Видови врски помеѓу атомите на супстанцијата. Видови хемиски врски: јонски, ковалентни, метални

МЕТОД НА ВАЛЕНСНИ ОБВРЗНИЦИ

Ковалентната хемиска врска е двоелектрон. Електроните вклучени во формирањето на хемиска врска имаат спротивни спинови и формираат заеднички електронски пар.

Постојат механизми за размена и донор-акцептор за формирање на хемиска врска:

1) Размена - два атома обезбедуваат по еден електрон за да формираат заеднички електронски пар.

На пример, формирање на молекули на водород и водород хлорид:

2) Донатор-акцептор - еден атом (донатор) обезбедува електронски пар, а вториот (акцептор) обезбедува слободна орбитала.

На пример, реакцијата на амонијак со водороден јон за да се формира амониум катјон

Според методот на преклопување на електронски облаци, врските се поделени на σ-врска и π-врска:

1) врската σ се формира поради преклопување на електронските облаци по права линија што ги поврзува центрите на атоми кои содејствуваат. Може да биде помеѓу два s-облаци, два p-облаци, s- и p-облаци или помеѓу s- и d-облаците.

2) врската π е формирана поради преклопување на електронските облаци над и под линијата што ги поврзува центрите на атоми во интеракција. Се формира главно со преклопување на p-орбитали.

Врската σ е посилна од π врската.

Енергијата на врската е енергијата потребна за раскинување на хемиската врска.Енергиите на раскинувањето на врската и формирањето на врската се еднакви по големина, но спротивни по знак. Колку е поголема енергијата на хемиската врска, толку е постабилна молекулата. Вообичаено, енергијата на врзувањето се мери во kJ/mol.

За полиатомски соединенија со врски од ист тип, енергијата на врската се зема за нејзината просечна вредност, пресметана со делење на енергијата на формирање на соединение од атомите со бројот на врски. Така, 432,1 kJ/∙mol се трошат за раскинување на врската H–H, а 1648 kJ/∙mol се трошат на раскинување на четири врски во молекулата на метанот CH 4, а во овој случај E C–H = 1648: 4 = 412 kJ / mol.

Должината на врската е растојанието помеѓу јадрата на атоми кои содејствуваат во молекулата.Се мери во nm или A (ангстром = 10 -8 см). Тоа зависи од големината на електронските обвивки и степенот на нивното преклопување.

Поларитет на врската е распределба на електричното полнење помеѓу атомите кои формираат хемиска врска.За да се одреди поларитетот на врската, неопходно е да се спореди електронегативноста на атомите вклучени во формирањето на врската. Ако електронегативноста е иста, тогаш врската ќе биде неполарна, а во случај на различна електронегативност, врската ќе биде поларна. Екстремниот случај на поларно поврзување, каде што заедничкиот електронски пар е речиси целосно префрлен на поелектронегативниот елемент, резултира со јонско поврзување.

На пример: Н–Н – неполарна, Н–Сl – поларна и Na + –Сl - – јонска.

Поместувањето на електронски пар до поелектронегативен атом резултира со формирање на дипол. Дипол е систем од две еднакви, но спротивни полнежи сместени на спротивните страни на врската.

Поларитет на молекулата е векторскиот збир на диполните моменти на сите врски на молекулата.Неопходно е да се направи разлика помеѓу поларитетот на поединечните врски и поларитетот на молекулата како целина.

На пример, линеарна молекула на CO 2 (O=C=O) е неполарна, бидејќи диполните моменти на поларните врски C=O се поништуваат едни со други. Поларитетот на молекулата на водата значи дека таа е нелинеарна, односно диполните моменти на двете O-H врски не се поништуваат меѓусебно, бидејќи се наоѓаат под агол кој не е еднаков на 180°.

Просторна структура на молекулите - форма и локација во просторот на електронските облаци.

Во соединенијата што содржат повеќе од два атома, важна карактеристика е аголот на врската формиран од хемиските врски во молекулата и ја одразува нејзината геометрија.

Редоследот на врската е бројот на хемиски врски помеѓу два атома.Колку е поголем редот на врската, толку поцврсто се поврзани атомите еден со друг и пократка е самата врска. Не се јавува редослед за поврзување поголем од три. На пример, редоследот на врската во молекулите H 2, O 2 и N 2 е 1, 2 и 3, соодветно, бидејќи врската во овие случаи се формира поради преклопување на еден, два и три пара електронски облаци.

4. ВИДОВИ ХЕМИСКИ ВРСКИ

4.1.Ковалентна врска е врска помеѓу два атома поради формирање на заеднички електронски пар.

Бројот на хемиски врски се одредува според валентностите на елементите. Валентноста на елементот е еднаква на бројот на орбитали кои учествуваат во формирањето на хемиските врски.

Ковалентна неполарна врска е врска која се постигнува преку формирање на електронски парови помеѓу атомите со практично еднаква електронегативност. На пример, H 2, O 2, N 2, Cl 2, итн.

Ковалентната поларна врска е врска која се постигнува преку формирање на електронски парови помеѓу атоми со различна електронегативност. На пример, HCl, H 2 S, PH 3, итн.

Ковалентната врска ги има следниве својства:

1) Заситеност– способноста на атомот да формира онолку ковалентни врски колку што има валентни орбитали.

2) Насоки– преклопувањето на електронските облаци се случува во насока која обезбедува максимална густина на преклопување.

4.2. Јонска врска е врска помеѓу спротивно наелектризирани јони. Може да се смета како екстремен случај на ковалентна врска. Како по правило, таа
формирана помеѓу метал и неметал.

Таквата врска се јавува кога има голема разлика во електронегативностите на атомите кои содејствуваат. Јонското поврзување нема насоченост или заситеност.

Состојбата на оксидација е условен полнеж на атомот во соединение врз основа на претпоставката дека настанува целосна јонизација на врските.

Знаете дека атомите можат да се комбинираат едни со други за да формираат едноставни и сложени супстанции. Во овој случај, се формираат различни видови хемиски врски: јонски, ковалентен (неполарен и поларен), метален и водород.Едно од најсуштинските својства на атомите на елементите, кое одредува каква врска се формира меѓу нив - јонска или ковалентна - Ова е електронегативност, т.е. способноста на атомите во соединението да привлекуваат електрони.

Условната квантитативна проценка на електронегативноста е дадена со релативната скала на електронегативност.

Во периоди, постои општа тенденција за зголемување на електронегативноста на елементите, а во групи - за нивно намалување. Елементите се распоредени во низа според нивната електронегативност, врз основа на што може да се спореди електронегативноста на елементите лоцирани во различни периоди.

Видот на хемиската врска зависи од тоа колку е голема разликата во вредностите на електронегативност на поврзувачките атоми на елементите. Колку повеќе атомите на елементите што ја формираат врската се разликуваат по електронегативност, толку е поларна хемиската врска. Невозможно е да се повлече остра граница помеѓу видовите хемиски врски. Во повеќето соединенија, типот на хемиската врска е среден; на пример, високополарна ковалентна хемиска врска е блиска до јонска врска. Во зависност од тоа кој од ограничувачките случаи хемиската врска е поблиска по својата природа, таа се класифицира или како јонска или како ковалентна поларна врска.

Јонска врска.

Јонска врска се формира со интеракција на атоми кои остро се разликуваат едни од други во електронегативност.На пример, типичните метали литиум (Li), натриум (Na), калиум (K), калциум (Ca), стронциум (Sr), бариум (Ba) формираат јонски врски со типични неметали, главно халогени.

Покрај халидите на алкалните метали, јонските врски се формираат и во соединенијата како што се алкалите и солите. На пример, во натриум хидроксид (NaOH) и натриум сулфат (Na2SO4) јонските врски постојат само помеѓу атомите на натриум и кислород (останатите врски се поларни ковалентни).

Ковалентна неполарна врска.

Кога атомите со иста електронегативност комуницираат, се формираат молекули со ковалентна неполарна врска.Таква врска постои во молекулите на следните едноставни супстанции: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Хемиските врски во овие гасови се формираат преку споделени електронски парови, т.е. кога соодветните електронски облаци се преклопуваат, поради интеракцијата електрон-нуклеарно, која настанува кога атомите се приближуваат еден кон друг.

Кога се составуваат електронски формули на супстанции, треба да се запомни дека секој заеднички електронски пар е конвенционална слика на зголемена густина на електрони што произлегува од преклопувањето на соодветните електронски облаци.

Ковалентна поларна врска.

Кога атомите комуницираат, чии вредности на електронегативност се разликуваат, но не остро, заедничкиот електронски пар се префрла во поелектронегативен атом.Ова е најчестиот тип на хемиска врска, кој се наоѓа и во неоргански и во органски соединенија.

Ковалентните врски, исто така, целосно ги вклучуваат оние врски кои се формираат со механизам донор-акцептор, на пример во јони на хидрониум и амониум.

Метална врска.

Врската што се формира како резултат на интеракцијата на релативно слободни електрони со метални јони се нарекува метална врска.Овој тип на врска е карактеристичен за едноставни материи - метали.

Суштината на процесот на формирање на метална врска е како што следува: металните атоми лесно се откажуваат од валентни електрони и се претвораат во позитивно наелектризирани јони. Релативно слободните електрони одвоени од атомот се движат помеѓу позитивните метални јони. Помеѓу нив се јавува метална врска, односно електроните, како што се, ги цементираат позитивните јони на кристалната решетка на металите.

Водородна врска.

Врска што се формира помеѓу атомите на водород на една молекула и атом на силно електронегативен елемент(О, N, F) друга молекула се нарекува водородна врска.

Може да се појави прашањето: зошто водородот формира таква специфична хемиска врска?

Ова се објаснува со фактот дека атомскиот радиус на водородот е многу мал. Покрај тоа, при поместување или целосно донирање на својот единствен електрон, водородот добива релативно високо позитивно полнење, поради што водородот на една молекула е во интеракција со атоми на електронегативни елементи кои имаат делумно негативен полнеж што влегува во составот на другите молекули (HF , H 2 O, NH 3) .

Ајде да погледнеме неколку примери. Ние обично го претставуваме составот на водата со хемиската формула H 2 O. Сепак, ова не е сосема точно. Поправилно би било составот на водата да се означи со формулата (H 2 O)n, каде што n = 2,3,4 итн. .

Водородните врски обично се означуваат со точки. Тој е многу послаб од јонските или ковалентните врски, но посилен од обичните меѓумолекуларни интеракции.

Присуството на водородни врски го објаснува зголемувањето на волуменот на водата со намалување на температурата. Ова се должи на фактот дека како што се намалува температурата, молекулите стануваат посилни и затоа се намалува густината на нивното „пакување“.

При проучувањето на органската хемија, се појави следното прашање: зошто точките на вриење на алкохолите се многу повисоки од соодветните јаглеводороди? Ова се објаснува со фактот дека водородните врски се формираат и помеѓу молекулите на алкохолот.

Зголемување на точката на вриење на алкохолите се јавува и поради зголемувањето на нивните молекули.

Водородното поврзување е карактеристично и за многу други органски соединенија (феноли, карбоксилни киселини итн.). Од курсевите по органска хемија и општа биологија, знаете дека присуството на водородна врска ја објаснува секундарната структура на протеините, структурата на двојната спирала на ДНК, односно феноменот на комплементарност.

Хемиска врска

Сите интеракции кои водат до комбинација на хемиски честички (атоми, молекули, јони итн.) во супстанции се поделени на хемиски врски и меѓумолекуларни врски (меѓумолекуларни интеракции).

Хемиски врски- се врзува директно меѓу атомите. Постојат јонски, ковалентни и метални врски.

Меѓумолекуларни врски- врски помеѓу молекулите. Ова се водородни врски, јонски-диполни врски (поради формирањето на оваа врска, на пример, се јавува формирање на хидратна обвивка од јони), дипол-дипол (поради формирањето на оваа врска, се комбинираат молекулите на поларните супстанции , на пример, во течен ацетон), итн.

Јонска врска- хемиска врска формирана поради електростатско привлекување на спротивно наелектризирани јони. Во бинарни соединенија (соединенија од два елементи), тој се формира кога големините на врзаните атоми се многу различни една од друга: некои атоми се големи, други се мали - односно некои атоми лесно се откажуваат од електрони, додека други имаат тенденција да прифатете ги (обично тоа се атоми на елементите што формираат типични метали и атоми на елементи што формираат типични неметали); електронегативноста на таквите атоми е исто така многу различна.
Јонското поврзување е ненасочно и незаситено.

Ковалентна врска- хемиска врска која настанува поради формирање на заеднички пар електрони. Ковалентна врска се формира помеѓу мали атоми со исти или слични радиуси. Неопходен услов е присуството на неспарени електрони во двата врзани атоми (механизам за размена) или осамен пар во едниот атом и слободна орбитала во другиот (механизам донор-акцептор):

А)	H· + ·H H:H	H-H	H 2	(еден заеднички пар на електрони; H е едновалентен);
б)		НН	N 2	(три заеднички пара електрони; N е тривалентен);
V)		H-F	HF	(еден заеднички пар на електрони; H и F се едновалентни);
G)			NH4+	(четири заеднички пара електрони; N е четиривалентен)

едноставно (сингл)- еден пар електрони,
двојно- два пара електрони,
тројки- три пара електрони.

Двојните и тројните врски се нарекуваат повеќекратни врски.

Според распределбата на густината на електроните помеѓу врзаните атоми, ковалентна врска се дели на неполарнаИ поларна. Неполарна врска се формира помеѓу идентични атоми, поларна - помеѓу различни.

Електронегативност- мерка за способноста на атомот во супстанција да привлекува заеднички електронски парови.
Електронските парови на поларните врски се поместени кон повеќе електронегативни елементи. Самото поместување на електронските парови се нарекува поларизација на врската. Делумните (вишок) полнежи формирани при поларизација се означени + и -, на пример: .

Врз основа на природата на преклопувањето на електронските облаци („орбитали“), ковалентна врска е поделена на -обврзница и -врзница.
-Поради директното преклопување на електронските облаци (по правата линија што ги поврзува атомските јадра) се формира врска, -поради странично преклопување (од двете страни на рамнината во која лежат атомските јадра).

Ковалентната врска е насочена и заситува, како и поларизира.
Моделот на хибридизација се користи за објаснување и предвидување на взаемната насока на ковалентните врски.

Хибридизација на атомски орбитали и електронски облаци- претпоставеното порамнување на атомските орбитали во енергијата и електронските облаци во форма кога атомот формира ковалентни врски.
Трите најчести типови на хибридизација се: сп-, сп 2 и сп 3 -хибридизација. На пример:
сп-хибридизација - во молекулите C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (линеарна структура);
сп 2-хибридизација - во молекулите C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (рамна триаголна форма);
сп 3-хибридизација - во молекулите CCl 4, SiH 4, CH 4 (тетраедрална форма); NH 3 (пирамидална форма); H 2 O (аголна форма).

Метална врска- хемиска врска формирана со споделување на валентни електрони на сите поврзани атоми на метален кристал. Како резултат на тоа, се формира единствен електронски облак на кристалот, кој лесно се движи под влијание на електричниот напон - оттука и високата електрична спроводливост на металите.
Метална врска се формира кога атомите што се поврзуваат се големи и затоа имаат тенденција да се откажат од електроните. Едноставни супстанции со метална врска се металите (Na, Ba, Al, Cu, Au итн.), сложените супстанции се меѓуметални соединенија (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 итн.).
Металната врска нема насоченост или заситеност. Зачуван е и во метални топи.

Водородна врска- интермолекуларна врска формирана поради делумно прифаќање на пар електрони од високо електронегативен атом од атом на водород со големо позитивно парцијално полнење. Се формира во случаи кога едната молекула содржи атом со осамен пар електрони и висока електронегативност (F, O, N), а другата содржи водороден атом врзан со високополарна врска со еден од таквите атоми. Примери на меѓумолекуларни водородни врски:

H—O—H OH 2, H—O—H NH 3, H—O—H F—H, H—F H—F.

Интрамолекуларните водородни врски постојат во молекулите на полипептидите, нуклеинските киселини, протеините итн.

Мерка за јачината на која било врска е енергијата на врската.
Комуникациска енергија- енергијата потребна за раскинување на дадена хемиска врска во 1 мол од супстанцијата. Мерната единица е 1 kJ/mol.

Енергиите на јонските и ковалентните врски се од ист ред, енергијата на водородните врски е ред по големина помала.

Енергијата на ковалентна врска зависи од големината на врзаните атоми (должина на врската) и од мноштвото на врската. Колку се помали атомите и колку е поголема множеството на врската, толку е поголема нејзината енергија.

Енергијата на јонската врска зависи од големината на јоните и нивните полнежи. Колку се помали јоните и колку е поголем нивниот полнеж, толку е поголема енергијата на врзувањето.

Структура на материјата

Според видот на структурата, сите супстанции се поделени на молекуларнаИ немолекуларна. Кај органските материи преовладуваат молекуларните материи, кај неорганските супстанци преовладуваат немолекуларните материи.

Врз основа на видот на хемиската врска, супстанциите се делат на супстанции со ковалентни врски, супстанции со јонски врски (јонски супстанции) и супстанции со метални врски (метали).

Супстанциите со ковалентни врски можат да бидат молекуларни или немолекуларни. Ова значително влијае на нивните физички својства.

Молекуларните супстанции се состојат од молекули поврзани едни со други со слаби меѓумолекуларни врски, меѓу кои спаѓаат: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 и други едноставни супстанции; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, органски полимери и многу други супстанции. Овие супстанции немаат висока јачина, имаат ниски точки на топење и вриење, не спроведуваат струја, а некои од нив се растворливи во вода или други растворувачи.

Немолекуларните супстанции со ковалентни врски или атомски супстанции (дијамант, графит, Si, SiO 2, SiC и други) формираат многу силни кристали (со исклучок на слоевит графит), тие се нерастворливи во вода и други растворувачи, имаат големо топење и Точките на вриење, повеќето од нив не спроведуваат електрична струја (освен графитот, кој е електрично спроводлив, и полупроводниците - силициум, германиум итн.)

Сите јонски супстанции се природно немолекуларни. Тоа се цврсти, огноотпорни материи, раствори и топи од кои спроведуваат електрична струја. Многу од нив се растворливи во вода. Треба да се напомене дека во јонските супстанции, чии кристали се состојат од сложени јони, постојат и ковалентни врски, на пример: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-), итн. Атомите кои сочинуваат сложени јони се поврзани со ковалентни врски.

Метали (супстанции со метални врски)многу различни во нивните физички својства. Меѓу нив има течни (Hg), многу меки (Na, K) и многу тврди метали (W, Nb).

Карактеристичните физички својства на металите се нивната висока електрична спроводливост (за разлика од полупроводниците, таа се намалува со зголемување на температурата), високиот топлински капацитет и еластичноста (за чисти метали).

Во цврста состојба, речиси сите супстанции се составени од кристали. Врз основа на видот на структурата и видот на хемиската врска, кристалите („кристални решетки“) се делат на атомски(кристали на немолекуларни супстанции со ковалентни врски), јонски(кристали на јонски супстанции), молекуларна(кристали на молекуларни материи со ковалентни врски) и метал(кристали на супстанции со метална врска).

Задачи и тестови на тема „Тема 10. „Хемиско поврзување. Структура на материјата“.

Видови хемиски врски - Структура на материјата одделение 8–9
Часови: 2 Задачи: 9 Тестови: 1
Задачи: 9 Тестови: 1

Откако ќе ја обработите оваа тема, треба да ги разберете следните концепти: хемиска врска, меѓумолекуларна врска, јонска врска, ковалентна врска, метална врска, водородна врска, едноставна врска, двојна врска, тројна врска, повеќекратни врски, неполарна врска, поларна врска , електронегативност, поларизација на врската , - и -врска, хибридизација на атомски орбитали, енергија на врзување.

Мора да ја знаете класификацијата на супстанциите по тип на структура, по тип на хемиска врска, зависноста на својствата на едноставни и сложени супстанции од типот на хемиската врска и типот на „кристалната решетка“.

Мора да бидете способни: да го одредите типот на хемиската врска во супстанцијата, типот на хибридизација, да изготвувате дијаграми за формирање на врската, да го користите концептот на електронегативност, одреден број на електронегативност; знае како се менува електронегативноста во хемиските елементи од истиот период и една група за одредување на поларитетот на ковалентна врска.

Откако ќе се уверите дека се што ви треба е научено, продолжете со завршување на задачите. Ви посакуваме успех.

Препорачана литература:

О. С. Габриелјан, Г. Г. Лисова. Хемија 11 одделение. М., Бустард, 2002 година.
Г. Е. Руџитис, Ф. Г. Фелдман. Хемија 11 одделение. М., Образование, 2001 година.

Сите досега познати хемиски елементи лоцирани на периодниот систем се поделени во две големи групи: метали и неметали. За тие да станат не само елементи, туку соединенија, хемиски супстанции и да можат да комуницираат едни со други, тие мора да постојат во форма на едноставни и сложени супстанции.

Ова е причината зошто некои електрони се обидуваат да прифатат, додека други се обидуваат да подарат. Надополнувајќи се едни со други на овој начин, елементите формираат различни хемиски молекули. Но, што ги одржува заедно? Зошто постојат супстанции со таква јачина што дури и најсериозните инструменти не можат да се уништат? Други, напротив, се уништени со најмал удар. Сето ова се објаснува со формирање на различни видови хемиски врски помеѓу атомите во молекулите, формирање на кристална решетка со одредена структура.

Видови хемиски врски во соединенија

Севкупно, постојат 4 главни типа на хемиски врски.

Ковалентна неполарна. Се формира помеѓу два идентични неметали поради споделување на електрони, формирање на заеднички електронски парови. Во неговото формирање учествуваат валентни неспарени честички. Примери: халогени, кислород, водород, азот, сулфур, фосфор.
Ковалентен поларен. Формиран помеѓу два различни неметали или помеѓу метал со многу слаби својства и неметал со слаба електронегативност. Исто така, се заснова на заеднички електронски парови и нивно влечење кон себе од страна на атомот чиј електронски афинитет е поголем. Примери: NH 3, SiC, P 2 O 5 и други.
Водородна врска. Најнестабилен и најслаб, тој е формиран помеѓу високо електронегативен атом на една молекула и позитивен атом на друга. Најчесто тоа се случува кога супстанциите се раствораат во вода (алкохол, амонијак итн.). Благодарение на оваа врска, може да постојат макромолекули на протеини, нуклеински киселини, сложени јаглехидрати и така натаму.
Јонска врска. Се формира поради силите на електростатско привлекување на различно наелектризираните метални и неметални јони. Колку е посилна разликата во овој индикатор, толку појасно се изразува јонската природа на интеракцијата. Примери на соединенија: бинарни соли, сложени соединенија - бази, соли.
Метална врска, чиј механизам за формирање, како и неговите својства, ќе се дискутира понатаму. Се формира во метали и нивни легури од различни видови.

Постои такво нешто како единство на хемиска врска. Само вели дека е невозможно секоја хемиска врска да се смета за стандард. Сите тие се само конвенционално назначени единици. На крајот на краиштата, сите интеракции се засноваат на еден принцип - електрон-статичка интеракција. Затоа, јонските, металните, ковалентните и водородните врски имаат иста хемиска природа и се само гранични случаи една на друга.

Металите и нивните физички својства

Металите се наоѓаат во огромно мнозинство од сите хемиски елементи. Ова се должи на нивните посебни својства. Значителен дел од нив луѓето ги добиле преку нуклеарни реакции во лабораториски услови, тие се радиоактивни со краток полуживот.

Сепак, мнозинството се природни елементи кои формираат цели карпи и руди и се дел од најважните соединенија. Токму од нив луѓето научија да леат легури и да прават многу убави и важни производи. Тоа се бакар, железо, алуминиум, сребро, злато, хром, манган, никел, цинк, олово и многу други.

За сите метали, може да се идентификуваат заеднички физички својства, кои се објаснуваат со формирање на метална врска. Кои се овие својства?

Податливост и еластичност. Познато е дека многу метали може да се тркалаат дури и до состојба на фолија (злато, алуминиум). Други произведуваат жица, флексибилни метални лимови и производи кои можат да се деформираат при физички удар, но веднаш ја враќаат својата форма откако ќе престане. Токму овие квалитети на металите се нарекуваат податливост и еластичност. Причината за оваа карактеристика е металниот тип на поврзување. Јоните и електроните во кристалот се лизгаат релативно едни на други без да се скршат, што овозможува одржување на интегритетот на целата структура.
Металик сјај. Ја објаснува и металната врска, механизмот на формирање, неговите карактеристики и карактеристики. Така, не сите честички се способни да апсорбираат или рефлектираат светлосни бранови со иста бранова должина. Атомите на повеќето метали ги рефлектираат зраците со кратки бранови и добиваат речиси иста боја на сребрена, бела и бледо синкава нијанса. Исклучоците се бакар и злато, нивните бои се црвено-црвена и жолта, соодветно. Тие се способни да рефлектираат зрачење со подолга бранова должина.
Топлинска и електрична спроводливост. Овие својства се објаснуваат и со структурата на кристалната решетка и со фактот што металниот тип на врска се реализира при нејзиното формирање. Поради „електронскиот гас“ кој се движи внатре во кристалот, електричната струја и топлината моментално и рамномерно се распределуваат помеѓу сите атоми и јони и се спроведуваат низ металот.
Цврста состојба на агрегација во нормални услови. Единствен исклучок овде е живата. Сите други метали се нужно силни, цврсти соединенија, како и нивните легури. Ова е исто така резултат на металното поврзување кое е присутно во металите. Механизмот на формирање на овој тип на врзување на честички целосно ги потврдува својствата.

Ова се главните физички карактеристики на металите, кои се објаснуваат и одредуваат токму со шемата на формирање на метална врска. Овој метод на поврзување на атомите е релевантен конкретно за металните елементи и нивните легури. Тоа е, за нив во цврста и течна состојба.

Хемиска врска од метален тип

Која е неговата особеност? Работата е во тоа што таквата врска се формира не поради различно наелектризираните јони и нивната електростатска привлечност и не поради разликата во електронегативноста и присуството на слободни електронски парови. Односно, јонските, металните, ковалентни врски имаат малку поинаква природа и карактеристични карактеристики на честичките што се врзуваат.

Сите метали ги имаат следниве карактеристики:

мал број на електрони по (освен некои исклучоци, кои може да имаат 6,7 и 8);
голем атомски радиус;
ниска енергија на јонизација.

Сето ова придонесува за лесно одвојување на надворешните неспарени електрони од јадрото. Во исто време, атомот има многу слободни орбитали. Дијаграмот за формирање на метална врска прецизно ќе го прикаже преклопувањето на бројни орбитални клетки од различни атоми едни со други, кои како резултат формираат заеднички интракристален простор. Електроните се внесуваат во него од секој атом, кои почнуваат слободно да талкаат низ различни делови на решетката. Периодично, секој од нив се закачува за јон на место во кристалот и го претвора во атом, а потоа повторно се одвојува за да формира јон.

Така, метална врска е врската помеѓу атомите, јоните и слободните електрони во заеднички метален кристал. Електронскиот облак што слободно се движи во структурата се нарекува „електронски гас“. Ова е она што ги објаснува повеќето метали и нивните легури.

Како точно се реализира металната хемиска врска? Може да се дадат различни примери. Ајде да се обидеме да го погледнеме на парче литиум. Дури и да го земете со големина на грашок, ќе има илјадници атоми. Значи, да замислиме дека секој од овие илјадници атоми го дава својот единствен валентен електрон на заедничкиот кристален простор. Во исто време, знаејќи ја електронската структура на даден елемент, можете да го видите бројот на празни орбитали. Литиумот ќе има 3 од нив (р-орбитали од второто енергетско ниво). Три за секој атом од десетици илјади - ова е заедничкиот простор во кристалот во кој „електронскиот гас“ се движи слободно.

Супстанцијата со метална врска е секогаш силна. На крајот на краиштата, електронскиот гас не дозволува кристалот да се сруши, туку само ги поместува слоевите и веднаш ги обновува. Сјае, има одредена густина (обично висока), фузибилност, податливост и пластичност.

Каде на друго место се продава метална врска? Примери на супстанции:

метали во форма на едноставни структури;
сите метални легури едни со други;
сите метали и нивните легури во течна и цврста состојба.

Има едноставно неверојатен број конкретни примери, бидејќи во периодниот систем има повеќе од 80 метали!

Метална врска: механизам на формирање

Ако го разгледаме во општи рамки, веќе ги наведовме главните точки погоре. Присуството на слободни електрони и електрони кои лесно се одвојуваат од јадрото поради малата енергија на јонизација се главните услови за формирање на овој тип на врска. Така, излегува дека се реализира помеѓу следниве честички:

атоми на местата на кристалната решетка;
слободни електрони кои беа валентни електрони во металот;
јони на местата на кристалната решетка.

Резултатот е метална врска. Механизмот на формирање генерално се изразува со следната нотација: Me 0 - e - ↔ Me n+. Од дијаграмот е очигледно какви честички се присутни во металниот кристал.

Самите кристали можат да имаат различни форми. Тоа зависи од конкретната супстанција со која се занимаваме.

Видови метални кристали

Оваа структура на метал или негова легура се карактеризира со многу густо пакување на честички. Тоа е обезбедено од јони во кристалните јазли. Самите решетки можат да имаат различни геометриски форми во просторот.

Тело-центрична кубна решетка - алкални метали.
Шестоаголна компактна структура - сите алкални земји освен бариум.
Лице-центрични кубни - алуминиум, бакар, цинк, многу преодни метали.
Меркур има ромбоедрална структура.
Тетрагонален - индиум.

Колку е пониско и пониско лоцирано во периодичниот систем, толку е покомплексно неговото пакување и просторна организација на кристалот. Во овој случај, металната хемиска врска, чии примери може да се дадат за секој постоечки метал, е одлучувачка во изградбата на кристалот. Легурите имаат многу разновидни организации во вселената, од кои некои сè уште не се целосно проучени.

Карактеристики на комуникација: ненасочен

Ковалентните и металните врски имаат една многу изразена карактеристична карактеристика. За разлика од првата, металната врска не е насочена. Што значи тоа? Односно, електронскиот облак во кристалот се движи целосно слободно во неговите граници во различни насоки, секој електрон е способен да се прицврсти на апсолутно секој јон на јазлите на структурата. Тоа е, интеракцијата се врши во различни насоки. Оттаму велат дека металната врска е ненасочена.

Механизмот на ковалентно поврзување вклучува формирање на заеднички електронски парови, односно облаци од атоми кои се преклопуваат. Покрај тоа, се јавува строго по одредена линија што ги поврзува нивните центри. Затоа, тие зборуваат за насоката на таквата врска.

Заситеност

Оваа карактеристика ја одразува способноста на атомите да имаат ограничена или неограничена интеракција со другите. Така, ковалентните и металните врски се повторно спротивни според овој индикатор.

Првиот е заситен. Атомите кои учествуваат во неговото формирање имаат строго дефиниран број на валентни надворешни електрони, кои се директно вклучени во формирањето на соединението. Нема да има повеќе електрони отколку што има. Затоа, бројот на формирани врски е ограничен со валентност. Оттука и заситеноста на врската. Поради оваа карактеристика, повеќето соединенија имаат постојан хемиски состав.

Металните и водородните врски, напротив, се незаситени. Ова се должи на присуството на бројни слободни електрони и орбитали внатре во кристалот. Јоните исто така играат улога на местата на кристалната решетка, од кои секоја може да стане атом и повторно јон во секое време.

Друга карактеристика на металното поврзување е делокализацијата на внатрешниот електронски облак. Се манифестира во способноста на мал број заеднички електрони да врзат заедно многу атомски јадра на метали. Тоа е, густината е, како што беше, делокализирана, рамномерно распоредена помеѓу сите делови на кристалот.

Примери за формирање на врски во метали

Ајде да погледнеме неколку специфични опции кои илустрираат како се формира метална врска. Примери на супстанции се:

цинк;
алуминиум;
калиум;
хром.

Формирање на метална врска помеѓу атоми на цинк: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. Атомот на цинк има четири нивоа на енергија. Врз основа на електронската структура, има 15 слободни орбитали - 3 во p-орбитали, 5 во 4 d и 7 во 4f. Електронската структура е следна: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, вкупно 30 електрони во атомот. Односно, две слободна валентни негативни честички се способни да се движат во рамките на 15 пространи и незафатени орбитали. И така е за секој атом. Резултатот е огромен заеднички простор кој се состои од празни орбитали и мал број електрони кои ја врзуваат целата структура заедно.

Метална врска помеѓу атоми на алуминиум: AL 0 - e - ↔ AL 3+. Тринаесетте електрони на атом на алуминиум се наоѓаат на три енергетски нивоа, кои очигледно ги имаат во изобилство. Електронска структура: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Слободни орбитали - 7 парчиња. Очигледно, електронскиот облак ќе биде мал во споредба со вкупниот внатрешен слободен простор во кристалот.

Хром метална врска. Овој елемент е посебен по својата електронска структура. Навистина, за да се стабилизира системот, електронот паѓа од 4s на 3d орбиталата: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0 . Има вкупно 24 електрони, од кои шест се валентни електрони. Тие се оние кои влегуваат во заедничкиот електронски простор за да формираат хемиска врска. Има 15 слободни орбитали, што сепак е многу повеќе од потребното за пополнување. Затоа, хромот е исто така типичен пример за метал со соодветна врска во молекулата.

Еден од најактивните метали кој реагира дури и со обична вода со оган е калиумот. Што ги објаснува овие својства? Повторно, на многу начини - со метален тип на врска. Овој елемент има само 19 електрони, но тие се наоѓаат на 4 енергетски нивоа. Односно, во 30 орбитали од различни поднивоа. Електронска структура: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0 . Само две со многу ниска енергија на јонизација. Слободно се отцепуваат и одат во заедничкиот електронски простор. Има 22 орбитали за движење по атом, односно многу голем слободен простор за „електронски гас“.

Сличности и разлики со други видови врски

Во принцип, ова прашање е веќе дискутирано погоре. Може само да се генерализира и да се донесе заклучок. Главните карактеристики на металните кристали кои ги разликуваат од сите други видови врски се:

неколку типови на честички кои учествуваат во процесот на врзување (атоми, јони или атом-јони, електрони);
различни просторни геометриски структури на кристали.

Металните врски имаат заедничко со водородните и јонските врски незаситеност и ненасочност. Со ковалентна поларна - силна електростатска привлечност помеѓу честичките. Одделно од јонски - вид на честички на јазлите на кристалната решетка (јони). Со ковалентни неполарни - атоми во јазлите на кристалот.

Видови врски во метали со различни состојби на агрегација

Како што забележавме погоре, металната хемиска врска, чии примери се дадени во статијата, се формира во две состојби на агрегација на метали и нивните легури: цврста и течна.

Се поставува прашањето: каков тип на врска има во металните пареи? Одговор: ковалентни поларни и неполарни. Како и кај сите соединенија кои се во форма на гас. Односно, кога металот се загрева долго време и се пренесува од цврста во течна состојба, врските не се раскинуваат и кристалната структура се зачувува. Меѓутоа, кога станува збор за пренесување на течноста во состојба на пареа, кристалот се уништува и металната врска се претвора во ковалентна.

Хемиска врсканаведете различни видови интеракции кои одредуваат стабилно постоење на дво- и полиатомски соединенија: молекули, јони, кристали и други супстанции. Кога се формира хемиска врска, се случува следново: намалување на вкупната енергија на дво- и полиатомски систем во споредба со збирот на енергиите на изолираните честички од кои се состои овој систем; прераспределбата на густината на електроните во регионот на хемиската врска во споредба со едноставната суперпозиција на густината на електроните на неврзаните атоми доближена до растојанието од должината на врската.

Енергија на хемиска врска Est. е количината на енергија ослободена при формирање на врската (kJ/mol).

Колку е поголема енергијата на врзувањето, толку е постабилна молекулата, толку е посилна врската.

Важна карактеристика на комуникацијата е должина на врската 1 sv, еднакво на растојанието помеѓу јадрата на атомите во соединението. Тоа зависи од големината на електронските обвивки и степенот на нивното преклопување. Врската се означува со цртичка, на пример: H–J, O=O, H–C=C-H.

Правило на октети. Како резултат на формирањето на хемиска врска, атомите имаат тенденција да ја добијат истата електронска конфигурација како онаа на благородните гасови ns 2 nр 6, односно осум електрони во надворешната обвивка. На пример, N 1s 2 2р 3 + 3 Н 1s 1 = NH 3.

3.1 Главни типови на хемиски врски

3.1.1 Ковалентна врскае хемиска врска формирана со споделување на пар електрони помеѓу два атома. Ова ја намалува енергијата на системот.

Карактеристики на ковалентна хемиска врска е неговата фокус и заситеност.

Фокусирајте сековалентното поврзување се објаснува со фактот дека атомските орбитали се просторно ориентирани и преклопувањето на електронските облаци се случува во одредени насоки. Се изразува квантитативно во форма на агли на врска помеѓу насоките на хемиската врска во молекулата.

Заситеностсе поврзува со ограничувањето на бројот на електрони лоцирани на надворешните обвивки и ја одредува стехиометријата на молекуларните хемиски соединенија, од кои зависат составот на формулата, масените сооднос на елементите, пресметките со користење на формули и равенки итн.

Поларитет на ковалентна врска. Врската формирана од идентични атоми се нарекува хомеополарна или неполарна, бидејќи споделените електрони се рамномерно распоредени помеѓу атомите, на пример, во молекулите H 2, O 2, N 2, S 8.

Ако еден од атомите посилно привлекува електрони, тогаш електронскиот пар се движи кон него и добиената врска се нарекува ковалентенполарна.

Колку е поголема електронегативноста (EO) на атомот, толку е поголема веројатноста електронскиот пар да се префрли кон јадрото на даден атом, затоа разликата во EO (ΔEO) на атомите го карактеризира поларитетот на врската. Атомот кон кој се поместува густината на електронот добива ефективен полнеж δ – , вториот атом има ефективен полнеж δ + . Како резултат на тоа, се појавува дипол, кој има две полнежи со еднаква големина δ+ и δ-, и должина на дипол од 1 D. Мерка за поларитетот на врската е електричниот момент на диполот μ d = δ 1 D, C m, каде δ е ефективно полнење, 1 D – должина на дипол. Debye D се користи како несистемска единица за мерење μ , 1 D = 3,3·10 -30 C m.

Редоследот на комуникација (повеќекратност на комуникација)е бројот на споделени споделени парови помеѓу два сврзани атоми. Колку е поголем редот на врската, толку поцврсто се поврзани атомите еден со друг и пократка е самата врска.

На пример, редоследот на врската во молекулите H 2, O 2 и N 2 е 1, 2 и 3, соодветно, бидејќи врската во овие случаи се формира поради преклопување на еден, два и три пара електронски облаци.

АО со иста и различна симетрија можат да учествуваат во формирањето на ковалентна врска. Кога AOs се преклопуваат долж линијата на поврзување на атомите, се формира -врска. Дијаграмот за формирање на -врската е прикажан на слика 4.

s– s s–p p–p d–d

Слика 4 – дијаграм на формирање на -врска

Кога AOs се преклопуваат од двете страни на линијата на атомско поврзување, се формира  врска. Дијаграмот за формирање на -врската е прикажан на слика 5.

Слика 5 – дијаграм на формирање на -врзници -врски