Є одним із наріжних каменів цікавої наукипід назвою хімія. У цій статті ми розберемо всі аспекти хімічних зв'язків, їх значення у науці, наведемо приклади та багато іншого.

Що таке хімічний зв'язок

Під хімічним зв'язком у хімії розуміється взаємне зчеплення атомів у молекулі і , в результаті дії сили тяжіння, що існує між . Саме завдяки хімічним зв'язкам відбувається утворення різних хімічних сполукУ цьому полягає природа хімічного зв'язку.

Типи хімічних зв'язків

Механізм утворення хімічного зв'язку залежить від її типу чи виду, загалом розрізняються такі основні види хімічного зв'язку:

• Ковалентний хімічний зв'язок (який у свою чергу може бути полярним та неполярним)
• Іонний зв'язок
• Хімічний зв'язок

подібних до людей.

Що стосується , то на нашому сайті їй присвячена окрема стаття, і детальніше ви можете почитати за посиланням. Далі ж ми розберемо детальніше всі інші основні типи хімічних зв'язків.

Іонний хімічний зв'язок

Утворення іонного хімічного зв'язку виникає при взаємному електричному тяжінні двох іонів, що мають різні заряди. Іони зазвичай за таких хімічних зв'язків прості, що з одного атома речовини.

Схема іонного хімічного зв'язку.

Характерною особливістю іонного типу хімічним зв'язком є ​​відсутність у неї насиченості, і як результат, до іона або навіть цілої групи іонів може приєднатися різна кількість протилежно заряджених іонів. Прикладом іонного хімічного зв'язку може бути з'єднання фториду цезію CsF, у якому рівень «іонності» становить майже 97%.

Водневий хімічний зв'язок

Ще задовго до появи сучасної теорії хімічних зв'язків у її сучасному виглядівченими хіміками було помічено, що сполуки водню з неметалами мають різні дивовижні властивості. Скажімо, температура кипіння води і разом із фтороводнем набагато вища, ніж це могло б бути, ось вам готовий прикладводневого хімічного зв'язку.

На малюнку схема утворення водневого хімічного зв'язку.

Природа та властивості водневого хімічного зв'язку обумовлені здатністю атома водню H утворювати ще одну хімічну зв'язок, звідси власне назва цього зв'язку. Причиною такого зв'язку є властивості електростатичних сил. Наприклад, загальна електронна хмара в молекулі фтороводню настільки зміщена у бік фтору, що простір навколо атома цієї речовини насичений негативним електричним полем. Навколо атома водню, тим більше позбавленого єдиного електрона, все з точністю до навпаки, його електронне поле значно слабше і як наслідок має позитивний заряд. А позитивні та негативні заряди, як відомо, притягуються, у такий спосіб і виникає водневий зв'язок.

Хімічний зв'язок металів

Який хімічний зв'язок характерний для металів? У цих речовин є свій власний тип хімічного зв'язку - атоми всіх металів розташовані не аби як, а певним чином, порядок їх розташування називається кристалічною решіткою. Електрони різних атомів утворюють загальну електронну хмару, причому вони слабко взаємодіють друг з одним.

Такий вигляд має металевий хімічний зв'язок.

Як приклад металевого хімічного зв'язку можуть виступати будь-які метали: натрій, залізо, цинк тощо.

Як визначити вид хімічного зв'язку

Залежно від речовин, що беруть у ній участь, якщо метал і неметал, то зв'язок іонний, якщо два метали, то металеві, якщо два неметали то ковалентні.

Властивості хімічних зв'язків

Щоб провести порівняння різних хімічних реакційвикористовуються різні кількісні характеристики, такі як:

• довжина,
• енергія,
• полярність,
• порядок зв'язків.

Розберемо їх докладніше.

Довжина зв'язку – рівноважна відстань між ядрами атомів, які з'єднані хімічним зв'язком. Зазвичай вимірюється експериментально.

Енергія хімічного зв'язку визначає її міцність. В даному випадку під енергією мається на увазі зусилля, необхідне для того, щоб розірвати хімічний зв'язок і роз'єднати атоми.

Полярність хімічного зв'язку показує, наскільки електронна густина зміщена до одного з атомів. Здатність атомів зміщувати себе електронну щільність чи кажучи простою мовою «тягнути ковдру він» у хімії називають электроотрицательностью.

Порядок хімічного зв'язку (тобто кратність хімічного зв'язку) - це кількість електронних пар, що вступають у хімічний зв'язок. Порядок може бути, як цілим, так і дробовим, чим він вищий, тим більше електронів здійснюють хімічний зв'язок і тим важче його розірвати.

Хімічний зв'язок, відео

І на завершення пізнавальне відеопро різних видаххімічний зв'язок.

Теми кодифікатора ЄДІ: Ковалентний хімічний зв'язок, його різновиди та механізми освіти. Характеристики ковалентного зв'язку(Полярність та енергія зв'язку). Іонний зв'язок. Металевий зв'язок. Водневий зв'язок

Внутрішньомолекулярні хімічні зв'язки

Спочатку розглянемо зв'язки, що виникають між частинками всередині молекул. Такі зв'язки називають внутрішньомолекулярними.

Хімічний зв'язок між атомами хімічних елементівмає електростатичну природу та утворюється за рахунок взаємодії зовнішніх (валентних) електронів, більшою чи меншою мірою утримуваних позитивно зарядженими ядрамизв'язуваних атомів.

Ключове поняття тут – ЕЛЕКТРОВІДІЙНІСТЬ. Саме вона визначає тип хімічного зв'язку між атомами та властивості цього зв'язку.

- Це здатність атома притягувати (утримувати) зовнішні(Валентні) електрони. Електронегативність визначається ступенем тяжіння зовнішніх електронів до ядра і залежить, переважно, від радіусу атома та заряду ядра.

Електронегативність складно визначити однозначно. Л.Полінг склав таблицю відносних електронегативностей (на основі енергій зв'язків двоатомних молекул). Найбільш електронегативний елемент - фторзі значенням 4 .

Важливо, що у різних джерелах можна зустріти різні шкали та таблиці значень електронегативності. Цього не варто лякатися, оскільки при утворенні хімічного зв'язку грає роль атомів, а вона приблизно однакова у будь-якій системі.

Якщо один із атомів у хімічному зв'язку А:В сильніше притягує електрони, то електронна пара зміщується до нього. Чим більше різницю електронегативностейатомів, тим більше зміщується електронна пара.

Якщо значення електронегативності взаємодіючих атомів рівні або приблизно рівні: ЕО(А)≈ЕО(В), то загальна електронна пара не зміщується до жодного з атомів: А: В. Такий зв'язок називається ковалентної неполярної.

Якщо електронегативності взаємодіючих атомів відрізняються, але не сильно (різниця електронегативностей приблизно від 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), то електронна пара зміщується до одного з атомів. Такий зв'язок називається ковалентна полярна .

Якщо електронегативності взаємодіючих атомів відрізняються суттєво (різниця електронегативностей більше 2: ΔЕО>2), то один з електронів практично повністю переходить до іншого атома, з утворенням іонів. Такий зв'язок називається іонна.

Основні типи хімічних зв'язків ковалентна, іоннаі металевазв'язку. Розглянемо їх докладніше.

Ковалентний хімічний зв'язок

Ковалентний зв'язок – це хімічний зв'язок , утворена за рахунок утворення загальної електронної пари А: . При цьому у двох атомів перекриваютьсяатомні орбіталі. Ковалентний зв'язок утворюється при взаємодії атомів з невеликою різницею електронегативностей (як правило, між двома неметалами) чи атомів одного елемента.

Основні властивості ковалентних зв'язків

• спрямованість,
• насичуваність,
• полярність,
• поляризованість.

Ці властивості зв'язку впливають на хімічні та фізичні властивості речовин.

Спрямованість зв'язку характеризує хімічну будову та форму речовин. Кути між двома зв'язками називаються валентними. Наприклад, у молекулі води валентний кут H-O-H дорівнює 104,45 о, тому молекула води - полярна, а в молекулі метану валентний кут Н-С-Н 108 о 28′.

Насичуваність - Це здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних хімічних зв'язків. Кількість зв'язків, здатних утворювати атом, називається .

Полярністьзв'язку виникає через нерівномірний розподіл електронної щільності між двома атомами з різною електронегативністю. Ковалентні зв'язки ділять на полярні та неполярні.

Поляризованість зв'язку - це здатність електронів зв'язку зміщуватися під дією зовнішнього електричного поля(зокрема, електричного поля іншої частки). Поляризуемість залежить від рухливості електронів. Чим далі електрон знаходиться від ядра, тим він рухоміший, відповідно і молекула більш поляризуема.

Ковалентний неполярний хімічний зв'язок

Існує 2 види ковалентного зв'язування – ПОЛЯРНИЙі НЕПОЛЯРНИЙ .

приклад . Розглянемо будову молекули водню H2. Кожен атом водню на зовнішньому енергетичному рівні несе один неспарений електрон. Для відображення атома використовуємо структуру Льюїса – це схема будови зовнішнього енергетичного рівня атома, коли електрони позначаються точками. Моделі точкових структур Люїса непогано допомагають під час роботи з елементами другого періоду.

H. +. H = H:H

Таким чином, у молекулі водню одна загальна електронна пара та одна хімічна зв'язок H-H. Ця електронна пара не зміщується до жодного з атомів водню, т.к. електронегативність у атомів водню однакова. Такий зв'язок називається ковалентної неполярної .

Ковалентний неполярний (симетричний) зв'язок – це ковалентний зв'язок, утворений атомами з рівною елетронегативністю (як правило, однаковими неметалами) і, отже, з рівномірним розподілом електронної густини між ядрами атомів.

Дипольний момент неполярних зв'язків дорівнює 0.

Приклади: H 2 (H-H), O 2 (O = O), S 8 .

Ковалентний полярний хімічний зв'язок

Ковалентний полярний зв'язок – це ковалентний зв'язок, який виникає між атомами з різною електронегативністю (як правило, різними неметалами) і характеризується зміщеннямзагальної електронної пари до електронегативнішого атома (поляризацією).

Електронна щільність зміщена до більш електронегативного атома – отже, у ньому виникає частковий негативний заряд (δ-), але в менш електроотрицательном атомі виникає частковий позитивний заряд (δ+, дельта +).

Чим більша відмінність в електронегативності атомів, тим вище полярністьзв'язку і тим більше дипольний момент . Між сусідніми молекулами та протилежними за знаком зарядами діють додаткові сили тяжіння, що збільшує міцністьзв'язку.

Полярність зв'язку впливає фізичні та хімічні властивості сполук. Від полярності зв'язку залежить механізми реакцій і навіть реакційна здатність сусідніх зв'язків. Полярність зв'язку найчастіше визначає полярність молекулиі, таким чином, безпосередньо впливає такі фізичні властивості як температурі кипіння і температура плавлення, розчинність в полярних розчинниках.

Приклади: HCl, CO2, NH3.

Механізми утворення ковалентного зв'язку

Ковалентний хімічний зв'язок може виникати за двома механізмами:

1. Обмінний механізм утворення ковалентного хімічного зв'язку – це коли кожна частка надає для утворення загальної електронної пари один неспарений електрон:

А . + . В = А:

2. утворення ковалентного зв'язку – це такий механізм, при якому одна з частинок надає неподілену електронну пару, а інша частка надає вакантну орбіталь для цієї електронної пари:

А: + B = А: В

При цьому один із атомів надає неподілену електронну пару ( донор), а інший атом надає вакантну орбіталь для цієї пари ( акцептор). Через війну освіти зв'язку обидва енергія електронів зменшується, тобто. це вигідно для атомів.

Ковалентний зв'язок, утворений за донорно-акцепторним механізмом, не відрізняєтьсяза властивостями інших ковалентних зв'язків, утворених по обмінному механізму. Утворення ковалентного зв'язку по донорно-акцепторному механізму притаманно атомів або з великою кількістю електронів на зовнішньому енергетичному рівні (донори електронів), або навпаки, з дуже малим числом електронів (акцептори електронів). Докладніше валентні можливості атомів розглянуті у відповідній.

Ковалентний зв'язок за донорно-акцепторним механізмом утворюється:

– у молекулі чадного газу CO(зв'язок у молекулі – потрійний, 2 зв'язки утворені за обмінним механізмом, один – за донорно-акцепторним): C≡O;

– у іоні амонію NH 4 + , в іонах органічних амінівнаприклад, в іоні метиламонію CH 3 -NH 2 + ;

– у комплексних з'єднаннях, хімічний зв'язок між центральним атомом і групами лігандів, наприклад, тетрагидроксоалюминате натрію Na зв'язок між алюмінієм і гідроксид-іонами;

– у азотної кислоти та її солях- нітратах: HNO 3 , NaNO 3 в деяких інших сполуках азоту;

– у молекулі озону O 3 .

Основні характеристики ковалентного зв'язку

Ковалентний зв'язок, як правило, утворюється між атомами неметалів. Основними характеристиками ковалентного зв'язку є довжина, енергія, кратність та спрямованість.

Кратність хімічного зв'язку

Кратність хімічного зв'язку - це число спільних електронних пар між двома атомами у поєднанні. Кратність зв'язку досить легко можна визначити із значення атомів, що утворюють молекулу.

Наприклад , У молекулі водню H 2 кратність зв'язку дорівнює 1, т.к. у кожного водню лише один неспарений електрон на зовнішньому енергетичному рівні, отже, утворюється одна загальна електронна пара.

У молекулі кисню O 2 кратність зв'язку дорівнює 2 т.к. у кожного атома на зовнішньому енергетичному рівні є по 2 неспарені електрони: O=O.

У молекулі азоту N 2 кратність зв'язку дорівнює 3 т.к. між кожного атома по 3 неспарених електрона на зовнішньому енергетичному рівні, і атоми утворюють 3 загальні електронні пари N≡N.

Довжина ковалентного зв'язку

Довжина хімічного зв'язку - Це відстань між центрами ядер атомів, що утворюють зв'язок. Її визначають експериментальними фізичними методами. Оцінити величину довжини зв'язку можна приблизно, за правилом адитивності, згідно з яким довжина зв'язку в молекулі АВ приблизно дорівнює напівсумі довжин зв'язків у молекулах А 2 і 2:

Довжину хімічного зв'язку можна приблизно оцінити за радіусами атомів, що утворюють зв'язок, або за кратністю зв'язкуякщо радіуси атомів не сильно відрізняються.

У разі збільшення радіусів атомів, що утворюють зв'язок, довжина зв'язку збільшиться.

Наприклад

При збільшенні кратності зв'язку між атомами (атомні радіуси яких не відрізняються, або незначно відрізняються) довжина зв'язку зменшиться.

Наприклад . У ряду: C–C, C=C, C≡C довжина зв'язку зменшується.

Енергія зв'язку

Мірою міцності хімічного зв'язку є енергія зв'язку. Енергія зв'язку визначається енергією, необхідної для розриву зв'язку та видалення атомів, що утворюють цей зв'язок, на нескінченно велику відстань один від одного.

Ковалентний зв'язок є дуже міцний.Її енергія становить від кількох десятків до кількох сотень кДж/моль. Чим більша енергія зв'язку, тим більша міцність зв'язку, і навпаки.

Міцність хімічного зв'язку залежить від довжини зв'язку, полярності зв'язку та кратності зв'язку. Чим довший хімічний зв'язок, тим легше його розірвати, і тим менша енергія зв'язку, тим нижча її міцність. Чим коротший хімічний зв'язок, тим він міцніший, і тим більша енергія зв'язку.

Наприклад, у ряді сполук HF, HCl, HBr зліва направо міцність хімічного зв'язку зменшується, т.к. збільшується довжина зв'язку.

Іонний хімічний зв'язок

Іонний зв'язок - це хімічний зв'язок, заснований на електростатичному тяжінні іонів.

Іониутворюються у процесі прийняття чи віддачі електронів атомами. Наприклад, атоми всіх металів слабо утримують електрони зовнішнього енергетичного рівня. Тому для атомів металів характерні відновлювальні властивості- Здатність віддавати електрони.

приклад. Атом натрію містить на 3 енергетичному рівні 1 електрон. Легко віддаючи його, атом натрію утворює набагато стійкіший іон Na + з електронною конфігурацією благородного газу неону Ne. В іоні натрію міститься 11 протонів і лише 10 електронів, тому сумарний заряд іона -10+11 = +1:

+11Na) 2) 8) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

приклад. Атом хлору на зовнішньому енергетичному рівні містить 7 електронів. Щоб придбати конфігурацію стабільного інертного атома аргону Ar, хлору необхідно приєднати 1 електрон. Після приєднання електрона утворюється стабільний іон хлору, що складається з електронів. Сумарний заряд іона дорівнює -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Зверніть увагу:

• Властивості іонів відрізняються від властивостей атомів!
• Стійкі іони можуть утворювати не лише атоми, але і групи атомів. Наприклад: іон амонію NH 4 + , сульфат-іон SO 4 2- та ін. Хімічні зв'язки, утворені такими іонами, також вважаються іонними;
• Іонний зв'язок, як правило, утворюють між собою металиі неметали(групи неметалів);

Іони, що утворилися, притягуються за рахунок електричного тяжіння: Na + Cl - , Na 2 + SO 4 2- .

Наочно узагальним відмінність між ковалентними та іонними типами зв'язку:

Металевий зв'язок — це зв'язок, який утворюють щодо вільні електрониміж іонами металів, що утворюють кристалічну решітку

У атомів металів на зовнішньому енергетичному рівні зазвичай розташовані від одного до трьох електронів. Радіуси в атомів металів, зазвичай, великі — отже, атоми металів, на відміну неметалів, досить легко віддають зовнішні електрони, тобто. є сильними відновниками.

Віддаючи електрони, атоми металів перетворюються на позитивно заряджені іони . Електрони, що відірвалися відносно вільно переміщаютьсяміж позитивно зарядженими іонами металів Між цими частинками виникає зв'язок, т.к. загальні електрони утримують катіони металів, розташовані шарами, разом створюючи таким чином досить міцну металеві кристалічні грати . У цьому електрони безупинно хаотично рухаються, тобто. постійно виникають нові нейтральні атоми та нові катіони.

Міжмолекулярні взаємодії

Окремо варто розглянути взаємодії, що виникають між окремими молекулами в речовині. міжмолекулярні взаємодії . Міжмолекулярні взаємодії - це такий вид взаємодії між нейтральними атомами, при якому не з'являються нові ковалентні зв'язки. Сили взаємодії між молекулами виявлені Ван-дер Ваальсом у 1869 році, і названі на честь нього Ван-дар-Ваальсовими силами. Сили Ван-дер-Ваальса поділяються на орієнтаційні, індукційні і дисперсійні . Енергія міжмолекулярних взаємодій набагато менша за енергію хімічного зв'язку.

Орієнтаційні сили тяжіння виникають між полярними молекулами (диполь-диполь взаємодія). Ці сили з'являються між полярними молекулами. Індукційні взаємодії - Це взаємодія між полярною молекулою та неполярною. Неполярна молекула поляризується через полярну дію, що і породжує додаткове електростатичне тяжіння.

Особливий вид міжмолекулярної взаємодії – водневі зв'язки. - це міжмолекулярні (або внутрішньомолекулярні) хімічні зв'язки, що виникають між молекулами, в яких є сильно полярні ковалентні зв'язки. H-F, H-O або H-N. Якщо в молекулі є такі зв'язки, між молекулами виникатимуть додаткові сили тяжіння .

Механізм освіти водневого зв'язку частково електростатичний, а частково донорно-акцепторний. При цьому донором електронної пари виступають атом сильно-негативного елемента (F, O, N), а акцептором - атоми водню, з'єднані з цими атомами. Для водневого зв'язку характерні спрямованість у просторі та насичуваність.

Водневий зв'язок можна позначати точками: Н ··· O. Чим більша електронегативність атома, сполученого з воднем, і чим менші його розміри, тим міцніший водневий зв'язок . Вона характерна насамперед для з'єднань фтору з воднем , а також до олію з воднем , в меншій мірі азоту з воднем .

Водневі зв'язки виникають між такими речовинами:

— фторівник HF(газ, розчин фтороводню у воді - плавикова кислота), вода H 2 O (пар, лід, рідка вода):

— розчин аміаку та органічних амінів- між молекулами аміаку та води;

— органічні сполуки, у яких зв'язку O-H або N-H: спирти, карбонові кислоти, аміни, амінокислоти, феноли, анілін та його похідні, білки, розчини вуглеводів - моносахаридів та дисахаридів.

Водневий зв'язок впливає на фізичні та хімічні властивості речовин. Так, додаткове тяжіння між молекулами ускладнює кипіння речовин. У речовин із водневими зв'язками спостерігається аномальне підвищення теператури кипіння.

Наприклад Як правило, при підвищенні молекулярної маси спостерігається підвищення температури кипіння речовин. Однак у ряді речовин H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teми не спостерігаємо лінійної зміни температур кипіння.

А саме, у води температура кипіння аномально висока - Не менше -61 про С, як показує нам пряма лінія, а набагато більше +100 про С. Ця аномалія пояснюється наявністю водневих зв'язків між молекулами води. Отже, за звичайних умов (0-20 о С) вода є рідиноюза фазовим станом.

Поняття хімічного зв'язку має важливе значення у різних галузях хімії як науки. Пов'язано це з тим, що саме з її допомогою окремі атоми здатні з'єднуватися в молекули, утворюючи різноманітні речовини, які є предметом хімічних досліджень.

З різноманіттям атомів і молекул пов'язано виникнення різних типів зв'язків з-поміж них. p align="justify"> Для різних класів молекул характерні свої особливості розподілу електронів, а значить, і свої види зв'язків.

Основні поняття

Хімічний зв'язокназивають сукупність взаємодій, які призводять до зв'язування атомів з утворенням стійких частинок складнішої будови (молекул, іонів, радикалів), а також агрегатів (кристалів, шибок та іншого). Природа цих взаємодій носить електричний характер, а виникають вони при розподілі валентних електронів у атомах, що зближуються.

Валентністю прийнятоназивати здатність тієї чи іншої атома утворювати певну кількість зв'язків коїться з іншими атомами. У іонних сполуках значення валентності приймають число відданих або приєднаних електронів. У ковалентних з'єднаннях вона дорівнює кількості загальних електронних пар.

Під ступенем окислення розуміють умовнийзаряд, який міг бути на атомі, якби всі полярні ковалентні зв'язку мали б іонний характер.

Кратністю зв'язку називаютьчисло узагальнених електронних пар між аналізованими атомами.

Зв'язки, що розглядаються в різних розділах хімії, можна розділити на два види хімічних зв'язків: ті, що призводять до утворення нових речовин (внутрішньомолекулярні) , іті, що виникають між молекулами (міжмолекулярні).

Основні характеристики зв'язку

Енергією зв'язкуназивають таку енергію, яка потрібна для розриву всіх зв'язків у молекулі. Також це енергія, що виділяється під час утворення зв'язку.

Довжиною зв'язкуназивають таку відстань між сусідніми ядрами атомів у молекулі, у якому сили тяжіння і відштовхування врівноважені.

Ці дві характеристики хімічного зв'язку атомів є мірою її міцності: що менше довжина і більше енергія, то зв'язок міцніший.

Валентним кутомприйнято називати кут між лініями, що представляють, що проходять у напрямку зв'язку через ядра атомів.

Методи опису зв'язків

Найбільш поширені два підходи до пояснення хімічного зв'язку, запозичені із квантової механіки:

Метод молекулярних орбіталей.Він розглядає молекулу як сукупність електронів та ядер атомів, причому кожен окремо взятий електрон рухається у полі дії всіх інших електронів та ядер. Молекула має орбітальну будову, проте її електрони розподілені за цими орбітами. Також цей метод носить назву МО ЛКАО, що розшифровується як "молекулярна орбіталь - лінійна комбінація

Метод валентних зв'язків.Представляє молекулу системою двох центральних молекулярних орбіталей. При цьому кожна з них відповідає одному зв'язку між двома розташованими по сусідству атомами молекули. Основується метод на таких положеннях:

1. Утворення хімічного зв'язку здійснюється парою електронів, що мають протилежні спини, які розташовані між двома атомами, що розглядаються. Утворена електронна пара належить двом атомам однаково.
2. Число зв'язків, утворених тим чи іншим атомом, дорівнює числу неспарених електронів в основному та збудженому стані.
3. Якщо електронні пари не беруть участі у освіті зв'язку, їх називають неподіленими.

Електронегативність

Визначити тип хімічного зв'язку в речовинах можна, ґрунтуючись на різниці у значеннях електронегативності складових її атомів. Під електронегативністюрозуміють здатність атомів відтягувати він загальні електронні пари (електронна хмара), що зумовлює поляризації зв'язку.

Існують різні способи визначення значень електронегативності хімічних елементів. Однак найбільш застосовуваною є шкала, заснована на термодинамічних даних, яка була запропонована ще в 1932 Л. Полінгом.

Чим значніша різниця в електронегативності атомів, тим більшою мірою проявляється її іонність. Навпаки, рівні чи близькі значення електронегативності вказують на ковалентний характер зв'язку. Інакше кажучи, визначити, який хімічний зв'язок спостерігається у тій чи іншій молекулі, можна математично. Для цього потрібно обчислити ΔХ - різницю електронегативності атомів за формулою: ΔХ=|Х 1 -Х 2 |.

• Якщо ΔХ>1,7,то зв'язок є іонним.
• Якщо 0,5≤ΔХ≤1,7,то ковалентний зв'язок має полярний характер.
• Якщо ΔХ=0або близька до нього, то зв'язок відноситься до ковалентної неполярної.

Іонний зв'язок

Іонним називається такий зв'язок, який з'являється між іонами або за рахунок повного відтягування загальної електронної пари одним з атомів. У речовинах цей тип хімічного зв'язку здійснюється силами електростатичного тяжіння.

Іони - це заряджені частинки, що утворюються з атомів внаслідок приєднання чи віддачі електронів. Якщо атом приймає електрони, то набуває негативного заряду і стає аніоном. Якщо ж атом віддає валентні електрони, стає позитивно зарядженою частинкою, званої катіоном.

Вона й у сполук, утворених при взаємодії атомів типових металів з атомами типових неметалів. Основний цей процес є прагнення атомів придбати стійкі електронні конфігурації. А типовим металам і неметалам для цього потрібно віддати або прийняти всього 1-2 електрони, що вони з легкістю і роблять.

Механізм утворення іонного хімічного зв'язку в молекулі зазвичай розглядають з прикладу взаємодії натрію і хлору. Атоми лужного металу легко віддають електрон, що перетягується атомом галогену. В результаті утворюється катіон Na + та аніон Cl - , які утримуються поруч за допомогою електростатичного тяжіння.

Ідеального іонного зв'язку немає. Навіть у таких сполуках, які найчастіше відносять до іонних, остаточного переходу електронів від атома до атома не відбувається. Утворена електронна пара все-таки залишається у загальному користуванні. Тому говорять про рівень іонності ковалентного зв'язку.

Іонний зв'язок характеризується двома основними властивостями, пов'язаними один з одним:

• неспрямованість, тобто електричне поле навколо іона має форму сфери;
• ненасичуваність, т. е. число протилежно заряджених іонів, яке може розміститися навколо будь-якого іона, визначається їх розмірами.

Ковалентний хімічний зв'язок

Зв'язок, що утворюється при перекриванні електронних хмар атомів неметалів, тобто здійснюється загальною електронною парою, називається ковалентним зв'язком. Число узагальнених пар електронів визначає кратність зв'язку. Так, атоми водню пов'язані одинарним зв'язком Н··Н, а атоми кисню утворюють подвійний зв'язок О::О.

Існує два механізми її утворення:

• Обмінний - кожен атом представляє для освіти загальної пари по одному електрону: А · + В = А: В, при цьому у здійсненні зв'язку беруть участь зовнішні атомні орбіталі, на яких розташовані по одному електрону.
• Донорно-акцепторний - для утворення зв'язку один із атомів (донор) надає пару електронів, а другий (акцептор) - вільну орбіталь для її розміщення: А + :В= А:В.

Способи перекриття електронних хмар при утворенні ковалентного хімічного зв'язку також різні.

1. Пряме. Область перекривання хмар лежить на прямій уявній лінії, що з'єднує ядра атомів, що розглядаються. При цьому утворюються зв'язки. Від типу електронних хмар, що піддаються перекриванню, залежить вид хімічного зв'язку, який при цьому виникає: s-s, s-p, p-p, s-d або p-d σ-зв'язку. У частинці (молекулі або іоні) між двома сусідніми атомами можливе здійснення лише одного зв'язку.
2. Бокове. Здійснюється по обидва боки лінії, що з'єднує ядра атомів. Так утворюється π-зв'язок, причому можливі її різновиди: p-p, p-d, d-d. Окремо від σ-зв'язку π-зв'язок ніколи не утворюється, він може бути в молекулах, що містять кратні (подвійні та потрійні) зв'язки.

Властивості ковалентного зв'язку

Саме ними визначаються хімічні та фізичні особливості сполук. Головними властивостями будь-якого хімічного зв'язку в речовинах є її спрямованість, полярність і поляризацію, а також насичуваність.

Спрямованістюзв'язку зумовлені особливості молекулярної будови речовин та геометрична форма їх молекул. Суть її полягає в тому, що найкраще перекриття електронних хмар можливе за певної їхньої орієнтації у просторі. Вище вже розглянуті варіанти утворення σ- та π-зв'язку.

Під насичуваністюрозуміють здатність атомів утворювати певну кількість хімічних зв'язків у молекулі. Кількість ковалентних зв'язків кожного атома обмежується числом зовнішніх орбіталей.

Полярністьзв'язку залежить від різниці у значеннях електронегативності атомів. Від неї залежить рівномірність розподілу електронів між ядрами атомів. Ковалентний зв'язок за даною ознакою може бути полярним або неполярним.

• Якщо загальна електронна пара однаково належить кожному з атомів і розташована від їх ядер на однаковій відстані, то ковалентний зв'язок є неполярним.
• Якщо ж загальна пара електронів зміщується до ядра одного з атомів, то утворюється ковалентний полярний хімічний зв'язок.

Поляризованістьвиражається усуненням електронів зв'язку під дією зовнішнього електричного поля, яке може належати іншій частинці, сусіднім зв'язкам у тій самій молекулі або виходити від зовнішніх джерел електромагнітних полів. Так, ковалентна зв'язок під впливом може змінювати свою полярність.

Під гібридизацією орбіталей розуміють зміну їх форм під час здійснення хімічного зв'язку. Це необхідно для досягнення найбільш ефективного їхнього перекривання. Існують такі види гібридизації:

• sp 3 . Одна s-і три p-орбіталі утворюють чотири "гібридні" орбіталі однакової форми. Зовні нагадує тетраедр із кутом між осями 109°.
• sp 2 . Одна s- та дві p-орбіталі утворюють плоский трикутник з кутом між осями 120°.
• sp. Одна s-і одна p-орбіталь утворюють дві "гібридні" орбіталі з кутом між їхніми осями 180°.

Особливістю будови атомів металів є досить великий радіус та наявність невеликої кількості електронів на зовнішніх орбіталях. Внаслідок цього в таких хімічних елементах зв'язок ядра та валентних електронів відносно слабкий і легко розривається.

Металевоїзв'язком називають таку взаємодію між атомами-іонами металів, що здійснюється за допомогою ділокалізованих електронів.

У частках металу валентні електрони можуть легко залишати зовнішні орбіталі, як, втім, і займати вакантні місця на них. Таким чином, у різні моменти часу одна й та сама частка може бути атомом та іоном. Електрони, що відірвалися від них, вільно переміщаються по всьому об'єму кристалічних ґрат і здійснюють хімічний зв'язок.

Цей тип зв'язку має схожість з іонною та ковалентною. Як і іонної, існування металевої зв'язку необхідні іони. Але якщо здійснення електростатичного взаємодії у першому випадку потрібні катіони і аніони, то у другому роль негативно заряджених частинок грають електрони. Якщо порівнювати металевий зв'язок із ковалентним, то для утворення обох необхідні загальні електрони. Однак, на відміну від полярного хімічного зв'язку, вони локалізовані не між двома атомами, а належать усім частинкам металу в кристалічній решітці.

Металевим зв'язком обумовлені особливі властивості практично всіх металів:

• пластичність, присутня завдяки можливості усунення шарів атомів у кристалічній решітці, що утримуються електронним газом;
• металевий блиск, який спостерігається через відображення світлових променів від електронів (у порошкоподібному стані немає кристалічної решітки і, отже, електронів, що переміщаються по ній);
• електропровідність, що здійснюється потоком заряджених частинок, а в даному випадку дрібні електрони вільно переміщуються серед великих іонів металу;
• теплопровідність, спостерігається завдяки здатності електронів переносити теплоту.

Цей тип хімічного зв'язку іноді називають проміжною між ковалентною та міжмолекулярною взаємодією. Якщо атом водню має зв'язок з одним з електронегативних елементів (таких як фосфор, кисень, хлор, азот), то він здатний утворювати додатковий зв'язок, званий водневий.

Вона набагато слабша за всі розглянуті вище типи зв'язків (енергія не більше 40 кДж/моль), але нехтувати нею не можна. Саме тому водневий хімічний зв'язок на схемі має вигляд пунктирної лінії.

Виникнення водневого зв'язку можливе завдяки донорно-акцепторній електростатичній взаємодії одночасно. Велика різниця у значеннях електронегативності призводить до появи надлишкової електронної густини на атомах О, N, F та інших, а також її нестачі на атомі водню. У тому випадку, якщо між такими атомами немає існуючого хімічного зв'язку, за їх досить близького розташування активізуються сили тяжіння. У цьому протон є акцептором електронної пари, а другий атом - донором.

Водневий зв'язок може виникати між сусідніми молекулами, наприклад, води, карбонових кислот, спиртів, аміаку, так і всередині молекули, наприклад, саліцилової кислоти.

Наявністю водневого зв'язку між молекулами води пояснюється низка її унікальних фізичних властивостей:

• Значення її теплоємності, діелектричної проникності, температур кипіння та плавлення відповідно до розрахунків мають бути значно меншими від реальних, що пояснюється зв'язаністю молекул і необхідністю витрачати енергію на розрив міжмолекулярних водневих зв'язків.
• На відміну з інших речовин, при зниженні температури обсяг води збільшується. Це завдяки тому, що молекули займають певне положення в кристалічній структурі льоду і віддаляються один від одного на довжину водневого зв'язку.

Особливу роль цей зв'язок відіграє для живих організмів, оскільки його наявністю в молекулах білків зумовлюється їх особлива структура, а отже, і властивості. Крім того, нуклеїнові кислоти, складаючи подвійну спіраль ДНК, також пов'язані саме водневими зв'язками.

Зв'язки у кристалах

Переважна більшість твердих тіл має кристалічну решітку - особливе взаємне розташування частинок, що їх утворюють. У цьому дотримується тривимірна періодичність, а вузлах розташовуються атоми, молекули чи іони, які з'єднані уявними лініями. Залежно від характеру цих частинок та зв'язків між ними всі кристалічні структури ділять на атомні, молекулярні, іонні та металеві.

У вузлах іонної кристалічної решітки знаходяться катіони та аніони. Причому кожен із них оточений строго певним числом іонів лише з протилежним зарядом. Типовий приклад – хлорид натрію (NaCl). Їх звичайні високі температури плавлення і твердість, оскільки їх руйнування потрібно багато енергії.

У вузлах молекулярних кристалічних ґрат розташовані молекули речовин, утворені ковалентним зв'язком (наприклад, I 2). Пов'язані вони один з одним слабкою ван-дер-ваальсовою взаємодією, а отже, таку структуру легко зруйнувати. Такі сполуки мають низькі температури кипіння та плавлення.

Атомні кристалічні грати утворюють атоми хімічних елементів, що володіють високими значеннями валентності. Пов'язані вони міцними ковалентними зв'язками, а отже, речовини відрізняються високими температурами кипіння, плавлення та великою твердістю. Приклад – алмаз.

Таким чином, всі типи зв'язків, що є в хімічних речовинах, мають свої особливості, якими пояснюються тонкощі взаємодії частинок у молекулах та речовинах. Від них залежить властивості сполук. Ними зумовлюються всі процеси, що відбуваються у навколишньому середовищі.

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 частинки 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 перекривання численних орбітальних осередків різних атомів між собою, які в результаті 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 чи 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 його межах у різних напрямках, кожен з електронів здатний приєднуватися до 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 хіба що справакалізується, розподіляється поступово 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, він 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 - величезний загальний простір, що складається з порожніх орбіталей, і невелика кількість 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.

Єдиної теорії хімічного зв'язку не існує, умовно хімічний зв'язок ділять на ковалентний (універсальний вид зв'язку), іонний (приватний випадок ковалентного зв'язку), металевий і водневий.

Ковалентний зв'язок

Утворення ковалентного зв'язку можливе за трьома механізмами: обмінним, донорно-акцепторним і дативним (Льюїса).

Згідно обмінному механізмуосвіта ковалентного зв'язку відбувається за рахунок усуспільнення загальних електронних пар. У цьому кожен атом прагне придбати оболонку інертного газу, тобто. отримати завершений зовнішній енергетичний рівень. Утворення хімічного зв'язку обмінного типу зображують з використанням формул Льюїса, в яких кожен валентний електрон атома зображують точками (рис. 1).

Мал. 1 Утворення ковалентного зв'язку в молекулі HCl за обмінним механізмом

З розвитком теорії будови атома та квантової механіки освіту ковалентного зв'язку представляють як перекриття електронних орбіталей (рис. 2).

Мал. 2. Утворення ковалентного зв'язку за рахунок перекриття електронних хмар

Чим більше перекривання атомних орбіталей, тим міцніший зв'язок, менша довжина зв'язку і більша її енергія. Ковалентна зв'язок може утворюватися з допомогою перекриття різних орбіталей. Внаслідок перекривання s-s, s-p орбіталей, а також d-d, p-p, d-p орбіталів бічними лопатями відбувається освіта – зв'язки. Перпендикулярно до лінії, що зв'язує ядра 2-х атомів утворюється – зв'язок. Одна – і одна – зв'язок здатні утворювати кратний (подвійний) ковалентний зв'язок, характерний для органічних речовин класу алкенів, алкадієнів та ін.

Утворення ковалентного зв'язку з донорно-акцепторний механізмрозглянемо з прикладу катіона амонію:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Атом азоту має вільну неподілену пару електронів (електрони не беруть участь у освіті хімічних зв'язків усередині молекули), а катіон водню вільну орбіталь, тому є донором і акцептором електронів, відповідно.

Дативний механізм утворення ковалентного зв'язку розглянемо з прикладу молекули хлору.

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

Атом хлору має вільну неподілену пару електронів і вакантні орбіталі, отже, може виявляти властивості і донора і акцептора. Тому при утворенні молекули хлору один атом хлору виступає в ролі донора, а інший – акцептора.

Головними характеристиками ковалентного зв'язкує: насичуваність (насичені зв'язки утворюються тоді, коли атом приєднує до себе стільки електронів, скільки йому дозволяють його валентні можливості; ненасичені зв'язки утворюються, коли число приєднаних електронів менше від валентних можливостей атома); спрямованість (ця величина пов'язана з геометрією молекули та поняттям «валентного кута» — кута між зв'язками).

Іонний зв'язок

З'єднань із чистим іонним зв'язком немає, хоча під цим розуміють такий хімічно пов'язаний стан атомів, у якому стійке електронне оточення атома створюється за повного переходу загальної електронної щільності до атома більш негативного елемента. Іонний зв'язок можливий лише між атомами електронегативних та електропозитивних елементів, що перебувають у стані різноіменно заряджених іонів – катіонів та аніонів.

ВИЗНАЧЕННЯ

Іономназивають електрично заряджені частинки, що утворюються шляхом відриву чи приєднання електрона до атома.

При передачі електрона атоми металів і неметалів прагнуть сформувати довкола свого ядра стійку конфігурацію електронної оболонки. Атом неметалу створює навколо свого ядра оболонку наступного інертного газу, а атом металу – попереднього інертного газу (рис. 3).

Мал. 3. Утворення іонного зв'язку з прикладу молекули хлориду натрію

Молекули, в яких у чистому вигляді існує іонний зв'язок, зустрічаються в пароподібному стані речовини. Іонний зв'язок дуже міцний, у зв'язку з цим речовини з цим зв'язком мають високу температуру плавлення. На відміну від ковалентної для іонного зв'язку не характерні спрямованість і насичуваність, оскільки електричне поле, яке створюється іонами, діє однаково на всі іони за рахунок сферичної симетрії.

Металевим зв'язком

Металевий зв'язок реалізується лише в металах – це взаємодія, що утримує атоми металів у єдиній решітці. У освіті зв'язку беруть участь лише валентні електрони атомів металу, що належать до всього його обсягу. У металах від атомів постійно відриваються електрони, що переміщуються по всій масі металу. Атоми металу, позбавлені електронів, перетворюються на позитивно заряджені іони, які прагнуть прийняти до себе електрони, що рухаються. Цей безперервний процес формує всередині металу так званий «електронний газ», що міцно пов'язує між собою всі атоми металу (рис. 4).

Металевий зв'язок міцний, тому для металів характерна висока температура плавлення, а наявність «електронного газу» надають металам ковкості та пластичності.

Водневий зв'язок

Водневий зв'язок – це специфічне міжмолекулярне взаємодія, т.к. її виникнення та міцність залежать від хімічної природи речовини. Вона утворюється між молекулами, в яких атом водню пов'язаний з атомом, що має високу електронегативність (O, N, S). Виникнення водневого зв'язку залежить від двох причин, по-перше, атом водню, пов'язаний з електронегативним атомом не має електронів і може легко впроваджуватися в електронні хмари інших атомів, а, по-друге, маючи валентну s-орбіталлю, атом водню здатний приймати неподілену пару електронів електронегативного атома та утворювати з ним зв'язок за донорно-акцепторним механізмом.