Kovová väzba poskytuje elektrickú a tepelnú vodivosť. Druhy chemických väzieb. Otázky a úlohy

V dôsledku elektrostatickej príťažlivosti medzi katiónom a aniónom vzniká molekula.

Iónová väzba

Teória iónových väzieb bola navrhnutá v roku 1916 ᴦ. Nemecký vedec V. Kossel. Táto teória vysvetľuje vytváranie spojení medzi nimi atómy typických kovov a atómy typické nekovy: CsF, CsCl, NaCl, KF, KCl, Na20, atď.

Podľa tejto teórie platí, že keď sa vytvorí iónová väzba, atómy typických kovov darujú elektróny a atómy typických nekovov elektróny dostávajú.

V dôsledku týchto procesov sa atómy kovov premieňajú na pozitívne nabité častice, ktoré sa nazývajú pozitívne ióny alebo katióny; a atómy nekovov sa premieňajú na negatívne ióny - anióny. Náboj katiónu sa rovná počtu darovaných elektrónov.

Atómy kovov darujú elektróny vonkajšej vrstve a výsledné ióny majú úplné elektronické štruktúry (vrstva vonkajšieho elektrónu).

Veľkosť negatívneho náboja aniónu sa rovná počtu prijatých elektrónov.

Nekovové atómy prijímajú toľko elektrónov, koľko je pre nich mimoriadne dôležité dokončenie elektronického okteta (vonkajšia elektrónová vrstva).

Napríklad: všeobecná schéma tvorby molekuly NaCl z atómov Na a C1: Na ° -le = Na +1 Tvorba iónov

Сl ° + 1e - = Сl -

Na +1 + Сl - = Na + Сl -

Na ° + Сl ° = Na + Сl - zlúčenina iónov

· Väzba medzi iónmi sa zvyčajne nazýva iónová väzba.

Zlúčeniny, ktoré sú zložené z iónov, sa nazývajú iónové zlúčeniny.

Algebraický súčet nábojov všetkých iónov v molekule iónovej zlúčeniny sa musí rovnať nule, pretože každá molekula je elektricky neutrálna častica.

Medzi iónovými a kovalentnými väzbami neexistuje ostrá hranica. Iónovú väzbu je možné považovať za extrémny prípad polárnej kovalentnej väzby, pri vytváraní ktorej vzniká spoločný elektrónový pár úplne sa posúva smerom k atómu s väčšou elektronegativitou.

Vonkajšie atómy najtypickejších kovov elektronická vrstva majú malý počet elektrónov (zvyčajne od 1 do 3); tieto elektróny sa nazývajú valenčné elektróny. V atómoch kovu je sila väzby valenčných elektrónov s jadrom nízka, to znamená, že atómy majú nízku ionizačnú energiu. Vďaka tomu je ľahké stratiť valenčné elektróny h transformácia atómov kovu na kladne nabité ióny (katióny):

°е ° -ne ® Ме n +

V kryštálovej štruktúre kovu majú valenčné elektróny schopnosť ľahko sa pohybovať z jedného atómu na druhý, čo vedie k zdieľaniu elektrónov všetkými susednými atómami. Štruktúra kovového kryštálu je zjednodušená nasledovne: Me n + ióny a Me ° atómy sú umiestnené v uzloch kryštálovej mriežky a valenčné elektróny sa medzi nimi pohybujú relatívne voľne, čím vytvárajú väzbu medzi všetkými atómami kovu a iónmi (obr. 3). Ide o špeciálny typ chemickej väzby nazývanej kovová väzba.

· Kovová väzba - väzba medzi atómami a iónmi kovov v kryštálovej mriežke, ktorú vykonávajú zdieľané valenčné elektróny.

Vďaka tomuto typu chemickej väzby majú kovy určitý súbor fyzikálnych a chemických vlastností, ktoré ich odlišujú od nekovov.

Ryža. 3. Schéma kryštálovej mriežky kovov.

Pevnosť kovového spoja zaisťuje stabilitu kryštálovej mriežky a ťažnosť kovov (schopnosť podrobiť sa rôznemu spracovaniu bez deštrukcie). Voľný pohyb valenčných elektrónov umožňuje kovom dobre viesť elektrickú energiu a teplo. Schopnosť odrážať svetelné vlny (ᴛ.ᴇ. kovový lesk) je tiež vysvetlená štruktúrou kryštálovej mriežky kovu.

Najcharakteristickejšími fyzikálnymi vlastnosťami kovov na základe prítomnosti kovovej väzby sú:

■ kryštálová štruktúra;

■ kovový lesk a nepriehľadnosť;

■ plasticita, kujnosť, taviteľnosť;

■ vysoká elektrická a tepelná vodivosť; a tendencia vytvárať zliatiny.

Kovová väzba - koncept a druhy. Klasifikácia a vlastnosti kategórie „Kovová väzba“ 2017, 2018.

- Kovová väzba

- Kovová väzba

Samotný názov „kovová väzba“ naznačuje, že hovoríme o vnútornej štruktúre kovov. Atómy väčšiny kovov na úrovni vonkajšej energie obsahujú malý počet valenčných elektrónov v porovnaní s celkovým počtom vonkajších energeticky blízkych ...

- Kovová väzba

Kovová väzba je založená na socializácii valenčných elektrónov, ktoré nepatria k dvom, ale prakticky ku všetkým atómom kovu v kryštáli. V kovoch je oveľa menej valenčných elektrónov ako voľných orbitálov. To vytvára podmienky pre voľný pohyb ....

- Kovová väzba

Je módne získavať zásadné informácie o povahe chemickej väzby v kovoch na základe dvoch charakteristických vlastností v porovnaní s kovalentnými a iónovými zlúčeninami. Kovy sa po prvé líšia od ostatných látok vysokou elektrickou vodivosťou a ...

- Kovová väzba

Základné informácie o povahe chemickej väzby v kovoch je možné získať na základe dvoch charakteristických vlastností v porovnaní s kovalentnými a iónovými zlúčeninami. Kovy sa po prvé líšia od ostatných látok vysokou elektrickou vodivosťou a ...

- Štruktúra molekúl. Teória chemických väzieb. Iónová väzba Kovová väzba. Kovalentná väzba. Komunikačná energia. Dĺžka odkazu. Valenčný uhol. Vlastnosti chemickej väzby.

Molekula je najmenšia častica látky, ktorá má svoje chemické vlastnosti. Podľa teórie chemickej väzby stabilný stav prvku zodpovedá štruktúre s elektronickým vzorcom vonkajšej úrovne s2p6 (argón, kryptón, radón a ďalšie). Vo vzdelávaní ....

Iónová väzba

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

Iónová väzba sa vykonáva elektrostatickou príťažlivosťou medzi opačne nabitými iónmi. Tieto ióny vznikajú v dôsledku prenosu elektrónov z jedného atómu na druhý. Iónová väzba sa vytvára medzi atómami s veľkými rozdielmi v elektronegativite (zvyčajne väčšími ako 1,7 v Paulingovej stupnici), napríklad medzi atómami alkalické kovy a halogény.

Uvažujme o vytvorení 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 externej úrovne je pre atóm sodíka jednoduchšie darovať jeden elektrón, ako pripojiť sedem, a pre atóm chlóru je jednoduchšie pripojiť jeden, ako darovať sedem. Pri chemických reakciách atóm sodíka daruje jeden elektrón a atóm chlóru ho prijíma. Ako výsledok elektronické škrupiny atómy sodíka a chlóru sa prevádzajú na stabilné elektronické obaly vzácnych plynov (elektronická konfigurácia sodíkového katiónu)

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

a elektronická konfigurácia chlórového aniónu

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

Elektrostatická interakcia iónov vedie k tvorbe molekuly NaCl.

Povaha chemickej väzby sa často odráža v stav agregácie a fyzikálne vlastnosti látky. Iónové zlúčeniny, ako je chlorid sodný NaCl, sú pevné a žiaruvzdorné, pretože medzi nábojmi ich iónov „+“ a „-“ existujú silné sily elektrostatickej príťažlivosti.

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

Kryštálová štruktúra chloridu sodného NaCl.

V skutočnosti je v blízkosti každého chlórového iónu 6 sodíkových iónov a v blízkosti každého sodíkového iónu 6 chlórových iónov. Toto usporiadané balenie iónov sa nazýva iónové kryštály. Ak je v kryštáli izolovaný jediný atóm chlóru, potom medzi okolitými atómami sodíka už nie je možné nájsť ten, s ktorým chlór reagoval.

Ióny, ktoré sú navzájom priťahované elektrostatickými silami, sa veľmi zdráhajú zmeniť svoje umiestnenie pod vplyvom vonkajšej sily alebo zvýšenia teploty. Ak sa však chlorid sodný rozpustí a zahreje vo vákuu, odparí sa a vytvoria sa dvojatómové molekuly NaCl. To naznačuje, že sily kovalentného spojenia nie sú nikdy úplne vypnuté.

Hlavné charakteristiky iónovej väzby a vlastnosti iónových zlúčenín

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

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

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

4. V procese tvorby molekúl s iónovou väzbou nedochádza k úplnému prenosu elektrónov, preto stopercentná iónová väzba v prírode neexistuje. V molekule NaCl chemická väzba iba 80% iónov.

5. Zlúčeniny s iónovými väzbami sú pevné kryštalické látky s vysokou teplotou topenia a varu.

6. Väčšina iónových zlúčenín sa rozpúšťa vo vode. Roztoky a taveniny iónových zlúčenín sa uskutočňujú elektrina.

Kovová väzba

Kovové kryštály sú usporiadané rôzne. Ak preskúmate kúsok kovového sodíka, zistíte, že navonok sa veľmi líši od kuchynskej soli. Sodík je mäkký kov, ľahko sa krája nožom, splošťuje sa kladivom a dá sa ľahko roztaviť v šálke na alkoholovej lampe (teplota topenia 97,8 ° C). V kryštáli sodíka je každý atóm obklopený ďalšími ôsmimi podobnými atómami.

Kryštálová 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 sú všetky rovnaké. Kryštál je tvorený „nekonečne“ sa opakujúcimi fragmentmi znázornenými na tomto obrázku.

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

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

Preto kovová väzba je väzba medzi kladnými iónmi v kovových kryštáloch, ktorá sa uskutočňuje priťahovaním elektrónov, ktoré sa voľne pohybujú po kryštáli.

Pretože valenčné elektróny v kove sú rovnomerne rozložené v kryštáli, kovová väzba, podobne ako iónová, je jednosmerná väzba. Na rozdiel od kovalentnej väzby je kovová väzba nenasýtená. 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 mobilite elektrónového plynu sa kovy vyznačujú vysokou elektrickou a tepelnou vodivosťou.

Kovový kryštál vyzerá dostatočne jednoducho, ale v skutočnosti je jeho elektronická štruktúra zložitejšia ako kryštály iónovej soli. Na 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 (tj. Oddelených, nie spojených atómov). Typickým príkladom sú ortuťové pary. Kovová väzba medzi atómami kovu sa teda vyskytuje iba v agregačnom stave v kvapalnom a pevnom stave.

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

Inými slovami, prechod elektrónov medzi neutrálnymi a ionizovanými atómami kovu prebieha bez spotreby energie. V tomto prípade sa niektoré z elektrónov vždy objavia v priestore medzi atómami vo forme „elektrónového plynu“.

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

Za druhé, dodávajú 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 medziatomovom priestore - ľahko „reagujú“ na zmeny energie a prispievajú k jej rýchlemu prenosu v kryštáli.

Zjednodušený model elektronická štruktúra kovový kryštál.

******** Na príklade kovového sodíka uvažujme o povahe kovovej väzby z hľadiska koncepcie atómových orbitálov. Atóm sodíka, rovnako ako mnoho ďalších kovov, má nedostatok valenčných elektrónov, ale má voľné valenčné orbitaly. Jediný 3s elektrón sodíka je schopný pohybu na ľubovoľný z voľných a blízkych orbitálov susediacich s energiou. Keď sa atómy v kryštáli zblížia, vonkajšie orbitály susedných atómov sa prekrývajú, takže darované elektróny sa voľne pohybujú po kryštáli.

„Elektrónový plyn“ však nie je vôbec taký chaotický, ako by sa mohlo zdať. Voľné elektróny v kovovom kryštáli sú v prekrývajúcich sa orbitáloch a do určitej miery sa socializujú a vytvárajú druh kovalentných väzieb. Sodík, draslík, rubídium a ďalšie kovové s-prvky majú len malé množstvo socializovaných elektrónov, takže ich kryštály sú krehké a taviteľné. S nárastom počtu valenčných elektrónov sa spravidla zvyšuje pevnosť kovov.

Prvky majú teda tendenciu vytvárať kovovú väzbu, ktorej atómy na vonkajších obaloch majú málo valenčných elektrónov. Tieto valenčné elektróny, ktoré vykonávajú kovovú väzbu, sú socializované natoľko, že sa môžu pohybovať v kovovom kryštáli a poskytujú vysokú elektrickú vodivosť kovu.

Kryštál NaCl nevedie elektrický prúd, pretože v priestore medzi iónmi nie sú žiadne voľné elektróny. Všetky elektróny darované atómami sodíka pevne držia okolo seba ióny chlóru. Toto je jeden zo zásadných rozdielov medzi iónovými kryštálmi a kovovými.

To, čo teraz viete o kovovej väzbe, tiež vysvetľuje vysokú ťažnosť (ťažnosť) väčšiny kovov. Kov je možné sploštiť na tenký plech, stiahnuť do drôtu. Faktom je, že jednotlivé vrstvy atómov v kovovom kryštáli sa môžu po sebe relatívne ľahko kĺzať: mobilný „elektrónový plyn“ neustále zmierňuje pohyb jednotlivých kladných iónov a chráni ich pred sebou.

Samozrejme, nič také sa nedá robiť stolová soľ aj keď soľ je tiež kryštalická látka. V iónových kryštáloch sú valenčné elektróny pevne viazané na atómové jadro. Posun jednej vrstvy iónov voči druhej vedie k prístupu iónov rovnakého náboja a spôsobuje medzi nimi silné odpudzovanie, v dôsledku ktorého dochádza k deštrukcii kryštálu (NaCl je krehká látka).

Posun vrstiev iónového kryštálu spôsobuje vznik veľkých odpudivých síl medzi iónmi s rovnakým názvom a deštrukciu kryštálu.

Navigácia

• Riešenie kombinovaných problémov na základe kvantitatívnych charakteristík látky
• Riešenie problémov. Zákon stálosti zloženia látok. Výpočty používajúce koncepty „molárnej hmotnosti“ a „chemického množstva“ látky

Medzi atómami v kovovom kryštáli vzniká kovová väzba, ktorá vzniká prekrývaním valenčných elektrónov. Aký je teda tento typ spojenia a v ktorých zlúčeninách sa nachádza?

Čo je to kovová väzba?

Kovová chemická väzba existuje v kovovom kryštáli a v tekutom roztavenom stave. Je tvorený prvkami, ktorých atómy na vonkajšej úrovni majú málo elektrónov (1-3) v porovnaní s celkovým počtom vonkajších, energeticky blízkych orbitálov.

Ryža. 1. Schéma vzniku kovovej väzby.

Valenčné elektróny sú v atóme slabo zadržiavané kvôli svojej nízkej ionizačnej energii. Atóm sodíka má teda 9 voľných a energeticky blízkych orbitálov na jeden valenčný elektrón (3S 1) (jeden 3 s, tri 3 p a päť 3d).

Vzhľadom na nízku hodnotu ionizačnej energie je valenčný elektrón slabo obmedzený a voľne sa pohybuje nielen v rámci svojich 9 voľných orbitálov, ale s tesným balením v kryštáli a na voľných orbitáloch iných atómov, čím vytvára väzbu.

Chemická väzba je silne delokalizovaná: elektróny sú socializované („elektrónový plyn“) a pohybujú sa po celom kuse kovu, spravidla elektricky neutrálnom, medzi kladne nabitými iónmi.

Voľný pohyb elektrónov kryštálom vysvetľuje nesmerovosť a nenasýtenie väzby a podobne fyzikálne vlastnosti kovy ako plasticita, lesk, elektrická a tepelná vodivosť.

Ryža. 2. Vlastnosti kovových chemických väzieb.

Charakteristické kryštálové mriežky

Kovy takmer vždy tvoria silne symetrické mriežky s atómami blízko seba. Existujú tri typy kryštálových mriežok:

V monatomatickom stave sa za normálnych podmienok nachádzajú iba vzácne plyny. Ostatné prvky neexistujú vo forme jednotlivca, pretože majú schopnosť interagovať navzájom alebo s inými atómami. To produkuje komplexnejšie častice.

V kontakte s

Súbor atómov môže tvoriť nasledujúce častice:

• molekuly;
• molekulárne ióny;
• voľné radikály.

Druhy chemických interakcií

Interakcia medzi atómami sa nazýva chemická väzba. Základom sú elektrostatické sily (sily interakcie elektrických nábojov), ktoré pôsobia medzi atómami, nosičmi týchto síl sú jadro atómu a elektróny.

Elektrónom umiestneným na vonkajšej energetickej úrovni je priradená hlavná úloha pri vytváraní chemických väzieb medzi atómami. Sú najvzdialenejšie od jadra, a preto sú s ním najmenej silne spojené. Volajú sa valenčné elektróny.

Častice navzájom interagujú rôznymi spôsobmi, čo vedie k tvorbe molekúl (a látok) rôznych štruktúr. Rozlišujú sa tieto typy chemických väzieb:

• iónové;
• kovalentný;
• van der Waals;
• kov.

Keď hovoríme o rôznych typoch chemických interakcií medzi atómami, stojí za to pripomenúť, že všetky typy sú rovnako založené na elektrostatickej interakcii častíc.

Kovová chemická väzba

Ako je zrejmé z polohy kovov v tabuľke chemických prvkov, majú z väčšej časti malý počet valenčných elektrónov. Elektróny sú slabo viazané na svoje jadrá a dajú sa od nich ľahko oddeliť. V dôsledku toho sa tvoria kladne nabité ióny kovov a voľné elektróny.

Tieto elektróny, voľne sa pohybujúce v kryštálovej mriežke, sa nazývajú „elektrónový plyn“.

Obrázok schematicky ukazuje štruktúru kovovej látky.

To znamená, že vo väčšine kovu sa atómy neustále transformujú na ióny (nazývajú sa atómové ióny) a naopak ióny neustále prijímajú elektróny z „elektrónového plynu“.

Mechanizmus vzniku kovovej väzby môže byť napísaný vo forme vzorca:

atóm M 0 - ne ↔ ión M n +

Kovy sú teda pozitívne ióny, ktoré sa nachádzajú v kryštálovej mriežke v určitých polohách, a elektróny, ktoré sa môžu medzi atómovými iónmi pohybovať celkom voľne.

Kryštalická mriežka predstavuje „kostru“, kostra hmoty a elektróny sa pohybujú medzi jej uzlami. Formy kryštálových mriežok kovov môžu byť rôzne, napríklad:

• kubická mriežka zameraná na objem je typická pre alkalické kovy;
• kubická mriežka zameraná na tvár má napríklad zinok, hliník, meď a ďalšie prechodové prvky;
• pre prvky alkalických zemín je typický šesťuholníkový tvar (bárium je výnimkou);
• tetragonálna štruktúra - v indiu;
• kosoštvorcový - pre ortuť.

Príklad kovovej kryštálovej mriežky je zobrazený na obrázku nižšie..

Rozdiely od iných druhov

Kovová väzba sa líši od kovalentnej väzby v sile. Energia kovových väzieb je menšia než kovalentné 3-4 krát a menej energie iónových väzieb.

V prípade kovovej väzby nemožno hovoriť o smerovosti, kovalentná väzba je prísne smerovaná v priestore.

Takáto charakteristika, ako je nasýtenie, nie je typická pre interakciu medzi atómami kovu. Aj keď sú kovalentné väzby saturovateľné, to znamená, že počet atómov, s ktorými môže dôjsť k interakcii, je prísne obmedzený počtom valenčných elektrónov.

Komunikačný diagram a príklady

Proces prebiehajúci v kove je možné zapísať podľa vzorca:

K - e<->K +

Al - 3e<->Al 3+

Na - e<->Na +

Zn - 2e<->Zn 2+

Fe - 3e<->Fe 3+

Ak podrobnejšie popíšeme kovovú väzbu, ako sa tento typ väzby vytvára, je potrebné vziať do úvahy štruktúru vonkajších energetických úrovní prvku.

Uvažujme ako príklad sodík. Jediný valenčný 3 s elektrón dostupný na vonkajšej úrovni sa môže voľne pohybovať po voľných orbitáloch tretej energetickej hladiny. Keď sa atómy sodíka k sebe približujú, orbitaly sa prekrývajú. Teraz sa všetky elektróny môžu pohybovať medzi atómovými iónmi v medziach všetkých prerušených orbitálov.

Pre zinok je pre 2 valenčné elektróny až 15 voľných orbitálov na štvrtej energetickej úrovni. Keď atómy interagujú, tieto voľné orbitaly sa budú prekrývať, ako keby socializovali elektróny, ktoré sa pohybujú pozdĺž nich.

Atómy chrómu majú 6 valenčných elektrónov a všetky sa budú podieľať na tvorbe elektrónového plynu a viažu atómové ióny.

Špeciálny typ interakcie, ktorý je charakteristický pre atómy kovov, určuje množstvo vlastností, ktoré ich spájajú a odlišujú kovy od iných látok. Príkladmi takýchto vlastností sú vysoké teploty topenia, vysoké teploty varu, kujnosť, schopnosť odrážať svetlo, vysoká elektrická vodivosť a tepelná vodivosť.

Vysoké teploty topenia a varu sú vysvetlené skutočnosťou, že katióny kovov sú pevne viazané elektrónovým plynom. V tomto prípade existuje vzor, ​​ktorý zvyšuje pevnosť väzby so zvýšením počtu valenčných elektrónov. Napríklad rubídium a draslík sú taviteľné látky (teploty topenia 39, respektíve 63 stupňov Celzia), v porovnaní napríklad s chrómom (1615 stupňov Celzia).

Rovnomernosť distribúcie valenčných elektrónov nad kryštálom vysvetľuje napríklad takú vlastnosť kovov, ako je plasticita - vytesnenie iónov a atómov v ľubovoľnom smere bez toho, aby sa zničila interakcia medzi nimi.

Voľný pohyb elektrónov v atómových orbitáloch vysvetľuje aj elektrickú vodivosť kovov. Elektrónový plyn so superponovaným rozdielom potenciály prechádzajú z chaotického pohybu do smerovaného pohybu.

V priemysle sa často nepoužívajú čisté kovy, ale ich zmesi, nazývané zliatiny. V zliatine vlastnosti jednej zložky zvyčajne dopĺňajú vlastnosti druhej.

Kovový typ interakcie je charakteristický pre čisté kovy aj pre ich zmesi - zliatiny v tuhom a kvapalnom stave. Ak sa však kov prevedie do plynného stavu, väzba medzi jeho atómami bude kovalentná. Kov vo forme pary tiež pozostáva z jednotlivých molekúl (mono- alebo diatomických).

Zriedka chemické látky pozostávajú zo samostatných, nesúvisiacich atómov chemických prvkov. Takúto štruktúru má za normálnych podmienok iba malý počet plynov nazývaných vzácne plyny: hélium, neón, argón, kryptón, xenón a radón. Chemické látky sa častejšie skladajú z rozptýlených atómov, ale z ich asociácií v rôznych skupinách. Takéto asociácie atómov môžu mať niekoľko jednotiek, stovky, tisíce alebo dokonca viac atómov. Sila, ktorá udržuje tieto atómy v zložení takýchto zoskupení, sa nazýva chemická väzba.

Inými slovami, môžeme povedať, že chemická väzba je interakcia, ktorá poskytuje väzbu medzi jednotlivými atómami do zložitejších štruktúr (molekuly, ióny, radikály, kryštály atď.).

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

Konkrétne, ak sa molekula XY vytvorí počas interakcie atómov X a Y, 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, keď sa medzi jednotlivými atómami vytvoria chemické väzby, uvoľní sa energia.

Na tvorbe chemických väzieb sa zúčastňujú elektróny vonkajšej elektrónovej vrstvy s najnižšou väzbovou energiou s jadrom, tzv valencia... Napríklad v bóre sú to elektróny s 2 energetickými hladinami - 2 elektróny za 2 s- orbitály a 1 x 2 p-orbitálne:

Keď sa vytvorí chemická väzba, každý atóm sa snaží získať elektronickú konfiguráciu atómov vzácnych plynov, t.j. takže v jeho vonkajšej elektrónovej vrstve je 8 elektrónov (2 pre prvky prvej periódy). Tento jav sa nazýva oktetové pravidlo.

Elektronickú konfiguráciu vzácneho plynu pomocou atómov je možné dosiahnuť, ak spočiatku jednotlivé atómy robia časť svojich valenčných elektrónov spoločnou pre ostatné atómy. V tomto prípade sa vytvoria bežné elektrónové páry.

V závislosti od stupňa socializácie elektrónov je možné rozlíšiť kovalentné, iónové a kovové väzby.

Kovalentná väzba

Kovalentná väzba sa vyskytuje najčastejšie medzi atómami nekovových prvkov. Ak atómy nekovov, ktoré tvoria kovalentnú väzbu, patria k rôznym chemickým prvkom, takáto väzba sa nazýva kovalentná polárna väzba. Dôvod tohto názvu spočíva v tom, že atómy rôznych prvkov majú tiež odlišnú schopnosť priťahovať bežný elektrónový pár. Očividne to vedie k posunu spoločného elektrónového páru k jednému z atómov, v dôsledku čoho sa na ňom vytvorí čiastočný negatívny náboj. Na druhom atóme sa zase vytvorí čiastočný kladný náboj. Napríklad v molekule chlorovodíka je elektrónový pár posunutý z atómu vodíka na atóm chlóru:

Príklady látok s kovalentnou polárnou väzbou:

СCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 atď.

Medzi atómami nekovov jedného vzniká kovalentná nepolárna väzba chemický prvok... Pretože sú atómy identické, ich schopnosť sťahovať zdieľané elektróny je rovnaká. V tomto ohľade nie je pozorovaný posun elektrónového páru:

Vyššie uvedený mechanizmus vzniku kovalentnej väzby, keď oba atómy poskytujú elektróny na tvorbu bežných párov elektrónov, sa nazýva výmena.

Existuje aj mechanizmus darca-akceptor.

Keď je mechanizmom donor-akceptor vytvorená kovalentná väzba, vznikne spoločný elektrónový pár v dôsledku naplneného orbitálu jedného atómu (s dvoma elektrónmi) a prázdneho orbitálu iného atómu. Atóm poskytujúci osamelý elektrónový pár sa nazýva darca a atóm s voľným orbitálom sa nazýva akceptor. Atómy so spárovanými elektrónmi pôsobia ako darcovia elektrónových párov, napríklad N, O, P, S.

Napríklad podľa mechanizmu darca-akceptora tvorba štvrtého kovalentu komunikácia N-H v amónnom katióne NH 4 +:

Okrem polarity sú kovalentné väzby charakterizované aj energiou. Energia väzby je minimálna energia potrebná na prerušenie väzby medzi atómami.

Väzbová energia klesá so zvýšením polomerov spojených atómov. Pretože, ako vieme, atómové polomery sa pozdĺž podskupín zvyšujú smerom nadol, možno napríklad dospieť k záveru, že sila väzby halogén-vodík sa v sérii zvyšuje:

AHOJ< HBr < HCl < HF

Energia väzby tiež závisí od jej multiplicity - čím väčšia je multiplicita väzieb, tým väčšia je jej energia. Násobnosť väzieb sa týka počtu spoločných elektrónových párov medzi dvoma atómami.

Iónová väzba

Iónová väzba môže byť považovaná za limitujúci prípad kovalentnej polárnej väzby. Ak je v kovalentno-polárnej väzbe celkový elektrónový pár čiastočne posunutý na jeden z dvojice atómov, potom je v ióne takmer úplne „daný“ jednému z atómov. Atóm, ktorý daroval elektrón (y), získa kladný náboj a stane sa katión, a atóm, ktorý z neho vzal elektróny, získa záporný náboj a stane sa anión.

Iónová väzba je teda väzba vytvorená v dôsledku elektrostatickej príťažlivosti katiónov k aniónom.

Vytvorenie tohto typu väzby je charakteristické pre interakciu atómov typických kovov a typických nekovov.

Napríklad fluorid draselný. Katión draslíka sa získava abstrakciou jedného elektrónu z neutrálneho atómu a fluórový ión sa tvorí, keď je jeden elektrón pripojený k atómu fluóru:

Medzi výslednými iónmi vzniká sila elektrostatickej príťažlivosti, v dôsledku čoho vzniká iónová zlúčenina.

Pri vytváraní chemickej väzby prešli elektróny z atómu sodíka k atómu chlóru a vytvorili sa opačne nabité ióny, ktoré majú úplný vonkajší energetická hladina.

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

Väčšina binárne zlúčeniny ktoré obsahujú atómy kovov, sú iónové. 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 sú soli a zásady (Na2S04, Cu (NO3) 2, (NH4) 2S04), Ca (OH) 2, NaOH) označované ako iónové zlúčeniny.

Kovová väzba

Tento typ väzby sa tvorí v kovoch.

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

Vzhľadom na takú slabú interakciu s jadrom sú tieto elektróny v kovoch veľmi mobilné a v každom kovovom kryštáli nepretržite prebieha nasledujúci proces:

M 0 - ne - = M n +, kde M 0 je neutrálny atóm kovu a M n + je katión rovnakého kovu. Na nasledujúcom obrázku je ilustrácia prebiehajúcich procesov.

To znamená, že elektróny „nesú“ pozdĺž kovového kryštálu, oddeľujú sa od jedného atómu kovu, tvoria z neho katión, spájajú sa s iným katiónom a vytvárajú neutrálny atóm. Tento jav sa nazýval „elektronický vietor“ a množina voľných elektrónov v kryštáli nekovového atómu sa nazýva „elektrónový plyn“. Tento typ interakcie medzi atómami kovu sa nazýva kovová väzba.

Vodíková väzba

Ak je atóm vodíka v akejkoľvek látke spojený s prvkom s vysokou elektronegativitou (dusík, kyslík alebo fluór), pre takú látku je charakteristický taký jav ako vodíková väzba.

Pretože je atóm vodíka viazaný na elektronegatívny atóm, na atóme vodíka sa vytvorí čiastočný kladný náboj a na elektronegatívnom prvku sa vytvorí čiastočný záporný náboj. V tomto ohľade je možná elektrostatická príťažlivosť medzi čiastočne pozitívne nabitým atómom vodíka jednej molekuly a elektronegatívnym atómom druhej. Vodíková väzba sa napríklad pozoruje pre molekuly vody:

Je to vodíková väzba, ktorá vysvetľuje anomáliu teplo topiaca sa voda. Okrem vody sa silné vodíkové väzby vytvárajú aj v látkach, ako sú fluorovodík, amoniak, kyseliny obsahujúce kyslík, fenoly, alkoholy a amíny.