Види зв'язку між атомами речовини. Типи хімічних зв'язків: іонна, ковалентна, металева

МЕТОД ВАЛЕНТНИХ ЗВ'ЯЗКІВ

Ковалентний хімічний зв'язок є двоелектронним. Електрони, що беруть участь у освіті хімічного зв'язку, мають протилежні спини та утворюють загальну електронну пару.

Розрізняють обмінний та донорно-акцепторний механізми утворення хімічного зв'язку:

1) Обмінний - два атоми надають по одному електрону на освіту загальної електронної пари.

Наприклад, утворення молекул водню та хлороводню:

2) Донорно-акцепторний – один атом (донор) надає електронну пару, а другий (акцептор) – вільну орбіталь.

Наприклад, взаємодія аміаку з іоном водню з утворенням катіону амонію

За способом перекриття електронних хмар зв'язку ділять на σ-зв'язок і π-зв'язок:

1) σ-зв'язок утворюється за рахунок перекривання електронних хмар по прямій лінії, що з'єднує центри атомів, що взаємодіють. Вона може здійснюватися між двома s-хмарами, двома p-хмарами, s- та p-хмарами або між s- та d-хмарами.

2) π-зв'язок утворюється за рахунок перекриття електронних хмар вище і нижче лінії, що з'єднує центри атомів, що взаємодіють. Вона утворюється переважно при перекриванні р-орбіталей.

σ-зв'язок є міцнішим ніж π-зв'язок.

Енергія зв'язку – це енергія, необхідна розриву хімічної.Енергії розриву та освіті зв'язку рівні за величиною але протилежні за знаком. Чим більша енергія хімічного зв'язку, тим стійкіша молекула. Зазвичай енергію зв'язку вимірюють кДж/моль.

Для багатоатомних сполук з однотипними зв'язками за енергію зв'язку приймається середнє значення, розраховане розподілом енергії утворення сполуки з атомів на число зв'язків. Так, на розрив зв'язку H–H витрачається 432,1 кДж/∙моль, але в розрив чотирьох зв'язків у молекулі метану CH 4 – 1648 кДж/∙моль й у разі E C–H = 1648: 4 = 412 кДж/моль.

Довжина зв'язку – це відстані між ядрами атомів, що взаємодіють, в молекулі.Вимірюється нм або А (ангстрем=10 -8 см). Вона залежить від розмірів електронних оболонок та ступеня їх перекривання.

Полярність зв'язку – це розподіл електричного заряду між атомами, що утворили хімічний зв'язок.Для визначення полярності зв'язку треба порівняти електронегативність атомів, що брали участь в утворенні зв'язку. Якщо електронегативності однакові, то зв'язок буде неполярним, а у разі різних електронегативностей – полярним. Крайній випадок полярного зв'язку, коли загальна електронна пара практично повністю зміщена до більш негативного елемента, призводить до іонного зв'язку.

Наприклад: Н-Н - неполярна, Н-Сl - полярна і Nа + -Сl - - іонна.

Зміщенням електронної пари більш електронегативного атома призводить до утворення диполя. Диполь - система з двох рівних, але протилежних за знаком зарядів, що знаходяться по різних сторонах зв'язку.

Полярність молекули – це векторна сума дипольних моментів зв'язків молекули.Слід розрізняти полярності окремих зв'язків та полярність молекули загалом.

Наприклад, лінійна молекула CO 2 (О=С=О) неполярна, оскільки дипольні моменти полярних зв'язків З=О компенсують один одного. Полярність молекули води означає, що вона нелінійна, тобто дипольні моменти двох зв'язків О-Н не компенсують один одного, оскільки розташовані під кутом, що не дорівнює 180 °.

Просторова будова молекул – форма та розташування у просторі електронних хмар.

У сполуках, що містять більше двох атомів, важливою характеристикою є валентний кут, що утворюється хімічними зв'язками в молекулі та відображає її геометрію.

Порядок зв'язку – число хімічних зв'язків між двома атомами.Чим вищий порядок зв'язку, тим міцніше пов'язані між собою атоми і тим коротший сам зв'язок. Порядок зв'язку вище трьох не зустрічається. Наприклад, порядок зв'язку в молекулах H 2 , O 2 і N 2 дорівнює відповідно 1, 2 і 3, оскільки зв'язок у цих випадках утворюється за рахунок перекривання однієї, двох та трьох пар електронних хмар.

4. ТИПИ ХІМІЧНИХ ЗВ'ЯЗКІВ

4.1.Ковалентний зв'язок – це зв'язок між двома атомами з допомогою утворення загальної електронної пари.

Кількість хімічних зв'язків визначається валентністю елементів. Валентність елемента дорівнює числу орбіталей, що у освіті хімічних зв'язків.

Ковалентний неполярний зв'язок - цей зв'язок, що здійснюється за рахунок утворення електронних пар між атомами з практично рівною електронегативністю. Наприклад, Н 2 О 2 N 2 Cl 2 і т. д.

Ковалентна полярна зв'язок – цей зв'язок, здійснювана з допомогою утворення електронних пар між атомами з різною электроотрицательностью. Наприклад, НCl, H 2 S, PH 3 і т.д.

Ковалентний зв'язок має властивості:

1) Насичуваності- Здатністю атома утворювати стільки ковалентних зв'язків, скільки у нього є валентних орбіталей.

2) Спрямованості– перекриття електронних хмар відбувається у напрямку, що забезпечує максимальну щільність перекриття.

4.2. Іонний зв'язок – це зв'язок між протилежно зарядженими іонами. Її можна як крайній випадок ковалентного зв'язку. Як правило, вона
утворюється між металом та неметалом.

Такий зв'язок виникає при великій різниці в електронегативності взаємодіючих атомів. Інний зв'язок не має спрямованості та насичуваності.

Ступінь окислення – це умовний заряд атома у поєднанні з припущення, що відбувається повна іонізація зв'язків.

Вам відомо, що атоми можуть з'єднуватись один з одним з утворенням як простих, так і складних речовин. При цьому утворюються різного типу хімічні зв'язки: іонна, ковалентна (неполярна та полярна), металева та воднева.Одна з найбільш істотних властивостей атомів елементів, що визначають, який зв'язок утворюється між ними - іонна або ковалентна, - це електронегативність, тобто. здатність атомів у поєднанні притягувати себе електрони.

Умовну кількісну оцінку електронегативності дає шкала відносних електронегативностей.

У періодах спостерігається загальна тенденція зростання електронегативності елементів, а в групах - їх падіння. Елементи по електронегативностям розташовують у ряд, на підставі якого можна порівняти електронегативності елементів, що знаходяться в різних періодах.

Тип хімічного зв'язку залежить від того, наскільки велика різниця значень електронегативності атомів елементів, що з'єднуються. Чим більше відрізняються за електронегативністю атоми елементів, що утворюють зв'язок, тим хімічніший зв'язок полярніший. Провести різку межу між типами хімічних зв'язків не можна. У більшості сполук тип хімічного зв'язку виявляється проміжним; наприклад, сильнополярний ковалентний хімічний зв'язок близький до іонного зв'язку. Залежно від того, до якого з граничних випадків ближчий за своїм характером хімічний зв'язок, його відносять або до іонного або до ковалентного полярного зв'язку.

Іонний зв'язок.

Іонний зв'язок утворюється при взаємодії атомів, які різко відрізняються один від одного за електронегативністю.Наприклад, типові метали літій(Li), натрій(Na), калій(K), кальцій (Ca), стронцій(Sr), барій(Ba) утворюють іонний зв'язок із типовими неметалами, в основному з галогенами.

Крім галогенідів лужних металів, іонний зв'язок також утворюється в таких сполуках, як луги та солі. Наприклад, у гідроксиді натрію (NaOH) та сульфаті натрію (Na 2 SO 4) іонні зв'язки існують тільки між атомами натрію та кисню (інші зв'язки – ковалентні полярні).

Ковалентний неполярний зв'язок.

При взаємодії атомів з однаковою електронегативністю утворюються молекули з ковалентним неполярним зв'язком.Такий зв'язок існує в молекулах наступних простих речовин: H2, F2, Cl2, O2, N2. Хімічні зв'язку у цих газах утворені у вигляді загальних електронних пар, тобто. при перекриванні відповідних електронних хмар, обумовленому електронно-ядерним взаємодією, які здійснює при зближенні атомів.

Складаючи електронні формули речовин, слід пам'ятати, що кожна загальна електронна пара є умовним зображенням підвищеної електронної щільності, що виникає в результаті перекривання відповідних електронних хмар.

Ковалентний полярний зв'язок.

При взаємодії атомів, значення електронегативностей яких відрізняються, але не різко, відбувається зміщення загальної електронної пари до більш негативного атома.Це найбільш поширений тип хімічного зв'язку, який зустрічається як у неорганічних, так і органічних сполуках.

До ковалентних зв'язків повною мірою відносяться й ті зв'язки, які утворені за донорно-акцепторним механізмом, наприклад в іонах гідроксонію та аммонію.

Металевий зв'язок.

Зв'язок, який утворюється в результаті взаємодії відносно вільних електронів з іонами металів, називаються металевим зв'язком.Цей тип зв'язку характерний для простих речовин-металів.

Сутність процесу утворення металевого зв'язку полягає в наступному: атоми металів легко віддають валентні електрони та перетворюються на позитивні заряджені іони. Щодо вільні електрони, що відірвалися від атома, переміщаються між позитивними іонами металів. Між ними виникає металева зв'язок, т. е. Електрони як би цементують позитивні іони кристалічної решітки металів.

Водневий зв'язок.

Зв'язок, що утворюється між атомами водню однієї молекули та атомом сильно електронегативного елемента(O, N, F) іншої молекули називається водневим зв'язком.

Може виникнути питання: чому саме водень утворює такий специфічний хімічний зв'язок?

Це тим, що атомний радіус водню дуже малий. Крім того, при зміщенні або повній віддачі свого єдиного електрона водень набуває порівняно високого позитивного заряду, за рахунок якого водень однієї молекули взаємодіє з атомами електронегативних елементів, що мають частковий негативний заряд, що виходить до складу інших молекул (HF, H 2 O, NH 3) .

Розглянемо деякі приклади. Зазвичай ми зображаємо склад води хімічною формулою H 2 O. Проте це зовсім точно. Правильніше було б склад води позначати формулою (H 2 O)n, де n = 2,3,4 і т. д. Це тим, що окремі молекули води пов'язані між собою у вигляді водневих зв'язків.

Водневий зв'язок прийнято позначати крапками. Вона набагато слабша, ніж іонна або ковалентна зв'язок, але сильніша, ніж звичайна міжмолекулярна взаємодія.

Наявність водневих зв'язків пояснює збільшення обсягу води при зниженні температури. Це з тим, що з зниження температури відбувається зміцнення молекул і тому зменшується щільність їх «упаковки».

При вивченні органічної хімії виникало і таке питання: чому температури кипіння спиртів набагато вищі, ніж відповідних вуглеводнів? Пояснюється це тим, що між молекулами спиртів також утворюються водневі зв'язки.

Підвищення температури кипіння спиртів відбувається також внаслідок укрупнення їх молекул.

Водневий зв'язок характерний і для багатьох інших органічних сполук (фенолів, карбонових кислот та ін.). З курсів органічної хімії та загальної біології вам відомо, що наявністю водневого зв'язку пояснюється вторинна структура білків, будова подвійної спіралі ДНК, тобто явище компліментарності.

Хімічний зв'язок

Всі взаємодії, що призводять до поєднання хімічних частинок (атомів, молекул, іонів тощо) у речовини поділяються на хімічні зв'язки та міжмолекулярні зв'язки (міжмолекулярні взаємодії).

Хімічні зв'язки- Зв'язки безпосередньо між атомами. Розрізняють іонний, ковалентний та металевий зв'язок.

Міжмолекулярні зв'язки- Зв'язок між молекулами. Це водневий зв'язок, іон-дипольний зв'язок (за рахунок утворення цього зв'язку відбувається, наприклад, утворення гідратної оболонки іонів), диполь-дипольний (за рахунок утворення цього зв'язку поєднуються молекули полярних речовин, наприклад, в рідкому ацетоні) та ін.

Іонний зв'язок- Хімічний зв'язок, утворений за рахунок електростатичного тяжіння різноіменно заряджених іонів. У бінарних сполуках (з'єднаннях двох елементів) вона утворюється у разі, коли розміри зв'язуваних атомів сильно відрізняються один від одного: одні атоми великі, інші маленькі - тобто одні атоми легко віддають електрони, а інші схильні їх приймати (зазвичай це атоми елементів, що утворюють типові метали та атоми елементів, що утворюють типові неметали); електронегативність таких атомів також сильно відрізняється.
Іонний зв'язок ненаправлений і не насичений.

Ковалентний зв'язок- Хімічний зв'язок, що виникає за рахунок утворення загальної пари електронів. Ковалентний зв'язок утворюється між маленькими атомами з однаковими чи близькими радіусами. Необхідна умова - наявність неспарених електронів у обох зв'язуваних атомів (обмінний механізм) або неподіленої пари в одного атома і вільної орбіталі в іншого (донорно-акцепторний механізм):

а)	H · + · H H:H	H-H	H 2	(Одна загальна пара електронів; H одновалентний);
б)		NN	N 2	(три загальні пари електронів; N тривалентний);
в)		H-F	HF	(одна загальна пара електронів; H і F одновалентні);
г)			NH 4+	(чотири загальні пари електронів; N чотиривалентний)

прості (одинарні)- одна пара електронів,
подвійні- Дві пари електронів,
потрійні- Три пари електронів.

Подвійні та потрійні зв'язки називаються кратними зв'язками.

За розподілом електронної щільності між атомами, що зв'язуються, ковалентний зв'язок ділиться на неполярнуі полярну. Неполярний зв'язок утворюється між однаковими атомами, полярний - між різними.

Електронегативність- міра здатності атома речовині притягувати себе загальні електронні пари.
Електронні пари полярних зв'язків зміщені у бік електронегативних елементів. Саме усунення електронних пар називається поляризацією зв'язку. часткові (надлишкові) заряди, що утворюються при поляризації, позначаються + і -, наприклад: .

За характером перекриття електронних хмар ("орбіталей") ковалентний зв'язок ділиться на -зв'язок і -зв'язок.
-Зв'язок утворюється за рахунок прямого перекривання електронних хмар (вздовж прямої, що з'єднує ядра атомів);

Ковалентний зв'язок має спрямованість і насичуваність, а також поляризується.
Для пояснення та прогнозування взаємного спрямування ковалентних зв'язків використовують модель гібридизації.

Гібридизація атомних орбіталей та електронних хмар- передбачуване вирівнювання атомних орбіталей за енергією, а електронних хмар за формою при утворенні атомом ковалентних зв'язків.
Найчастіше зустрічається три типи гібридизації: sp-, sp 2 та sp 3-гібридизація. Наприклад:
sp-гібридизація - в молекулах C 2 H 2 BeH 2 CO 2 (лінійна будова);
sp 2 -гібридизація - в молекулах C 2 H 4 , C 6 H 6 BF 3 (плоска трикутна форма);
sp 3 -гібридизація - в молекулах CCl 4 SiH 4 CH 4 (тетраедрична форма); NH 3 (пірамідальна форма); H 2 O (кутова форма).

Металевий зв'язок- хімічний зв'язок, утворений за рахунок усуспільнення валентних електронів всіх атомів металевого кристала, що зв'язуються. В результаті утворюється єдина електронна хмара кристала, яка легко зміщується під дією електричної напруги - звідси висока електропровідність металів.
Металевий зв'язок утворюється в тому випадку, коли атоми, що зв'язуються, великі і тому схильні віддавати електрони. Прості речовини з металевим зв'язком - метали (Na, Ba, Al, Cu, Au та ін), складні речовини - інтерметалеві сполуки (AlCr 2 , Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 та ін.).
Металевий зв'язок не має спрямованості насичуваності. Вона зберігається у розплавах металів.

Водневий зв'язок- міжмолекулярний зв'язок, утворений за рахунок часткового акцептування пари електронів високоелектронегативного атома атомом водню з великим позитивним частковим зарядом. Утворюється в тих випадках, коли в одній молекулі є атом з неподіленою парою електронів та високою електронегативністю (F, O, N), а в іншій - атом водню, пов'язаний сильно полярним зв'язком з одним з таких атомів. Приклади міжмолекулярних водневих зв'язків:

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

Внутрішньомолекулярні водневі зв'язки існують у молекулах поліпептидів, нуклеїнових кислот, білків та ін.

Мірою міцності будь-якого зв'язку є енергія зв'язку.
Енергія зв'язку- Енергія необхідна для розриву даного хімічного зв'язку в 1 моле речовини. Одиниця вимірів – 1 кДж/моль.

Енергії іонного та ковалентного зв'язку – одного порядку, енергія водневого зв'язку – на порядок менше.

Енергія ковалентного зв'язку залежить від розмірів зв'язуваних атомів (довжини зв'язку) та від кратності зв'язку. Чим менше атоми і більша кратність зв'язку, тим більша її енергія.

Енергія іонного зв'язку залежить від розмірів іонів та їх зарядів. Чим менше іони і більше їх заряд, тим більша енергія зв'язку.

Будова речовини

За типом будови всі речовини поділяються на молекулярніі немолекулярні. Серед органічних речовин переважають молекулярні речовини, серед неорганічних – немолекулярні.

За типом хімічного зв'язку речовини поділяються на речовини з ковалентними зв'язками, речовини з іонними зв'язками (іонні речовини) та речовини з металевими зв'язками (метали).

Речовини з ковалентними зв'язками можуть бути молекулярними та немолекулярними. Це суттєво позначається на їхніх фізичних властивостях.

Молекулярні речовини складаються з молекул, пов'язаних між собою слабкими міжмолекулярними зв'язками, до них відносяться: H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 , Br 2 , S 8 , P 4 та інші прості речовини; CO 2 , SO 2 , N 2 O 5 , H 2 O, HCl, HF, NH 3 , CH 4 , C 2 H 5 OH, органічні полімери та багато інших речовин. Ці речовини не мають високої міцності, мають низькі температури плавлення та кипіння, не проводять електричний струм, деякі з них розчиняються у воді або інших розчинниках.

Немолекулярні речовини з ковалентними зв'язками або атомні речовини (алмаз, графіт, Si, SiO 2 , SiC та інші) утворюють дуже міцні кристали (виняток - шаруватий графіт), вони нерозчинні у воді та інших розчинниках, мають високі температури плавлення та кипіння, більшість з них не проводить електричний струм (крім графіту, що володіє електропровідністю, та напівпровідників - кремнію, германію та ін.)

Усі іонні речовини, звісно, є немолекулярними. Це тверді тугоплавкі речовини, розчини та розплави яких проводять електричний струм. Багато з них розчиняються у воді. Слід зазначити, що в іонних речовинах, кристали яких складаються зі складних іонів, є ковалентні зв'язки, наприклад: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-), (NH 4 + )(NO 3-) тощо. буд. Ковалентними зв'язками пов'язані атоми, у тому числі складні іони.

Метали (речовини з металевим зв'язком)дуже різноманітні за своїми фізичними властивостями. Серед них є рідина (Hg), дуже м'які (Na, K) та дуже тверді метали (W, Nb).

Характерними фізичними властивостями металів є їхня висока електропровідність (на відміну від напівпровідників, зменшується зі зростанням температури), висока теплоємність і пластичність (у чистих металів).

У твердому стані майже всі речовини складаються із кристалів. За типом будови та типом хімічного зв'язку кристали ("кристалічні грати") ділять на атомні(кристали немолекулярних речовин з ковалентним зв'язком), іонні(кристали іонних речовин), молекулярні(кристали молекулярних речовин з ковалентним зв'язком) та металеві(Кристали речовин з металевим зв'язком).

Завдання та тести на тему "Тема 10. "Хімічний зв'язок. Будова речовини"."

Типи хімічного зв'язку - Будова речовини 8-9 клас
Уроків: 2 Задань: 9 Тестів: 1
Завдань: 9 Тестів: 1

Пропрацювавши цю тему, Ви повинні засвоїти такі поняття: хімічний зв'язок, міжмолекулярний зв'язок, іонний зв'язок, ковалентний зв'язок, металевий зв'язок, водневий зв'язок, простий зв'язок, подвійний зв'язок, потрійний зв'язок, кратні зв'язки, неполярний зв'язок, полярний зв'язок, електронегативність, поляризація зв'язку , - та -зв'язок, гібридизація атомних орбіталей, енергія зв'язку.

Ви повинні знати класифікацію речовин за типом будови, за типом хімічного зв'язку, залежність властивостей простих та складних речовин від типу хімічного зв'язку та типу "кристалічних грат".

Ви повинні вміти: визначати тип хімічного зв'язку в речовині, тип гібридизації, складати схеми утворення зв'язків, користуватися поняттям електронегативності, рядом електронегативностей; знати як змінюється електронегативність у хімічних елементів одного періоду та однієї групи для визначення полярності ковалентного зв'язку.

Переконавшись, що все необхідне засвоєно, переходьте до виконання завдань. Бажаємо успіхів.

Рекомендована література:

О. С. Габрієлян, Г. Г. Лисова. Хімія 11 кл. М., Дрофа, 2002.
Р. Е. Рудзітіс, Ф. Г. Фельдман. Хімія 11 кл. М., Просвітництво, 2001.

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.

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.
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.
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.
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.
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?

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 відразу 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.
Металевий блиск. Це також пояснює металевий зв'язок, механізм освіти, характеристики її та особливості. Так, не всі частки здатні поглинати чи відбивати світлові хвилі однакової довжини. Атоми більшості металів відображають короткохвильові промені і набувають практично однакового забарвлення сріблястого, білого, блідо-блакитного відтінку. Винятками є мідь і золото, їхнє забарвлення рудо-червоне і жовте відповідно. Вони здатні відбивати більш довгохвильове випромінювання.
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.
Твердий агрегатний стан за звичайних умов. Тут винятком є лише ртуть. Решта всіх металів - це обов'язково міцні, тверді з'єднання, так само як і їх сплави. Це також результат того, що в металах є металевий зв'язок. Механізм утворення такого типу зв'язування часток повністю підтверджує властивості.

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

Металевий тип хімічного зв'язку

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

Всім металам притаманні такі характеристики, як:

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

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

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

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

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

Де ще реалізується металевий зв'язок? Приклади речовин:

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

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

Металевий зв'язок: механізм освіти

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

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

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

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

Типи кристалів металів

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

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

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

Характеристики зв'язку: неспрямованість

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

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

Насичуваність

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

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

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

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

Приклади утворення зв'язку у металах

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

цинк;
алюміній;
калій;
хром.

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

Хімічний зв'язокназивають різні види взаємодій, що зумовлюють стійке існування двох-і багатоатомних сполук: молекул, іонів, кристалів та інших речовин. При утворенні хімічного зв'язку відбувається: зниження загальної енергії дво- та багатоатомної системи порівняно із сумою енергій ізольованих частинок, з яких ця система складається; перерозподіл електронної щільності у сфері хімічного зв'язку проти простим накладенням електронних щільностей незв'язаних атомів, зближених відстань довжини зв'язку.

Енергією хімічного зв'язкуЄ св. називають кількість енергії, що виділяється при утворенні зв'язку (кДж/моль).

Чим більша енергія зв'язку, тим стійкіша молекула, тим міцніший зв'язок.

Важливою характеристикою зв'язку є довжина зв'язку 1 св, що дорівнює відстані між ядрами атомів у поєднанні. Вона залежить від розмірів електронних оболонок та ступеня їх перекривання. Зв'язок позначається рисочкою, наприклад: Н-J, О=О, Н-С=С-Н.

Правило октету. Внаслідок утворення хімічного зв'язку атоми прагнуть придбати таку ж електронну конфігурацію, як у шляхетних газів ns 2 nр 6 , тобто вісім електронів на зовнішній оболонці. Наприклад, N 1s 2 2р 3 + 3 Н 1s 1 = NH 3 .

3.1 Основні види хімічного зв'язку

3.1.1 Ковалентним зв'язкомназивається хімічний зв'язок, утворений шляхом усуспільнення пари електронів двома атомами. У цьому знижується енергія системи.

Особливостями ковалентного хімічного зв'язку є її спрямованість та насиченість.

Спрямованістьковалентний зв'язок пояснюється тим, що атомні орбіталі просторово орієнтовані і перекриття електронних хмар відбувається за певними напрямками. Кількісно вона виявляється у вигляді валентних кутів між напрямками хімічного зв'язку в молекулі.

Насичуваністьпов'язана з обмеженням числа електронів, що знаходяться на зовнішніх оболонках, та визначає стехіометрію молекулярних хімічних сполук, від якої залежать формульний склад, масові співвідношення елементів, розрахунки за формулами та рівняннями тощо.

Полярність ковалентного зв'язку. Зв'язок, утворений однаковими атомами, називається гомеополярним, або неполярним, так як узагальнені електрони рівномірно розподілені між атомами, наприклад, в молекулах Н 2 , О 2 , N 2 , S 8 .

Якщо ж один з атомів сильніше притягує електрони, то електронна пара зміщується до нього і зв'язок, що виникає ковалентноїполярний.

Чим вище електронегативність (ЕО) атома, тим більше ймовірне зміщення електронної пари у бік ядра даного атома, тому різниця ЕО (ΔЕО) атомів характеризує полярність зв'язку. Атом, до якого зміщується електронна щільність, набуває ефективного заряду δ – , другий атом має ефективний заряд δ + . Внаслідок цього виникає диполь, що має два однакові за величиною заряди δ+ і δ-, і довжину диполя 1 Д. Мірою полярності зв'язку служить електричний момент диполя μ св = δ·1 Д, Кл·м, де δ-ефективний заряд, 1 Д - Довжина диполя. Як позасистемна одиниця для вимірювання μ використовують Дебай D , 1 D = 3.3 · 10 -30 Кл · м.

Порядок зв'язку (кратність зв'язку)– це кількість узагальнених поділених пар між двома зв'язаними атомами. Чим вищий порядок зв'язку, тим міцніше пов'язані між собою атоми і тим коротший сам зв'язок.

Наприклад, порядок зв'язку в молекулах H 2 , O 2 і N 2 дорівнює 1, 2 і 3 відповідно, оскільки зв'язок у цих випадках утворюється за рахунок перекривання однієї, двох та трьох пар електронних хмар.

У освіті ковалентного зв'язку можуть брати участь АТ як однакової, і різної симетрії. При перекриванні АТ уздовж лінії з'єднання атомів утворюється зв'язок. Схема освіти -зв'язку наведена малюнку 4.

s–s s–p p–p d–d

Малюнок 4 – схема освіти -зв'язку

При перекриванні АТ по обидва боки лінії сполуки атомів утворюється -зв'язок. Схема освіти –зв'язку наведена малюнку 5.

рисунок 5 – схема освіти –зв'язку –зв'язку