Rodzaje wiązań pomiędzy atomami substancji. Rodzaje wiązań chemicznych: jonowe, kowalencyjne, metaliczne

METODA WIĄZAŃ WALENCYJNYCH

Kowalencyjne wiązanie chemiczne jest dwuelektronowe. Elektrony biorące udział w tworzeniu wiązania chemicznego mają przeciwne spiny i tworzą wspólną parę elektronów.

Istnieją mechanizmy wymiany i donor-akceptor do tworzenia wiązania chemicznego:

1) Wymiana – każdy z dwóch atomów dostarcza po jednym elektronie, tworząc wspólną parę elektronów.

Na przykład tworzenie cząsteczek wodoru i chlorowodoru:

2) Donor-akceptor - jeden atom (donor) zapewnia parę elektronów, a drugi (akceptor) zapewnia wolny orbital.

Na przykład reakcja amoniaku z jonem wodorowym z utworzeniem kationu amonowego

Zgodnie z metodą nakładania się chmur elektronów wiązania dzielą się na wiązanie σ i wiązanie π:

1) wiązanie σ powstaje w wyniku nakładania się chmur elektronów na linię prostą łączącą środki oddziałujących atomów. Może znajdować się pomiędzy dwiema chmurami s, dwiema chmurami p, chmurami s i p lub pomiędzy chmurami s i d.

2) wiązanie π powstaje w wyniku nakładania się chmur elektronów powyżej i poniżej linii łączącej środki oddziałujących atomów. Powstaje głównie w wyniku nakładania się orbitali p.

Wiązanie σ jest silniejsze niż wiązanie π.

Energia wiązania to energia potrzebna do rozerwania wiązania chemicznego. Energie rozerwania i tworzenia wiązania są równe pod względem wielkości, ale mają przeciwny znak. Im wyższa energia wiązania chemicznego, tym stabilniejsza jest cząsteczka. Zazwyczaj energię wiązania mierzy się w kJ/mol.

W przypadku związków wieloatomowych z wiązaniami tego samego typu za energię wiązania przyjmuje się jej średnią wartość, obliczoną poprzez podzielenie energii tworzenia związku z atomów przez liczbę wiązań. Zatem 432,1 kJ/∙mol wydaje się na rozerwanie wiązania H–H, a 1648 kJ/∙mol na rozerwanie czterech wiązań w cząsteczce metanu CH 4 i w tym przypadku E C–H = 1648: 4 = 412 kJ /mol.

Długość wiązania to odległość między jądrami oddziałujących atomów w cząsteczce. Mierzy się go w nm lub A (angstrem = 10 -8 cm). Zależy to od wielkości powłok elektronowych i stopnia ich nakładania się.

Polaryzacja wiązania to rozkład ładunku elektrycznego pomiędzy atomami tworzącymi wiązanie chemiczne. Aby określić polarność wiązania, konieczne jest porównanie elektroujemności atomów biorących udział w tworzeniu wiązania. Jeśli elektroujemność jest taka sama, to wiązanie będzie niepolarne, a w przypadku różnej elektroujemności wiązanie będzie polarne. Ekstremalny przypadek wiązania polarnego, w którym wspólna para elektronów jest prawie całkowicie przesunięta do elementu bardziej elektroujemnego, powoduje powstanie wiązania jonowego.



Na przykład: Н–Н – niepolarny, Н–Сl – polarny i Na + –Сl - – jonowy.

Przemieszczenie pary elektronów do atomu bardziej elektroujemnego powoduje utworzenie dipola. Dipol to układ dwóch jednakowych, ale przeciwnych ładunków umieszczonych po przeciwnych stronach wiązania.

Polaryzacja cząsteczki jest sumą wektorów momentów dipolowych wszystkich wiązań cząsteczki. Konieczne jest rozróżnienie polaryzacji poszczególnych wiązań od polaryzacji cząsteczki jako całości.

Na przykład liniowa cząsteczka CO2 (O=C=O) jest niepolarna, ponieważ momenty dipolowe polarnych wiązań C=O znoszą się wzajemnie. Polaryzacja cząsteczki wody powoduje, że jest ona nieliniowa, to znaczy momenty dipolowe dwóch wiązań OH nie znoszą się wzajemnie, ponieważ są one umieszczone pod kątem różnym od 180°.

Struktura przestrzenna cząsteczek - kształt i położenie w przestrzeni chmur elektronowych.

W związkach zawierających więcej niż dwa atomy ważną cechą jest kąt wiązania utworzony przez wiązania chemiczne w cząsteczce i odzwierciedlający jej geometrię.

Rząd wiązań to liczba wiązań chemicznych pomiędzy dwoma atomami. Im wyższy rząd wiązań, tym ściślej atomy są ze sobą połączone i tym krótsze jest samo wiązanie. Kolejność połączeń wyższa niż trzy nie występuje. Na przykład kolejność wiązań w cząsteczkach H2, O2 i N2 wynosi odpowiednio 1, 2 i 3, ponieważ w tych przypadkach wiązanie powstaje w wyniku nakładania się jednej, dwóch i trzech par chmur elektronów.

4. RODZAJE WIĄZAŃ CHEMICZNYCH

4.1.Wiązanie kowalencyjne jest wiązaniem między dwoma atomami w wyniku utworzenia wspólnej pary elektronów.

Liczba wiązań chemicznych zależy od wartościowości pierwiastków. Wartościowość pierwiastka jest równa liczbie orbitali biorących udział w tworzeniu wiązań chemicznych.

Kowalencyjne wiązanie niepolarne to wiązanie powstałe poprzez utworzenie par elektronów pomiędzy atomami o praktycznie jednakowej elektroujemności. Na przykład H2, O2, N2, Cl2 itp.

Kowalencyjne wiązanie polarne to wiązanie powstałe w wyniku utworzenia par elektronów pomiędzy atomami o różnej elektroujemności. Na przykład HCl, H 2 S, PH 3 itp.

Wiązanie kowalencyjne ma następujące właściwości:

1) Nasycenie– zdolność atomu do tworzenia tylu wiązań kowalencyjnych, ile ma orbitali walencyjnych.

2) Kierunki– nakładanie się chmur elektronów następuje w kierunku zapewniającym maksymalną gęstość nakładania się.

4.2.Wiązanie jonowe to wiązanie pomiędzy przeciwnie naładowanymi jonami. Można to uznać za skrajny przypadek wiązania kowalencyjnego. Z reguły ona
powstaje pomiędzy metalem i niemetalem.

Wiązanie takie występuje, gdy występuje duża różnica w elektroujemności oddziałujących atomów. Wiązanie jonowe nie ma kierunkowości ani nasycenia.

Stopień utlenienia to warunkowy ładunek atomu w związku, oparty na założeniu, że następuje całkowita jonizacja wiązań.

.

Wiesz, że atomy mogą łączyć się ze sobą, tworząc zarówno proste, jak i złożone substancje. W tym przypadku powstają różne rodzaje wiązań chemicznych: jonowe, kowalencyjne (niepolarne i polarne), metaliczne i wodór. Jedna z najważniejszych właściwości atomów pierwiastków, która decyduje o tym, jaki rodzaj wiązania między nimi powstaje – jonowe czy kowalencyjne – Jest to elektroujemność, tj. zdolność atomów związku do przyciągania elektronów.

Warunkową ilościową ocenę elektroujemności podaje się za pomocą względnej skali elektroujemności.

W okresach występuje ogólna tendencja do zwiększania elektroujemności pierwiastków, a w grupach - do ich zmniejszania. Pierwiastki ułożone są w rzędzie według ich elektroujemności, na podstawie której można porównać elektroujemność pierwiastków znajdujących się w różnych okresach.

Rodzaj wiązania chemicznego zależy od tego, jak duża jest różnica wartości elektroujemności łączących się atomów pierwiastków. Im bardziej atomy pierwiastków tworzących wiązanie różnią się elektroujemnością, tym bardziej polarne jest wiązanie chemiczne. Nie da się wytyczyć ostrej granicy pomiędzy rodzajami wiązań chemicznych. W większości związków rodzaj wiązania chemicznego jest pośredni; na przykład wysoce polarne kowalencyjne wiązanie chemiczne jest zbliżone do wiązania jonowego. W zależności od tego, który z granicznych przypadków ma bliższy charakter wiązanie chemiczne, klasyfikuje się je jako jonowe lub kowalencyjne wiązanie polarne.

Wiązanie jonowe.

Wiązanie jonowe powstaje w wyniku oddziaływania atomów, które znacznie różnią się od siebie elektroujemnością. Na przykład typowe metale: lit (Li), sód (Na), potas (K), wapń (Ca), stront (Sr), bar (Ba) tworzą wiązania jonowe z typowymi niemetalami, głównie halogenami.

Oprócz halogenków metali alkalicznych wiązania jonowe tworzą się również w związkach takich jak zasady i sole. Na przykład w wodorotlenku sodu (NaOH) i siarczanie sodu (Na 2 SO 4) wiązania jonowe istnieją tylko między atomami sodu i tlenu (pozostałe wiązania są kowalencyjne polarne).

Kowalencyjne wiązanie niepolarne.

Kiedy atomy o tej samej elektroujemności oddziałują, powstają cząsteczki z kowalencyjnym wiązaniem niepolarnym. Takie wiązanie istnieje w cząsteczkach następujących prostych substancji: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Wiązania chemiczne w tych gazach powstają poprzez wspólne pary elektronów, tj. gdy odpowiednie chmury elektronów nakładają się na siebie w wyniku oddziaływania elektron-jądro, które zachodzi, gdy atomy zbliżają się do siebie.

Komponując elektroniczne formuły substancji należy pamiętać, że każda wspólna para elektronów jest konwencjonalnym obrazem zwiększonej gęstości elektronowej wynikającej z nakładania się odpowiednich chmur elektronów.

Kowalencyjne wiązanie polarne.

Kiedy atomy oddziałują, których wartości elektroujemności różnią się, ale nie gwałtownie, wspólna para elektronów przesuwa się do atomu bardziej elektroujemnego. Jest to najczęstszy rodzaj wiązania chemicznego, występujący zarówno w związkach nieorganicznych, jak i organicznych.

Wiązania kowalencyjne obejmują także w pełni te wiązania, które powstają w wyniku mechanizmu donor-akceptor, na przykład w jonach hydroniowych i amonowych.

Połączenie metalowe.


Wiązanie powstające w wyniku oddziaływania stosunkowo wolnych elektronów z jonami metali nazywa się wiązaniem metalicznym. Ten typ wiązania jest charakterystyczny dla prostych substancji - metali.

Istota procesu tworzenia wiązań metalicznych jest następująca: atomy metali łatwo oddają elektrony walencyjne i zamieniają się w dodatnio naładowane jony. Stosunkowo wolne elektrony oderwane od atomu przemieszczają się pomiędzy dodatnimi jonami metali. Powstaje między nimi wiązanie metaliczne, tj. Elektrony niejako cementują jony dodatnie sieci krystalicznej metali.

Wiązanie wodorowe.


Wiązanie powstające pomiędzy atomami wodoru jednej cząsteczki a atomem pierwiastka silnie elektroujemnego(O, N, F) inna cząsteczka nazywana jest wiązaniem wodorowym.

Może pojawić się pytanie: dlaczego wodór tworzy tak specyficzne wiązanie chemiczne?

Wyjaśnia to fakt, że promień atomowy wodoru jest bardzo mały. Ponadto, wypierając lub całkowicie oddając swój jedyny elektron, wodór uzyskuje stosunkowo wysoki ładunek dodatni, dzięki czemu wodór jednej cząsteczki oddziałuje z atomami pierwiastków elektroujemnych, które mają częściowy ładunek ujemny, który wchodzi w skład innych cząsteczek (HF , H2O, NH3).

Spójrzmy na kilka przykładów. Zwykle przedstawiamy skład wody wzorem chemicznym H 2 O. Nie jest to jednak całkowicie dokładne. Bardziej poprawne byłoby określenie składu wody wzorem (H 2 O)n, gdzie n = 2,3,4 itd. Wyjaśnia to fakt, że poszczególne cząsteczki wody są połączone ze sobą wiązaniami wodorowymi .

Wiązania wodorowe są zwykle oznaczone kropkami. Jest znacznie słabszy niż wiązania jonowe czy kowalencyjne, ale silniejszy niż zwykłe oddziaływania międzycząsteczkowe.

Obecność wiązań wodorowych wyjaśnia wzrost objętości wody wraz ze spadkiem temperatury. Dzieje się tak dlatego, że wraz ze spadkiem temperatury cząsteczki stają się mocniejsze, a co za tym idzie, maleje gęstość ich „upakowania”.

Studiując chemię organiczną, pojawiło się następujące pytanie: dlaczego temperatury wrzenia alkoholi są znacznie wyższe niż odpowiednich węglowodorów? Wyjaśnia to fakt, że wiązania wodorowe tworzą się również między cząsteczkami alkoholu.

Wzrost temperatury wrzenia alkoholi następuje również w wyniku powiększenia ich cząsteczek.

Wiązanie wodorowe jest również charakterystyczne dla wielu innych związków organicznych (fenoli, kwasów karboksylowych itp.). Z zajęć z chemii organicznej i biologii ogólnej wiadomo, że obecność wiązania wodorowego wyjaśnia strukturę drugorzędową białek, budowę podwójnej helisy DNA, czyli zjawisko komplementarności.

Wiązanie chemiczne

Wszelkie oddziaływania prowadzące do połączenia cząstek chemicznych (atomów, cząsteczek, jonów itp.) w substancje dzielą się na wiązania chemiczne i wiązania międzycząsteczkowe (oddziaływania międzycząsteczkowe).

Wiązania chemiczne- wiązania bezpośrednio pomiędzy atomami. Istnieją wiązania jonowe, kowalencyjne i metaliczne.

Wiązania międzycząsteczkowe- połączenia między cząsteczkami. Są to wiązania wodorowe, wiązania jonowo-dipolowe (w wyniku powstania tego wiązania następuje na przykład utworzenie powłoki hydratacyjnej jonów), dipol-dipol (w wyniku powstania tego wiązania cząsteczki substancji polarnych są łączone na przykład w ciekłym acetonie) itp.

Wiązanie jonowe- wiązanie chemiczne powstałe w wyniku przyciągania elektrostatycznego przeciwnie naładowanych jonów. W związkach binarnych (związkach dwóch pierwiastków) powstaje, gdy rozmiary połączonych atomów bardzo się od siebie różnią: niektóre atomy są duże, inne małe - to znaczy, że niektóre atomy łatwo oddają elektrony, a inne mają tendencję do zaakceptować je (zwykle są to atomy pierwiastków tworzących typowe metale i atomy pierwiastków tworzących typowe niemetale); elektroujemność takich atomów jest również bardzo różna.
Wiązanie jonowe jest bezkierunkowe i nienasycalne.

Wiązanie kowalencyjne- wiązanie chemiczne powstające w wyniku utworzenia wspólnej pary elektronów. Wiązanie kowalencyjne powstaje pomiędzy małymi atomami o tym samym lub podobnym promieniu. Warunkiem koniecznym jest obecność niesparowanych elektronów w obu związanych atomach (mechanizm wymiany) lub samotnej pary w jednym atomie i wolnego orbitalu w drugim (mechanizm donor-akceptor):

A) H· + ·H H:H H-H H 2 (jedna wspólna para elektronów; H jest jednowartościowy);
B) NN N 2 (trzy wspólne pary elektronów; N jest trójwartościowy);
V) H-F HF (jedna wspólna para elektronów; H i F są jednowartościowe);
G) NH4+ (cztery wspólne pary elektronów; N jest czterowartościowy)
    W zależności od liczby wspólnych par elektronów dzielimy wiązania kowalencyjne
  • prosty (pojedynczy)- jedna para elektronów,
  • podwójnie- dwie pary elektronów,
  • potrójne- trzy pary elektronów.

Wiązania podwójne i potrójne nazywane są wiązaniami wielokrotnymi.

Zgodnie z rozkładem gęstości elektronów pomiędzy związanymi atomami, wiązanie kowalencyjne dzieli się na niepolarny I polarny. Wiązanie niepolarne powstaje pomiędzy identycznymi atomami, a polarne - pomiędzy różnymi.

Elektroujemność- miara zdolności atomu substancji do przyciągania wspólnych par elektronów.
Pary elektronów wiązań polarnych są przesunięte w stronę elementów bardziej elektroujemnych. Samo przemieszczenie par elektronów nazywa się polaryzacją wiązania. Ładunki częściowe (nadmiarowe) powstałe podczas polaryzacji oznacza się + i -, na przykład: .

W oparciu o charakter nakładania się chmur elektronów („orbitali”) wiązanie kowalencyjne dzieli się na wiązanie - i -wiązanie.
-Wiązanie powstaje w wyniku bezpośredniego nakładania się chmur elektronów (wzdłuż linii prostej łączącej jądra atomowe), -wiązanie powstaje w wyniku bocznego nakładania się (po obu stronach płaszczyzny, w której leżą jądra atomowe).

Wiązanie kowalencyjne jest kierunkowe i nasycające się, a także polaryzowalne.
Model hybrydyzacji służy do wyjaśniania i przewidywania wzajemnego kierunku wiązań kowalencyjnych.

Hybrydyzacja orbitali atomowych i chmur elektronowych- rzekome wyrównanie orbitali atomowych w energii i kształt chmur elektronowych, gdy atom tworzy wiązania kowalencyjne.
Trzy najczęstsze typy hybrydyzacji to: sp-, sp 2 i sp 3 -hybrydyzacja. Na przykład:
sp-hybrydyzacja - w cząsteczkach C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (struktura liniowa);
sp 2-hybrydyzacja - w cząsteczkach C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (płaski trójkątny kształt);
sp 3-hybrydyzacja - w cząsteczkach CCl 4, SiH 4, CH 4 (postać czworościenna); NH3 (kształt piramidy); H 2 O (kształt kątowy).

Połączenie metalowe- wiązanie chemiczne utworzone przez współdzielenie elektronów walencyjnych wszystkich związanych atomów kryształu metalu. W efekcie powstaje pojedyncza chmura elektronowa kryształu, która łatwo przemieszcza się pod wpływem napięcia elektrycznego – stąd wysoka przewodność elektryczna metali.
Wiązanie metaliczne powstaje, gdy łączone atomy są duże i dlatego mają tendencję do oddawania elektronów. Proste substancje z wiązaniem metalicznym to metale (Na, Ba, Al, Cu, Au itp.), Substancje złożone to związki międzymetaliczne (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 itp.).
Wiązanie metaliczne nie ma kierunkowości ani nasycenia. Konserwuje się go także w stopionych metalach.

Wiązanie wodorowe- wiązanie międzycząsteczkowe powstałe w wyniku częściowego przyjęcia pary elektronów z atomu silnie elektroujemnego przez atom wodoru o dużym dodatnim ładunku cząstkowym. Powstaje w przypadkach, gdy jedna cząsteczka zawiera atom z wolną parą elektronów i dużą elektroujemnością (F, O, N), a druga zawiera atom wodoru związany silnie polarnym wiązaniem z jednym z takich atomów. Przykłady międzycząsteczkowych wiązań wodorowych:

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

Wewnątrzcząsteczkowe wiązania wodorowe występują w cząsteczkach polipeptydów, kwasów nukleinowych, białek itp.

Miarą siły każdego wiązania jest energia wiązania.
Energia komunikacji- energia potrzebna do rozerwania danego wiązania chemicznego w 1 molu substancji. Jednostką miary jest 1 kJ/mol.

Energie wiązań jonowych i kowalencyjnych są tego samego rzędu, energia wiązań wodorowych jest o rząd wielkości niższa.

Energia wiązania kowalencyjnego zależy od wielkości połączonych atomów (długości wiązania) i od krotności wiązania. Im mniejsze atomy i większa krotność wiązań, tym większa jest jego energia.

Energia wiązania jonowego zależy od wielkości jonów i ich ładunków. Im mniejsze jony i im większy ładunek, tym większa energia wiązania.

Struktura materii

Według rodzaju struktury wszystkie substancje są podzielone na molekularny I niemolekularny. Wśród substancji organicznych przeważają substancje molekularne, wśród substancji nieorganicznych przeważają substancje niemolekularne.

Ze względu na rodzaj wiązania chemicznego substancje dzielą się na substancje z wiązaniami kowalencyjnymi, substancje z wiązaniami jonowymi (substancje jonowe) i substancje z wiązaniami metalicznymi (metale).

Substancje z wiązaniami kowalencyjnymi mogą być molekularne lub niemolekularne. Ma to istotny wpływ na ich właściwości fizyczne.

Substancje molekularne składają się z cząsteczek połączonych ze sobą słabymi wiązaniami międzycząsteczkowymi, są to między innymi: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 i inne proste substancje; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, polimery organiczne i wiele innych substancji. Substancje te nie mają dużej wytrzymałości, mają niską temperaturę topnienia i wrzenia, nie przewodzą prądu, a niektóre z nich są rozpuszczalne w wodzie lub innych rozpuszczalnikach.

Substancje niemolekularne z wiązaniami kowalencyjnymi lub substancje atomowe (diament, grafit, Si, SiO 2, SiC i inne) tworzą bardzo mocne kryształy (z wyjątkiem grafitu warstwowego), są nierozpuszczalne w wodzie i innych rozpuszczalnikach, mają wysoką temperaturę topnienia i temperatury wrzenia, większość z nich nie przewodzi prądu elektrycznego (z wyjątkiem grafitu, który przewodzi prąd elektryczny i półprzewodników - krzemu, germanu itp.)

Wszystkie substancje jonowe są z natury niemolekularne. Są to stałe, ogniotrwałe substancje, roztwory i stopy, które przewodzą prąd elektryczny. Wiele z nich jest rozpuszczalnych w wodzie. Należy zauważyć, że w substancjach jonowych, których kryształy składają się z jonów złożonych, występują również wiązania kowalencyjne, na przykład: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-) itp. Atomy tworzące jony złożone są połączone wiązaniami kowalencyjnymi.

Metale (substancje z wiązaniami metalicznymi) bardzo zróżnicowane pod względem właściwości fizycznych. Wśród nich znajdują się metale ciekłe (Hg), bardzo miękkie (Na, K) i bardzo twarde (W, Nb).

Charakterystycznymi właściwościami fizycznymi metali są: wysoka przewodność elektryczna (w przeciwieństwie do półprzewodników maleje ona wraz ze wzrostem temperatury), duża pojemność cieplna i plastyczność (w przypadku czystych metali).

W stanie stałym prawie wszystkie substancje składają się z kryształów. Ze względu na rodzaj struktury i rodzaj wiązania chemicznego dzielimy kryształy („sieci krystaliczne”) atomowy(kryształy substancji niemolekularnych z wiązaniami kowalencyjnymi), joński(kryształy substancji jonowych), molekularny(kryształy substancji molekularnych z wiązaniami kowalencyjnymi) i metal(kryształy substancji z wiązaniem metalicznym).

Zadania i sprawdziany na temat „Temat 10. „Wiązania chemiczne. Struktura materii.”

  • Rodzaje wiązań chemicznych - Struktura materii stopień 8-9

    Lekcje: 2 Zadania: 9 Testy: 1

  • Zadania: 9 Testów: 1

Po przestudiowaniu tego tematu powinieneś zrozumieć następujące pojęcia: wiązanie chemiczne, wiązanie międzycząsteczkowe, wiązanie jonowe, wiązanie kowalencyjne, wiązanie metaliczne, wiązanie wodorowe, wiązanie proste, wiązanie podwójne, wiązanie potrójne, wiązanie wielokrotne, wiązanie niepolarne, wiązanie polarne , elektroujemność, polaryzacja wiązania, wiązanie - i -, hybrydyzacja orbitali atomowych, energia wiązania.

Należy znać klasyfikację substancji ze względu na rodzaj budowy, rodzaj wiązania chemicznego, zależność właściwości substancji prostych i złożonych od rodzaju wiązania chemicznego i rodzaju „sieci krystalicznej”.

Należy umieć: określić rodzaj wiązania chemicznego w substancji, rodzaj hybrydyzacji, sporządzić diagramy tworzenia wiązań, posługiwać się pojęciem elektroujemności, liczbą elektroujemności; wiedzieć, jak zmienia się elektroujemność pierwiastków chemicznych tego samego okresu i jednej grupy, aby określić polarność wiązania kowalencyjnego.

Po upewnieniu się, że nauczyłeś się wszystkiego, czego potrzebujesz, przystąp do wykonywania zadań. Życzymy sukcesu.


Rekomendowane lektury:
  • O. S. Gabrielyan, G. G. Lysova. Chemia, klasa 11. M., Drop, 2002.
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Chemia, klasa 11. M., Edukacja, 2001.

Wszystkie obecnie znane pierwiastki chemiczne znajdujące się w układzie okresowym dzielą się na dwie duże grupy: metale i niemetale. Aby stały się nie tylko pierwiastkami, ale związkami, substancjami chemicznymi i mogły ze sobą oddziaływać, muszą istnieć w postaci substancji prostych i złożonych.

Dlatego niektóre elektrony próbują przyjąć, a inne oddać. Uzupełniając się w ten sposób, pierwiastki tworzą różne cząsteczki chemiczne. Ale co ich trzyma razem? Dlaczego istnieją substancje o takiej mocy, że nawet najpoważniejszego instrumentu nie da się zniszczyć? Inne wręcz przeciwnie, ulegają zniszczeniu przy najmniejszym uderzeniu. Wszystko to tłumaczy się tworzeniem różnego rodzaju wiązań chemicznych między atomami w cząsteczkach, tworzeniem sieci krystalicznej o określonej strukturze.

Rodzaje wiązań chemicznych w związkach

W sumie istnieją 4 główne typy wiązań chemicznych.

  1. Kowalencyjne niepolarne. Powstaje pomiędzy dwoma identycznymi niemetalami w wyniku podziału elektronów, tworzenia wspólnych par elektronów. W jego tworzeniu biorą udział niesparowane cząstki walencyjne. Przykłady: halogeny, tlen, wodór, azot, siarka, fosfor.
  2. Kowalencyjny polarny. Powstaje pomiędzy dwoma różnymi niemetalami lub pomiędzy metalem o bardzo słabych właściwościach a niemetalem o słabej elektroujemności. Opiera się również na wspólnych parach elektronów i przyciąganiu ich do siebie przez atom, którego powinowactwo elektronowe jest wyższe. Przykłady: NH3, SiC, P2O5 i inne.
  3. Wiązanie wodorowe. Najbardziej niestabilny i najsłabszy, powstaje pomiędzy wysoce elektroujemnym atomem jednej cząsteczki i dodatnim atomem drugiej. Najczęściej dzieje się tak, gdy substancje rozpuszczają się w wodzie (alkohol, amoniak itp.). Dzięki temu połączeniu mogą istnieć makrocząsteczki białek, kwasów nukleinowych, węglowodanów złożonych i tak dalej.
  4. Wiązanie jonowe. Powstaje w wyniku sił przyciągania elektrostatycznego różnie naładowanych jonów metali i niemetali. Im silniejsza różnica tego wskaźnika, tym wyraźniej wyraża się jonowy charakter interakcji. Przykłady związków: sole binarne, związki złożone - zasady, sole.
  5. Wiązanie metaliczne, którego mechanizm powstawania i jego właściwości zostaną omówione dalej. Powstaje w metalach i ich stopach różnego rodzaju.

Istnieje coś takiego jak jedność wiązania chemicznego. Mówi po prostu, że nie można uznać każdego wiązania chemicznego za standard. Wszystkie są po prostu konwencjonalnie wyznaczonymi jednostkami. W końcu wszystkie interakcje opierają się na jednej zasadzie - oddziaływaniu elektronowo-statycznym. Dlatego wiązania jonowe, metaliczne, kowalencyjne i wodorowe mają tę samą naturę chemiczną i stanowią jedynie przypadki graniczne.

Metale i ich właściwości fizyczne

Metale występują w zdecydowanej większości wszystkich pierwiastków chemicznych. Dzieje się tak za sprawą ich specjalnych właściwości. Znaczna ich część została uzyskana przez człowieka w wyniku reakcji jądrowych w warunkach laboratoryjnych, są one radioaktywne i mają krótki okres półtrwania.

Jednak większość to pierwiastki naturalne, które tworzą całe skały i rudy i są częścią najważniejszych związków. To od nich ludzie nauczyli się odlewać stopy i wytwarzać wiele pięknych i ważnych produktów. Są to miedź, żelazo, aluminium, srebro, złoto, chrom, mangan, nikiel, cynk, ołów i wiele innych.

Dla wszystkich metali można zidentyfikować wspólne właściwości fizyczne, które można wytłumaczyć utworzeniem wiązania metalicznego. Jakie są te właściwości?

  1. Plastyczność i plastyczność. Wiadomo, że wiele metali można walcować nawet do stanu folii (złoto, aluminium). Inni produkują drut, elastyczne blachy i produkty, które mogą odkształcić się pod wpływem fizycznego uderzenia, ale natychmiast przywracają swój kształt po jego ustaniu. To właśnie te cechy metali nazywane są ciągliwością i ciągliwością. Powodem tej funkcji jest metalowy rodzaj połączenia. Jony i elektrony w krysztale ślizgają się względem siebie bez rozrywania, co pozwala zachować integralność całej struktury.
  2. Metaliczny połysk. Wyjaśnia także wiązanie metaliczne, mechanizm powstawania, jego charakterystykę i cechy. Zatem nie wszystkie cząstki są w stanie absorbować lub odbijać fale świetlne o tej samej długości fali. Atomy większości metali odbijają promienie krótkofalowe i uzyskują prawie ten sam kolor srebrny, biały i bladoniebieskawy odcień. Wyjątkiem są miedź i złoto, ich kolory są odpowiednio czerwono-czerwone i żółte. Są w stanie odbijać promieniowanie o większej długości fali.
  3. Przewodność cieplna i elektryczna. Właściwości te można również wytłumaczyć strukturą sieci krystalicznej i faktem, że w jej tworzeniu realizowany jest wiązanie metaliczne. Dzięki „gazowi elektronowemu” poruszającemu się wewnątrz kryształu, prąd elektryczny i ciepło są natychmiast i równomiernie rozprowadzane pomiędzy wszystkimi atomami i jonami i są przewodzone przez metal.
  4. Stały stan skupienia w normalnych warunkach. Jedynym wyjątkiem jest tutaj rtęć. Wszystkie inne metale są z konieczności mocnymi, stałymi związkami, a także ich stopami. Jest to również wynikiem obecności wiązań metalicznych w metalach. Mechanizm powstawania tego typu wiązania cząstek w pełni potwierdza te właściwości.

Są to główne cechy fizyczne metali, które są dokładnie wyjaśniane i określane przez schemat tworzenia wiązania metalicznego. Ta metoda łączenia atomów jest istotna szczególnie w przypadku elementów metalowych i ich stopów. To znaczy dla nich w stanie stałym i ciekłym.

Wiązanie chemiczne typu metalu

Jaka jest jego osobliwość? Rzecz w tym, że takie wiązanie powstaje nie w wyniku różnie naładowanych jonów i ich przyciągania elektrostatycznego, ale nie w wyniku różnicy elektroujemności i obecności wolnych par elektronów. Oznacza to, że wiązania jonowe, metaliczne i kowalencyjne mają nieco inny charakter i charakterystyczne cechy łączonych cząstek.

Wszystkie metale mają następujące cechy:

  • niewielka liczba elektronów na (z wyjątkiem pewnych wyjątków, które mogą mieć 6,7 i 8);
  • duży promień atomowy;
  • niska energia jonizacji.

Wszystko to przyczynia się do łatwego oddzielenia zewnętrznych niesparowanych elektronów od jądra. Jednocześnie atom ma wiele wolnych orbitali. Schemat powstawania wiązania metalicznego dokładnie pokaże nakładanie się na siebie licznych komórek orbitalnych różnych atomów, które w efekcie tworzą wspólną przestrzeń wewnątrzkrystaliczną. Z każdego atomu wprowadzane są do niego elektrony, które zaczynają swobodnie wędrować po różnych częściach sieci. Okresowo każdy z nich przyłącza się do jonu w odpowiednim miejscu w krysztale i przekształca go w atom, a następnie ponownie odłącza się, tworząc jon.

Zatem wiązanie metaliczne to wiązanie między atomami, jonami i wolnymi elektronami we wspólnym krysztale metalu. Chmura elektronów poruszająca się swobodnie w strukturze nazywana jest „gazem elektronowym”. To właśnie wyjaśnia większość metali i ich stopów.

Jak dokładnie realizuje się wiązanie chemiczne metalu? Można podawać różne przykłady. Spróbujmy spojrzeć na to na kawałku litu. Nawet jeśli weźmie się to pod uwagę wielkości grochu, będzie tam tysiące atomów. Wyobraźmy sobie więc, że każdy z tych tysięcy atomów oddaje swój pojedynczy elektron walencyjny do wspólnej przestrzeni krystalicznej. Jednocześnie znając budowę elektronową danego pierwiastka można zobaczyć liczbę pustych orbitali. Lit będzie miał ich 3 (orbitale p drugiego poziomu energetycznego). Trzy na każdy atom z dziesiątek tysięcy - jest to wspólna przestrzeń wewnątrz kryształu, w której swobodnie porusza się „gaz elektronowy”.

Substancja posiadająca wiązanie metaliczne jest zawsze mocna. Przecież gaz elektronowy nie pozwala na zapadnięcie się kryształu, a jedynie przemieszcza warstwy i natychmiast je przywraca. Świeci, ma określoną gęstość (zwykle wysoką), topliwość, plastyczność i plastyczność.

Gdzie jeszcze sprzedawane są kleje do metali? Przykłady substancji:

  • metale w postaci prostych struktur;
  • wszystkie stopy metali ze sobą;
  • wszystkie metale i ich stopy w stanie ciekłym i stałym.

Istnieje po prostu niesamowita liczba konkretnych przykładów, ponieważ w układzie okresowym znajduje się ponad 80 metali!

Wiązanie metaliczne: mechanizm powstawania

Jeśli rozważymy to ogólnie, przedstawiliśmy już główne punkty powyżej. Głównymi warunkami powstawania tego typu wiązania jest obecność wolnych elektronów oraz elektronów, które łatwo odrywają się od jądra na skutek niskiej energii jonizacji. Okazuje się zatem, że realizuje się to pomiędzy następującymi cząstkami:

  • atomy w miejscach sieci krystalicznej;
  • wolne elektrony, które są elektronami walencyjnymi w metalu;
  • jony w miejscach sieci krystalicznej.

Rezultatem jest wiązanie metaliczne. Mechanizm powstawania ogólnie wyraża się następującą notacją: Me 0 - e - ↔ Men n+. Z diagramu jasno wynika, jakie cząstki znajdują się w krysztale metalu.

Same kryształy mogą mieć różne kształty. Zależy to od konkretnej substancji, z jaką mamy do czynienia.

Rodzaje kryształów metali

Ta struktura metalu lub jego stopu charakteryzuje się bardzo gęstym upakowaniem cząstek. Zapewniają ją jony w węzłach kryształu. Same kraty mogą mieć w przestrzeni różne kształty geometryczne.

  1. Siatka sześcienna skupiona wokół ciała - metale alkaliczne.
  2. Sześciokątna zwarta konstrukcja - wszystkie metale ziem alkalicznych z wyjątkiem baru.
  3. Kubeł czołowo-centryczny - aluminium, miedź, cynk, wiele metali przejściowych.
  4. Rtęć ma budowę romboedryczną.
  5. Tetragonalny - ind.

Im niżej i niżej znajduje się w układzie okresowym, tym bardziej złożone jest jego upakowanie i organizacja przestrzenna kryształu. W tym przypadku metaliczne wiązanie chemiczne, którego przykłady można podać dla każdego istniejącego metalu, decyduje o budowie kryształu. Stopy mają bardzo zróżnicowaną organizację w przestrzeni kosmicznej, a niektóre z nich nie zostały jeszcze w pełni zbadane.

Charakterystyka komunikacji: bezkierunkowa

Wiązania kowalencyjne i metaliczne mają jedną bardzo wyraźną charakterystyczną cechę. W przeciwieństwie do pierwszego, wiązanie metaliczne nie jest kierunkowe. Co to znaczy? Oznacza to, że chmura elektronów wewnątrz kryształu porusza się całkowicie swobodnie w swoich granicach w różnych kierunkach, każdy elektron jest w stanie przyłączyć się do absolutnie dowolnego jonu w węzłach struktury. Oznacza to, że interakcja odbywa się w różnych kierunkach. Dlatego mówią, że wiązanie metaliczne jest bezkierunkowe.

Mechanizm wiązania kowalencyjnego polega na tworzeniu się wspólnych par elektronów, czyli chmur nakładających się atomów. Co więcej, zachodzi ściśle wzdłuż pewnej linii łączącej ich środki. Dlatego mówią o kierunku takiego połączenia.

Nasycalność

Ta cecha odzwierciedla zdolność atomów do ograniczonej lub nieograniczonej interakcji z innymi. Zatem wiązania kowalencyjne i metaliczne są ponownie przeciwne zgodnie z tym wskaźnikiem.

Pierwszy jest nasycalny. Atomy biorące udział w jego powstaniu posiadają ściśle określoną liczbę zewnętrznych elektronów walencyjnych, które bezpośrednio biorą udział w tworzeniu związku. Nie będzie miał więcej elektronów niż ma. Dlatego liczba utworzonych wiązań jest ograniczona wartościowością. Stąd nasycenie połączenia. Ze względu na tę cechę większość związków ma stały skład chemiczny.

Przeciwnie, wiązania metaliczne i wodorowe są nienasycone. Dzieje się tak dzięki obecności w krysztale licznych wolnych elektronów i orbitali. Jony odgrywają również rolę w miejscach sieci krystalicznej, z których każdy może w dowolnym momencie stać się atomem i ponownie jonem.

Inną cechą wiązań metalicznych jest delokalizacja wewnętrznej chmury elektronów. Przejawia się to w zdolności niewielkiej liczby wspólnych elektronów do wiązania ze sobą wielu jąder atomowych metali. Oznacza to, że gęstość jest w pewnym sensie zdelokalizowana i równomiernie rozłożona pomiędzy wszystkimi częściami kryształu.

Przykłady tworzenia wiązań w metalach

Przyjrzyjmy się kilku konkretnym opcjom ilustrującym powstawanie wiązania metalicznego. Przykładowe substancje to:

  • cynk;
  • aluminium;
  • potas;
  • chrom.

Tworzenie wiązania metalicznego pomiędzy atomami cynku: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. Atom cynku ma cztery poziomy energii. W oparciu o strukturę elektronową ma 15 wolnych orbitali - 3 w orbitali p, 5 w 4 d i 7 w 4f. Struktura elektronowa jest następująca: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, łącznie 30 elektronów w atomie. Oznacza to, że dwie ujemne cząstki o swobodnej wartościowości mogą poruszać się w obrębie 15 przestronnych i niezajętych orbitali. I tak jest z każdym atomem. Rezultatem jest ogromna wspólna przestrzeń składająca się z pustych orbitali i niewielkiej liczby elektronów spajających całą strukturę.

Wiązanie metaliczne pomiędzy atomami glinu: AL 0 - e - ↔ AL 3+. Trzynaście elektronów atomu glinu znajduje się na trzech poziomach energii, których wyraźnie jest pod dostatkiem. Struktura elektronowa: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Darmowe orbitale - 7 sztuk. Oczywiście chmura elektronów będzie niewielka w porównaniu z całkowitą wewnętrzną wolną przestrzenią w krysztale.

Spoiwo chromowo-metalowe. Element ten jest wyjątkowy pod względem struktury elektronicznej. Rzeczywiście, aby ustabilizować układ, elektron spada z orbitalu 4s na 3d: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0 . W sumie są 24 elektrony, z czego sześć to elektrony walencyjne. To oni wchodzą do wspólnej przestrzeni elektronicznej, aby utworzyć wiązanie chemiczne. Wolnych orbitali jest 15, czyli wciąż znacznie więcej, niż potrzeba do wypełnienia. Dlatego chrom jest również typowym przykładem metalu z odpowiednim wiązaniem w cząsteczce.

Jednym z najbardziej aktywnych metali, który reaguje nawet ze zwykłą wodą z ogniem, jest potas. Co wyjaśnia te właściwości? Ponownie, pod wieloma względami - za pomocą metalowego połączenia. Pierwiastek ten ma tylko 19 elektronów, ale są one zlokalizowane na 4 poziomach energetycznych. Oznacza to, że na 30 orbitali różnych podpoziomów. Struktura elektronowa: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0 . Tylko dwa z bardzo niską energią jonizacji. Swobodnie odrywają się od siebie i trafiają do wspólnej elektronicznej przestrzeni. Na atom przypada 22 orbitale ruchu, czyli bardzo duża wolna przestrzeń dla „gazu elektronowego”.

Podobieństwa i różnice w stosunku do innych typów połączeń

Ogólnie rzecz biorąc, kwestia ta została już omówiona powyżej. Można jedynie uogólniać i wyciągać wnioski. Głównymi cechami kryształów metali, które odróżniają je od wszystkich innych rodzajów połączeń, są:

  • kilka rodzajów cząstek biorących udział w procesie wiązania (atomy, jony lub atom-jony, elektrony);
  • różne przestrzenne struktury geometryczne kryształów.

Wiązania metaliczne mają wspólne z wiązaniami wodorowymi i jonowymi nienasycenie i bezkierunkowość. Z kowalencyjnym polarem - silne przyciąganie elektrostatyczne pomiędzy cząsteczkami. Oddzielnie od jonowego - rodzaj cząstek w węzłach sieci krystalicznej (jony). Z kowalencyjnymi niepolarnymi - atomami w węzłach kryształu.

Rodzaje wiązań w metalach o różnym stanie skupienia

Jak zauważyliśmy powyżej, metaliczne wiązanie chemiczne, którego przykłady podano w artykule, powstaje w dwóch stanach skupienia metali i ich stopów: stałym i ciekłym.

Powstaje pytanie: jaki rodzaj wiązania występuje w parach metali? Odpowiedź: kowalencyjny polarny i niepolarny. Podobnie jak w przypadku wszystkich związków występujących w postaci gazu. Oznacza to, że gdy metal jest ogrzewany przez długi czas i przechodzi ze stanu stałego do ciekłego, wiązania nie pękają, a struktura krystaliczna zostaje zachowana. Jeśli jednak chodzi o przejście cieczy w stan pary, kryształ ulega zniszczeniu, a wiązanie metaliczne przekształca się w kowalencyjne.

Wiązanie chemiczne wymienić różne rodzaje oddziaływań warunkujących trwałe istnienie związków dwu- i wieloatomowych: cząsteczek, jonów, kryształów i innych substancji. Kiedy powstaje wiązanie chemiczne, następuje: spadek całkowitej energii układu dwu- i wieloatomowego w porównaniu do sumy energii izolowanych cząstek, z których składa się ten układ; redystrybucja gęstości elektronów w obszarze wiązania chemicznego w porównaniu do prostej superpozycji gęstości elektronów niezwiązanych atomów zbliżonych do odległości długości wiązania.

Energia wiązań chemicznych E Św. to ilość energii uwolnionej podczas tworzenia wiązania (kJ/mol).

Im wyższa energia wiązania, tym stabilniejsza jest cząsteczka i tym silniejsze jest wiązanie.

Ważną cechą komunikacji jest długość łącza 1 sv, równa odległości między jądrami atomów w związku. Zależy to od wielkości powłok elektronowych i stopnia ich nakładania się. Połączenie jest oznaczone myślnikiem, np.: H–J, O=O, H–C=C-H.

Reguła oktetu. W wyniku powstania wiązania chemicznego atomy mają tendencję do uzyskiwania tej samej konfiguracji elektronowej, co gazy szlachetne ns 2 nр 6, czyli ośmiu elektronów w powłoce zewnętrznej. Na przykład N 1s 2 2р 3 + 3 Н 1s 1 = NH 3.

3.1 Główne rodzaje wiązań chemicznych

3.1.1 Wiązanie kowalencyjne to wiązanie chemiczne utworzone przez współdzielenie pary elektronów między dwoma atomami. Zmniejsza to energię układu.

Cechą kowalencyjnego wiązania chemicznego jest jego ostrość i nasycenie.

Centrum wiązanie kowalencyjne tłumaczy się tym, że orbitale atomowe są zorientowane przestrzennie, a nakładanie się chmur elektronów następuje w określonych kierunkach. Wyraża się to ilościowo w postaci kątów wiązań pomiędzy kierunkami wiązania chemicznego w cząsteczce.

Nasycalność wiąże się z ograniczeniem liczby elektronów znajdujących się na powłokach zewnętrznych i określa stechiometrię molekularnych związków chemicznych, od których zależy skład formuły, stosunki masowe pierwiastków, obliczenia z wykorzystaniem wzorów i równań itp.

Polaryzacja wiązania kowalencyjnego. Wiązanie utworzone przez identyczne atomy nazywa się homeopolarnym lub niepolarnym, ponieważ wspólne elektrony są równomiernie rozmieszczone między atomami, na przykład w cząsteczkach H2, O2, N2, S8.

Jeśli jeden z atomów silniej przyciąga elektrony, wówczas para elektronów przesuwa się w jego stronę i powstałe wiązanie nazywa się kowalencyjnypolarny.

Im wyższa elektroujemność (EO) atomu, tym większe prawdopodobieństwo, że para elektronów przesunie się w stronę jądra danego atomu, dlatego różnica w EO (ΔEO) atomów charakteryzuje polarność wiązania. Atom, do którego przesuwa się gęstość elektronów, uzyskuje ładunek efektywny δ – , drugi atom ma ładunek efektywny δ + . W rezultacie powstaje dipol posiadający dwa ładunki o jednakowej wielkości δ+ i δ- oraz długość dipola 1 D. Miarą polaryzacji połączenia jest moment elektryczny dipola μ d = δ 1 D, C m, gdzie δ to ładunek efektywny, 1 D – długość dipola. Debye D jest używany jako jednostka niesystemowa do pomiaru μ , 1 D = 3,3 · 10 -30 C m.

Porządek komunikacji (wielość komunikacji) to liczba wspólnych par wspólnych między dwoma związanymi atomami. Im wyższy rząd wiązań, tym ściślej atomy są ze sobą połączone i tym krótsze jest samo wiązanie.

Na przykład kolejność wiązań w cząsteczkach H2, O2 i N2 wynosi odpowiednio 1, 2 i 3, ponieważ w tych przypadkach wiązanie powstaje w wyniku nakładania się jednej, dwóch i trzech par chmur elektronów.

AO o tej samej i różnej symetrii mogą brać udział w tworzeniu wiązania kowalencyjnego. Kiedy AO nakładają się na linię połączenia atomów, powstaje wiązanie . Schemat tworzenia wiązania  pokazano na rysunku 4.

s– s s–p p–p d–d

Rysunek 4 – schemat tworzenia wiązania 

Kiedy AO nakładają się po obu stronach linii połączenia atomowego, powstaje wiązanie . Schemat tworzenia wiązania  pokazano na rysunku 5.

Rysunek 5 – schemat powstawania -wiązania -wiązania