідно. Вони здатні відбивати більш довгохвильове випромінювання.
3. Тепло- та електропровідність. Дані властивості також пояснюються будовою кристалічних ґрат і тим, що у її освіті реалізується металевий тип зв'язку. За рахунок "електронного газу", що рухається всередині кристала, електричний струм і тепло миттєво та рівномірно розподіляються між усіма атомами та іонами та проводяться через метал.
4. Твердий агрегатний стан за звичайних умов. Тут винятком є ​​лише ртуть. Решта всіх металів - це обов'язково міцні, тверді з'єднання, так само як і їх сплави. Це також результат того, що в металах є металевий зв'язок. Механізм утворення такого типу зв'язування часток повністю підтверджує властивості.

Це основні фізичні характеристики для металів, які пояснює та визначає саме схема утворення металевого зв'язку. Актуальним є такий спосіб з'єднання атомів саме для елементів металів, їх сплавів. Тобто для них у твердому та рідкому стані.

Металевий тип хімічного зв'язку

У чому її особливість? Вся справа в тому, що такий зв'язок формується не за рахунок різнозаряджених іонів та їхнього електростатичного тяжіння і не за рахунок різниці в електронегативності та наявності вільних електронних пар. Тобто іонний, металевий, ковалентний зв'язок мають дещо різну природу і відмінні риси частинок, що зв'язуються.

Всім металам притаманні такі характеристики, як:

• мала кількість електронів на (крім деяких винятків, у яких їх може бути 6,7 та 8);
• великий атомний радіус;
• низька енергія іонізації.

Все це сприяє легкому відокремленню зовнішніх неспарених електронів від ядра. У цьому вільних орбіталей в атома залишається дуже багато. Схема утворення металевого зв'язку якраз і показуватиме перекриття численних орбітальних осередків різних атомів між собою, які в результаті і формують загальний внутрішньокристалічний простір. У нього подаються електрони від кожного атома, які починають вільно блукати різними частинами решітки. Періодично кожен з них приєднується до іона у вузлі кристала і перетворює його на атом, потім знову від'єднується, формуючи іон.

Таким чином, металевий зв'язок - це зв'язок між атомами, іонами та вільними електронами в загальному кристалі металу. Електронну хмару, що вільно переміщається всередині структури, називають "електронним газом". Саме їм пояснюється більшість металів та їх сплавів.

Як конкретно реалізує себе металевий хімічний зв'язок? Приклади можуть бути різні. Спробуємо розглянути на шматочку літію. Навіть якщо взяти його розміром із горошину, атомів там будуть тисячі. Ось і уявімо, що кожен із цих тисяч атомів віддає свій валентний єдиний електрон у загальний кристалічний простір. При цьому, знаючи електронну будову даного елемента, можна побачити кількість порожніх орбіталей. У літію їх буде 3 (р-орбіталі другого енергетичного рівня). По три у кожного атома з десятків тисяч - це і є загальний простір усередині кристала, в якому "електронний газ" вільно переміщується.

Речовина з металевим зв'язком завжди міцна. Адже електронний газ не дозволяє кристалу руйнуватися, а лише зміщує шари і відразу відновлює. Воно блищить, має певну щільність (найчастіше високу), плавкість, ковкість і пластичність.

Де ще реалізується металевий зв'язок? Приклади речовин:

• метали як простих структур;
• усі сплави металів один з одним;
• всі метали та їх сплави в рідкому та твердому стані.

Конкретних прикладів можна навести просто неймовірну кількість, адже металів у періодичній системі понад 80!

Металевий зв'язок: механізм освіти

Якщо розглядати його у загальному вигляді, то основні моменти ми вже окреслили вище. Наявність вільних та електронів, що легко відриваються від ядра внаслідок малої енергії іонізації, - ось головні умови для формування даного типу зв'язку. Таким чином, виходить, що вона реалізується між такими частинками:

• атомами у вузлах кристалічних ґрат;
• вільними електронами, що були у металу валентними;
• іонами у вузлах кристалічних ґрат.

У результаті – металевий зв'язок. Механізм освіти у загальному вигляді виражається наступним записом: Ме 0 – e – ↔ Ме n+ . Зі схеми очевидно, які частинки присутні в кристалі металу.

Самі кристали можуть мати різну форму. Це залежить від конкретної речовини, з якою ми маємо справу.

Типи кристалів металів

Ця структура металу або його сплаву характеризується дуже щільною упаковкою частинок. Її забезпечують іони у вузлах кристала. Самі собою грати можуть бути різних геометричних форм у просторі.

1. Об'ємноцентричні кубічні грати - лужні метали.
2. Гексагональна компактна структура – ​​всі лужноземельні, крім барію.
3. Гранецентрична кубічна – алюміній, мідь, цинк, багато перехідних металів.
4. Ромбоедрична структура – ​​у ртуті.
5. Тетрагональна – індій.

Чим і нижче він розташовується в періодичній системі, тим складніше його упаковка і просторова організація кристала. При цьому металевий хімічний зв'язок, приклади якого можна навести для кожного існуючого металу, є визначальним при побудові кристала. Сплави мають дуже різноманітні організації у просторі, деякі з них досі не до кінця вивчені.

Характеристики зв'язку: неспрямованість

Ковалентний та металевий зв'язок мають одну дуже яскраво виражену відмінну рису. На відміну від першої, металевий зв'язок не є спрямованим. Що це означає? Тобто електронна хмара всередині кристала рухається абсолютно вільно в межах в різних напрямках, кожен з електронів здатний приєднуватися до абсолютно будь-якого іону у вузлах структури. Тобто взаємодія здійснюється у різних напрямах. Звідси і говорять про те, що металевий зв'язок – неспрямований.

Механізм ковалентного зв'язку передбачає утворення загальних електронних пар, тобто хмар перекривання атомів. Причому відбувається воно строго за певною лінією, що з'єднує їх центри. Тому кажуть про спрямованість такого зв'язку.

Насичуваність

Дана характеристика відображає здатність атомів до обмеженої чи необмеженої взаємодії з іншими. Так, ковалентний і металевий зв'язок за цим показником знову ж таки є протилежностями.

Перша є насиченою. Атоми, що беруть участь в її утворенні, мають певну кількість валентних зовнішніх електронів, що беруть безпосередню участь в утворенні з'єднання. Більше, ніж є, він не матиме електронів. Тому і кількість зв'язків, що формуються, обмежена валентністю. Звідси насичуваність зв'язку. Завдяки цій характеристиці більшість сполук має постійний хімічний склад.

Металеві та водневі зв'язки, навпаки, ненасичені. Це пояснюється наявністю численних вільних електронів та орбіталей усередині кристала. Також роль відіграють іони у вузлах кристалічної решітки, кожен із яких може стати атомом і знову іоном у будь-який момент часу.

Ще одна характеристика металевого зв'язку - справакалізація внутрішньої електронної хмари. Вона проявляється у здатності невеликої кількості загальних електронів зв'язувати між собою безліч атомних ядер металів. Тобто щільність як би ділокалізується, рівномірно розподіляється між усіма ланками кристала.

Приклади утворення зв'язку у металах

Розглянемо кілька конкретних варіантів, що ілюструють, як утворюється металевий зв'язок. Приклади речовин такі:

• цинк;
• алюміній;
• калій;
• хром.

Утворення металевого зв'язку між атомами цинку: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+ . Атом цинку має чотири енергетичні рівні. Вільних орбіталей, виходячи з електронної будови, має 15 - 3 на р-орбіталі, 5 на 4 d і 7 на 4f. Електронна будова така: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0 всього в атомі 30 електронів. Тобто дві вільні валентні негативні частинки здатні переміщатися не більше 15 просторих і ніким не зайнятих орбіталей. І так кожен атом. У результаті - величезне загальне простір, що складається з порожніх орбіталей, і небагато електронів, що пов'язують всю структуру воєдино.

Металевий зв'язок між атомами алюмінію: AL 0 - e - ↔ AL 3+. Тринадцять електронів атома алюмінію розташовуються на трьох енергетичних рівнях, яких їм вистачає з надлишком. Електронна будова: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Вільних орбіталей – 7 штук. Очевидно, що електронна хмара буде невеликою порівняно із загальним внутрішнім вільним простором у кристалі.

Металевий зв'язок хрому. Цей елемент особливий за своєю електронною будовою. Адже для стабілізації системи відбувається провал електрона з 4s на 3d орбіталь: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0 . Всього 24 електрони, з яких валентних виходить шість. Саме вони йдуть до загального електронного простору на утворення хімічного зв'язку. Вільних орбіталей 15, тобто все одно набагато більше, ніж потрібно для заповнення. Тому хром - також типовий приклад металу з відповідним зв'язком у молекулі.

Одним із найактивніших металів, що реагують навіть із звичайною водою із загорянням, є калій. Чим пояснюються такі властивості? Знову-таки багато в чому - металевим типом зв'язку. Електронів у цього елемента всього 19, але розміщуються вони аж на 4 енергетичних рівнях. Тобто на 30 орбіталях різних підрівнів. Електронна будова: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0 . Усього два з дуже низькою енергією іонізації. Вільно відриваються та йдуть у загальний електронний простір. Орбіталей для переміщення на один атом 22 штуки, тобто дуже широке вільне простір для "електронного газу".

Подібність та відмінність з іншими видами зв'язків

Загалом це питання вже розглядалося вище. Можна лише узагальнити та зробити висновок. Головними відмінними від інших типів зв'язку рисами саме металевих кристалів є:

• декілька видів частинок, що беруть участь у процесі зв'язування (атоми, іони або атом-іони, електрони);
• різна просторова геометрична будова кристалів.

З водневим та іонним зв'язком металеву поєднує ненасичуваність та неспрямованість. З ковалентною полярною – сильне електростатичне тяжіння між частинками. Окремо з іонною - тип частинок у вузлах кристалічних ґрат (іони). З ковалентною неполярною – атоми у вузлах кристала.

Типи зв'язків у металах різного агрегатного стану

Як ми вже зазначали вище, металевий хімічний зв'язок, приклади якого наведені у статті, утворюється у двох агрегатних станах металів та їх сплавів: твердому та рідкому.

Постає питання: який тип зв'язку в парах металів? Відповідь: ковалентна полярна та неполярна. Як і у всіх з'єднаннях, що знаходяться у вигляді газу. Тобто при тривалому нагріванні металу та переведення його з твердого стану в рідкий зв'язок не рвуться і кристалічна структура зберігається. Однак коли мова заходить про переведення рідини в пароподібний стан, кристал руйнується і металевий зв'язок перетворюється на ковалентний.

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

Атоми більшості елементів немає окремо, оскільки можуть взаємодіяти між собою. При цьому взаємодії утворюються складніші частинки.

Природа хімічного зв'язку полягає у дії електростатичних сил, які є силами взаємодії між електричними зарядами. Такі заряди мають електрони та ядра атомів.

Електрони, розташовані на зовнішніх електронних рівнях (валентні електрони) перебуваючи далі від ядра, найслабше з ним взаємодіють, а значить здатні відриватися від ядра. Саме вони відповідають за зв'язування атомів один з одним.

Типи взаємодії у хімії

Типи хімічного зв'язку можна подати у вигляді наступної таблиці:

Характеристика іонного зв'язку

Хімічна взаємодія, що утворюється через тяжіння іонів, що мають різні заряди, називається іонним. Таке відбувається, якщо зв'язуються атоми мають суттєву різницю в електронегативності (тобто здатності притягувати електрони) і електронна пара переходить до електронегативнішого елементу. Результатом такого переходу електронів від одного атома до іншого є утворення заряджених частинок – іонів. Між ними і виникає тяжіння.

Найменшими показниками електронегативності мають типові метали, а найбільшими – типові неметали. Іони, таким чином, утворюються при взаємодії між типовими металами та типовими неметалами.

Атоми металу стають позитивно зарядженими іонами (катіонами), віддаючи електрони зовнішніх електронних рівнів, а неметали приймають електрони, перетворюючись таким чином на негативно зарядженііони (аніони).

Атоми переходять у більш стійкий енергетичний стан, завершуючи свої електронні конфігурації.

Іонна зв'язок ненаправлена ​​і насичувана, оскільки електростатична взаємодія відбувається на всі боки, відповідно іон може притягувати іони протилежного знака у всіх напрямах.

Розташування іонів таке, що навколо кожного є певна кількість протилежно заряджених іонів. Поняття «молекула» для іонних сполук сенсу не має.

Приклади освіти

Утворення зв'язку в хлориді натрію (nacl) обумовлено передачею електрона від атома Na атом Cl з утворенням відповідних іонів:

Na 0 - 1 е = Na + (катіон)

Cl 0 + 1 е = Cl - (аніон)

У хлориді натрію довкола катіонів натрію розташовано шість аніонів хлору, а навколо кожного іону хлору - шість іонів натрію.

При утворенні взаємодії між атомами в сульфіді барію відбуваються такі процеси:

Ba 0 - 2 е = Ba 2+

S 0 + 2 е = S 2-

Віддає свої два електрони сірці в результаті чого утворюються аніони сірки S 2- і катіони барію Ba 2+ .

Металевий хімічний зв'язок

Число електронів зовнішніх енергетичних рівнів металів невелике, вони легко відриваються від ядра. В результаті такого відриву утворюються іони металу та вільні електрони. Ці електрони називаються "електронним газом". Електрони вільно переміщаються за обсягом металу і постійно зв'язуються та відриваються від атомів.

Будова речовини металу така: кристалічна решітка є кістяком речовини, а між її вузлами електрони можуть вільно переміщатися.

Можна навести такі приклади:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs - e<->Cs +

Ca - 2e<->Ca 2+

Fe - 3e<->Fe 3+

Ковалентна: полярна та неполярна

Найбільш поширеним видом хімічної взаємодії є ковалентний зв'язок. Значення електронегативності елементів, що вступають у взаємодію, відрізняються не різко, у зв'язку з цим відбувається лише зміщення загальної електронної пари до більш негативного атома.

Ковалентна взаємодія може утворюватися за обмінним механізмом або за донорно-акцепторним.

Обмінний механізм реалізується, якщо у кожного з атомів є неспарені електрони на зовнішніх електронних рівнях і перекриття атомних орбіталей призводить до виникнення пари електронів, що вже належать обом атомам. Коли ж у одного з атомів є пара електронів на зовнішньому електронному рівні, а в іншого — вільна орбіталь, то при перекриванні атомних орбіталей відбувається узагальнення електронної пари та взаємодія щодо донорно-акцепторного механізму.

Ковалентні поділяються за кратністю на:

• прості чи одинарні;
• подвійні;
• потрійні.

Подвійні забезпечують узагальнення одразу двох пар електронів, а потрійні – трьох.

За розподілом електронної щільності (полярності) між атомами, що зв'язуються, ковалентний зв'язок ділиться на:

• неполярну;
• полярну.

Неполярний зв'язок утворюють однакові атоми, а полярний - різні за електронегативністю.

Взаємодія близьких по електронегативності атомів називають неполярним зв'язком. Загальна пара електронів у такій молекулі не притягнута до жодного з атомів, а належить однаково обом.

Взаємодія елементів, що розрізняються по електронегативності, призводить до утворення полярних зв'язків. Загальні електронні пари при такому типі взаємодії притягуються електронегативнішим елементом, але повністю до нього не переходять (тобто утворення іонів не відбувається). Через війну такого зміщення електронної щільності на атомах з'являються часткові заряди: більш електронегативному — негативний заряд, але в менш — позитивний.

Властивості та характеристика ковалентності

Основні характеристики ковалентного зв'язку:

• Довжина визначається відстанню між ядрами атомів, що взаємодіють.
• Полярність визначається зміщенням електронної хмари одного з атомів.
• Спрямованість - властивість утворювати орієнтовані просторі зв'язку і, відповідно, молекули, мають певні геометричні форми.
• Насичуваність визначається здатністю утворювати обмежену кількість зв'язків.
• Поляризуемість визначається здатністю змінювати полярність під дією зовнішнього електричного поля.
• Енергія необхідна руйнування зв'язку, що визначає її міцність.

Прикладом ковалентної неполярної взаємодії можуть бути молекули водню (H2), хлору (Cl2), кисню (O2), азоту (N2) та багато інших.

H· + ·H → H-H молекула має одинарний неполярний зв'язок,

O: + :O → O=O молекула має подвійну неполярну,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N молекула має потрійну неполярну.

Як приклади ковалентного зв'язку хімічних елементів можна навести молекули вуглекислого (CO2) і чадного (CO) газу, сірководню (H2S), соляної кислоти (HCL), води (H2O), метану (CH4) , оксиду сірки (SO2) та багатьох інших .

У молекулі CO2 взаємозв'язок між вуглецем і атомами кисню ковалентна полярна, оскільки більш негативний водень притягує до себе електронну щільність. Кисень має два неспарені електрони на зовнішньому рівні, а вуглець може надати для утворення взаємодії чотири валентні електрони. В результаті утворюються подвійні зв'язки та молекула виглядає так: O = C = O.

Щоб визначитися з типом зв'язку у тій чи іншій молекулі, досить розглянути складові її атоми. Прості речовини метали утворюють металеву, метали з неметалами - іонну, прості речовини неметали - ковалентну неполярну, а молекули, що складаються з різних неметалів, утворюються за допомогою ковалентного полярного зв'язку.

Металевий зв'язок виникає між атомами металів. Характерною особливістю атомів металів є невелика кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні, що слабо утримуються ядром, і велика кількість вільних атомних орбіталей з близькою енергією, тому металевий зв'язок ненасичений.

Валентні електрони беруть участь в утворенні зв'язків одночасно з 8-ма або 12-ма атомами (відповідно до координаційного числа атомів металів). У цих умовах валентні електрони з невеликою енергією іонізації переміщаються доступними орбіталями всіх сусідніх атомів, забезпечуючи зв'язок між ними.

Металевий зв'язок характеризується слабкою взаємодією загальних електронів з ядрами атомів, що з'єднуються, і повною делекалізацією цих електронів між усіма атомами в кристалі, що забезпечує стійкість даного зв'язку.

Схема утворення металевого зв'язку (М – метал):

М 0 - ne М n +

Метали мають особливу кристалічну решітку, у вузлах якої знаходяться як нейтральні, так і позитивно заряджені атоми металу, між якими вільно переміщуються (у межах кристала) узагальнені електрони (електронний газ). Рух загальних електронів у металах здійснюється за безліччю молекулярних орбіталей, що виникли за рахунок злиття великої кількості вільних орбіталей атомів, що з'єднуються і охоплюють безліч атомних ядер. У разі металевого зв'язку неможливо говорити про її спрямованість, тому що загальні електрони рівномірно справакалізовані по всьому кристалу.

Особливості будови металів визначають їх характерні фізичні властивості: твердість, ковкість, високу електричну провідність та теплопровідність, а також особливий металевий блиск.

Металевий зв'язок притаманний металів у твердому стані, а й у рідкому, тобто це властивість агрегатів атомів, розташованих у безпосередній близькості друг другу. У газоподібному стані атоми металів пов'язані між собою одним або кількома ковалентними зв'язками в молекули, наприклад Li 2 (Li–Li), Be 2 (Be=Be), Al 4 – кожен атом алюмінію з'єднаний з трьома іншими з утворенням тетраедричної структури:

4. Водневий зв'язок

Водневий зв'язок – це особливий вид зв'язку, властивий лише атомам водню. Вона виникає у тих випадках, коли атом водню пов'язаний з атомом найбільш електронегативних елементів, насамперед фтору, кисню та азоту. Розглянемо утворення водневого зв'язку з прикладу фтороводню. У електронегативного атома водню є лише один електрон, завдяки якому він може утворювати ковалентний зв'язок з атомом фтору. При цьому виникає молекула фтороводню Н-F, в якій загальна електронна пара зміщена до атома фтору.

В результаті такого розподілу електронної густини молекула фтороводню являє собою диполь, позитивним полюсом якого є атом водню. Через те, що сполучна електронна пара зміщується до атома фтору, частково звільняється 1 s-орбіталь атома водню та частково оголюється його ядро. У іншого атома позитивний заряд ядра після видалення валентних електронів екранується внутрішніми електронними оболонками, які забезпечують відштовхування електронних оболонок інших атомів. У атома водню таких оболонок немає, його ядро ​​є дуже малу (субатомну) позитивно заряджену частинку - протон (діаметр протона приблизно в 10 5 разів менше діаметрів атомів, і, внаслідок відсутності у нього електронів, він притягується електронною оболонкою інших електронейтральних або негативно заряджених) атомів).

Напруженість електричного поля поблизу частково «оголеного» атома водню настільки велика, що може активно притягувати негативний полюс сусідньої молекули. Оскільки цим полюсом є атом фтору, що має три незв'язувальні електронні пари, а s- орбіталь атома водню частково вакантна, то між позитивно поляризованим атомом водню однієї молекули та негативно поляризованим атомом фтору сусідньої молекули виникає донорно-акцепторна взаємодія.

Таким чином, в результаті спільної електростатичної та донорно-акцепторної взаємодії виникає додатково другий зв'язок за участю атома водню. Це і є водневий зв'язок, …Н–F Н–F…

Вона відрізняється від ковалентної за енергією та довжиною. Водневий зв'язок більш довгий і менш міцний, ніж ковалентний. Енергія водневого зв'язку 8-40 кДж/моль, а ковалентного 80-400 кДж/моль. У твердому фтороводороді довжина ковалентного зв'язку Н-F дорівнює 95 пм, довжина водневого зв'язку F Н дорівнює 156 пм. Завдяки водневому зв'язку між молекулами HF кристали твердого фтороводню складаються з нескінченних плоских зигзагоподібних ланцюгів, так як система, що утворюється за рахунок водневого зв'язку, з трьох атомів, як правило, лінійна.

Водневі зв'язки між молекулами HF частково зберігаються в рідкому і навіть газоподібному фтороводороді.

Водневий зв'язок умовно записується у вигляді трьох точок і зображується так:

де X, Y - атоми F, O, N, Cl, S.

Енергія та довжина водневого зв'язку визначаються дипольним моментом зв'язку H–X та розміром атома Y. Довжина водневого зв'язку зменшується, а її енергія зростає зі збільшенням різниці електронегативностей атомів X та Y (і відповідно дипольного моменту зв'язку H–X) та зі зменшенням розміру атома Y .

Водневі зв'язки утворюються також між молекулами, в яких є зв'язку О-Н (наприклад, вода H 2 O, хлорна кислота НClO 4 азотна кислота HNO 3 карбонові кислоти RCOOH, фенол C 6 H 5 OH, спирти ROH) і N-Н (наприклад, аміак NH 3 , тіоціанова кислота HNCS, органічні аміди RCONH 2 та аміни RNH 2 та R 2 NH).

Речовини, молекули яких з'єднані водневими зв'язками, відрізняються за своїми властивостями від речовин, аналогічних їм будовою молекул, але не утворюють водневих зв'язків. Температури плавлення та кипіння гідридів елементів IVA-групи, у яких немає водневих зв'язків, плавно знижуються із зменшенням номера періоду (рис. 15). У гідридів елементів груп VA-VIIA спостерігається порушення цієї залежності. Три речовини, молекули яких з'єднані водневими зв'язками (аміак NH 3 вода Н 2 Про і фтороводород HF), мають набагато вищі температури плавлення і кипіння, ніж їх аналоги (рис. 15). Крім того, ці речовини мають ширші температурні інтервали існування в рідкому стані, вищі теплоти плавлення та випаровування.

Важливу роль водневий зв'язок грає у процесах розчинення та кристалізації речовин, а також при утворенні кристалогідратів.

Водневий зв'язок може утворюватися не лише між молекулами. (Міжмолекулярний водневий зв'язок, МВС) , як це має місце у розглянутих вище прикладах, а й між атомами однієї й тієї ж молекули (Внутрішньомолекулярний водневий зв'язок, ВПС) . Наприклад, завдяки внутрішньомолекулярним водневим зв'язкам між атомами водню аміногруп і атомами кисню карбонільних груп поліпептидні ланцюги, що утворюють молекули білків, мають спіралеподібну форму.

малюнок??????????????

Велику роль водневі зв'язки грають у процесах редуплікації та біосинтезу білків. Дві нитки подвійної спіралі ДНК (дезоксирибонуклеїнової кислоти) утримуються разом водневими зв'язками. У процесі редуплікації зв'язки розриваються. При транскрипції синтез РНК (рибонуклеїнової кислоти) з використанням ДНК як матриця відбувається також завдяки виникненню водневих зв'язків. Обидва процеси можливі тому, що водневі зв'язки легко утворюються та легко розриваються.

Мал. 15. Температури плавлення ( а) та кипіння ( б) гідридів елементів груп IVА-VIIА