Chemická väzba: definícia, typy, klasifikácia a vlastnosti definície. Druhy chemických väzieb Je určený typ chemickej väzby vytvorenej medzi atómami

Najmenšia častica látky je molekula vytvorená v dôsledku interakcie atómov, medzi ktorými pôsobia chemické väzby alebo chemické väzby. Doktrína chemických väzieb je základom teoretickej chémie. Chemická väzba nastáva, keď interagujú dva (niekedy viac) atómy. K vytvoreniu väzby dochádza pri uvoľňovaní energie.

Chemická väzba je interakcia, ktorá viaže jednotlivé atómy na molekuly, ióny, kryštály.

Chemická väzba má jednu povahu: je elektrostatického pôvodu. Ale v rôznych chemických zlúčeninách sú chemické väzby rôznych typov; najdôležitejšie typy chemických väzieb sú kovalentné (nepolárne, polárne), iónové, kovové. Typy týchto typov väzieb sú donor-akceptor, vodík atď. Medzi atómami kovov vzniká kovová väzba.

Chemická väzba uskutočňovaná v dôsledku tvorby spoločného alebo spoločného páru alebo niekoľkých párov elektrónov sa nazýva kovalentná. Každý atóm prispieva jedným elektrónom k \u200b\u200bvzniku jedného spoločného páru elektrónov, t.j. sa podieľa „rovnakým podielom“ (Lewis, 1916). Ďalej sú uvedené schémy na vytváranie chemických väzieb v molekulách H2, F2, NH3 a CH4. Elektróny patriace k rôznym atómom sú označené rôznymi symbolmi.

V dôsledku tvorby chemických väzieb má každý z atómov v molekule stabilnú dvoj- a osem-elektrónovú konfiguráciu.

Keď dôjde k kovalentnej väzbe, elektrónové oblaky atómov sa prekrývajú s tvorbou molekulárneho elektrónového mraku sprevádzaného energetickým ziskom. Molekulárny elektrónový mrak je umiestnený medzi stredmi oboch jadier a má zvýšenú hustotu elektrónov v porovnaní s hustotou atómového elektrónového mraku.

Implementácia kovalentnej väzby je možná iba v prípade antiparalelných rotácií nepárových elektrónov patriacich k rôznym atómom. Pri paralelnom otáčaní elektrónov nie sú atómy priťahované, ale odpudzované: kovalentná väzba sa nevyskytuje. Metóda popisu chemickej väzby, ktorej tvorba je spojená so spoločným elektrónovým párom, sa nazýva metóda valenčných väzieb (MVB).

Hlavné ustanovenia AIM

Kovalentnú chemickú väzbu tvoria dva elektróny s opačne orientovanými spinmi a tento elektrónový pár patrí k dvom atómom.

Kovalentná väzba je silnejšia, tým viac sa prekrývajú interagujúce elektrónové oblaky.

Pri písaní štruktúrnych vzorcov sú elektrónové páry, ktoré určujú väzbu, často znázornené čiarkami (namiesto bodiek predstavujúcich zdieľané elektróny).

Energetická charakteristika chemickej väzby má veľký význam. Keď sa vytvorí chemická väzba, celková energia systému (molekuly) je menšia ako energia zložiek (atómov), t.j. ЕAB<ЕА+ЕB.

Valencia je vlastnosť atómu chemického prvku na pripojenie alebo nahradenie určitého počtu atómov iného prvku. Z tohto hľadiska je valencia atómu najľahšie určená počtom atómov vodíka, ktoré s ním vytvárajú chemické väzby, alebo počtom atómov vodíka nahradených atómom tohto prvku.

S rozvojom kvantovo-mechanických koncepcií atómu sa valencia začala určovať počtom nepárových elektrónov podieľajúcich sa na tvorbe chemických väzieb. Okrem nespárovaných elektrónov závisí valencia atómu aj od počtu prázdnych a úplne vyplnených orbitalov valenčnej elektrónovej vrstvy.

Väzbová energia je energia, ktorá sa uvoľňuje, keď sa molekula vytvorí z atómov. Väzbová energia sa zvyčajne vyjadruje v kJ / mol (alebo kcal / mol). Toto je jedna z najdôležitejších charakteristík chemickej väzby. Systém, ktorý obsahuje menej energie, je stabilnejší. Je napríklad známe, že atómy vodíka majú tendenciu sa spájať do molekúl. To znamená, že systém pozostávajúci z molekúl H2 obsahuje menej energie ako systém pozostávajúci z rovnakého počtu atómov H, ale nie je kombinovaný do molekúl.

Obrázok: 2.1 Závislosť potenciálnej energie E systému dvoch atómov vodíka na medzijadrovej vzdialenosti r: 1 - pri vzniku chemickej väzby; 2 - bez jej vzdelania.

Obrázok 2.1 zobrazuje energetickú krivku pre interagujúce atómy vodíka. Prístup atómov je sprevádzaný uvoľňovaním energie, ktorá bude tým väčšia, čím viac sa elektrónové oblaky prekrývajú. Avšak za normálnych podmienok je kvôli Coulombovmu odpudzovaniu nemožné dosiahnuť fúziu jadier dvoch atómov. To znamená, že v určitej vzdialenosti namiesto priťahovania atómov dôjde k ich odpudeniu. Teda vzdialenosť medzi atómami r0, ktorá zodpovedá minimu na energetickej krivke, bude zodpovedať dĺžke chemickej väzby (krivka 1). Ak sú elektrónové točenia interagujúcich atómov vodíka rovnaké, dôjde k ich odpudeniu (krivka 2). Väzbová energia pre rôzne atómy sa pohybuje v rozmedzí 170–420 kJ / mol (40–100 kcal / mol).

Proces prechodu elektrónu na vyššiu úroveň alebo úroveň energie (tj. Proces excitácie alebo párovania, ktorý bol spomenutý skôr) vyžaduje spotrebu energie. Keď sa vytvorí chemická väzba, energia sa uvoľní. Aby bola chemická väzba stabilná, je potrebné, aby nárast energie atómu v dôsledku excitácie bol menší ako energia vytvorenej chemickej väzby. Inými slovami, je potrebné, aby sa energetický výdaj na excitáciu atómov kompenzoval uvoľnením energie v dôsledku vytvorenia väzby.

Chemická väzba sa okrem energie väzby vyznačuje dĺžkou, početnosťou a polaritou. Pre molekulu pozostávajúcu z viac ako dvoch atómov sú dôležité uhly medzi väzbami a polarita molekuly ako celku.

Mnohonásobnosť väzby je určená počtom elektrónových párov spájajúcich dva atómy. Takže v etáne Н3С - СН3 je väzba medzi atómami uhlíka jednoduchá, v etyléne Н2С \u003d СН2 - dvojitá, v acetyléne НСССН - trojitá. Keď sa zvyšuje multiplicita väzby, energia väzby sa zvyšuje: energia väzby C - C je 339 kJ / mol, C \u003d C - 611 kJ / mol a CºC - 833 kJ / mol.

Chemická väzba medzi atómami je dôsledkom prekrývania sa elektrónových mrakov. Ak dôjde k prekrytiu pozdĺž čiary spájajúcej atómové jadrá, potom sa takáto väzba nazýva sigma väzba (väzba σ). Môže byť tvorený dvoma s-elektrónmi, s- a p-elektrónmi, dvoma px-elektrónmi, s a d elektrónmi (napríklad):

Chemická väzba uskutočňovaná jedným elektrónovým párom sa nazýva jednoduchá. Jednoduchá väzba je vždy a-väzba. Orbitály typu s môžu vytvárať iba σ-väzby.

Väzbu medzi dvoma atómami môže uskutočňovať viac ako jeden pár elektrónov. Takýto vzťah sa nazýva viacnásobný. Príkladom vytvorenia viacnásobnej väzby je molekula dusíka. V molekule dusíka tvoria px-orbitaly jednu σ-väzbu. Keď je väzba tvorená orbitálmi pz, objavia sa dve oblasti
prekrytia - nad a pod osou x:

Takáto väzba sa nazýva väzba pi (väzba π). K vzniku π-väzby medzi dvoma atómami dôjde, iba ak sú už spojené σ-väzbou. Druhá n-väzba v molekule dusíka je tvorená py-orbitálmi atómov. Keď sa vytvoria π-väzby, elektrónové oblaky sa prekrývajú menej ako v prípade σ-väzieb. Výsledkom je, že π-väzby sú zvyčajne menej silné ako σ-väzby tvorené rovnakými atómovými orbitalmi.

p-orbitaly môžu vytvárať väzby σ- aj n; vo viacerých väzbách je jedným z nich nevyhnutne väzba σ :.

Teda v molekule dusíka je z troch väzieb jedna väzba σ a dve väzba π.

Dĺžka väzby je vzdialenosť medzi jadrami viazaných atómov. Dĺžka väzby v rôznych zlúčeninách je v desatinách nanometra. Keď sa zvyšuje multiplicita, dĺžky väzieb sa zmenšujú: dĺžky väzieb N - N, N \u003d N a NºN sú 0,145; 0,125 a 0,109 nm (10 - 9 m) a dĺžky väzieb C-C, C \u003d C a C ° C sú 0,154, v danom poradí; 0,134 a 0,120 nm.

Medzi rôznymi atómami sa môže objaviť čistá kovalentná väzba, ak je elektronegativita (EO) 1 atómu rovnaká. Tieto molekuly sú elektrosymetrické, t.j. „Ťažiská“ pozitívnych nábojov jadier a negatívnych nábojov elektrónov sa zhodujú v jednom bode, preto sa im hovorí nepolárne.

Ak majú spojovacie atómy rozdielny EO, potom sa elektrónový mrak umiestnený medzi nimi posúva zo symetrickej polohy bližšie k atómu s vyšším EO:

Posun elektrónového mraku sa nazýva polarizácia. V dôsledku jednostrannej polarizácie sa ťažiská pozitívnych a negatívnych nábojov v molekule v jednom bode nezhodujú, vzniká medzi nimi určitá vzdialenosť (l). Takéto molekuly sa nazývajú polárne alebo dipóly a väzba medzi atómami v nich sa nazýva polárna.

Polárna väzba je typ kovalentnej väzby, ktorá prešla miernou jednosmernou polarizáciou. Vzdialenosť medzi „ťažiskami“ pozitívnych a negatívnych nábojov v molekule sa nazýva dĺžka dipólu. Prirodzene, čím väčšia je polarizácia, tým dlhšia je dĺžka dipólu a väčšia polarita molekúl. Na odhad polarity molekúl sa zvyčajne používa konštantný dipólový moment (Мр), ktorý je súčinom hodnoty elementárneho elektrického náboja (e) dĺžkou dipólu (l), t.j. ...

Dipólové momenty sa merajú v debye D (D \u003d 10 - 18 el. St. Jednotky × cm, pretože elementárny náboj je 4 810 - 10 el. Jednotky a dĺžka dipólu sa v priemere rovná vzdialenosti medzi dvoma atómovými jadrami. tj. 10-8 cm) alebo coulometre (C × m) (1 D \u003d 3,33 10-30 C × m) (náboj elektrónov 1,6 10-19 C vynásobený vzdialenosťou medzi nábojmi, napríklad 0,1 nm, potom Mp \u003d 1,6 10-19 × 1 × 10-10 \u003d 1,6 10-29 Cm). Konštantné dipólové momenty molekúl majú hodnoty od 0 do 10 D.

V nepolárnych molekulách l \u003d 0 a Mp \u003d 0, t.j. nemajú dipólový moment. V polárnych molekulách Mp\u003e 0 a dosahuje hodnoty 3,5 - 4,0 D.

S veľmi veľkým rozdielom v EO majú atómy jasnú jednosmernú polarizáciu: elektrónový mrak väzby je maximálne posunutý smerom k atómu s najvyšším EO, atómy prechádzajú do opačne nabitých iónov a objaví sa iónová molekula:

Kovalentná väzba sa stáva iónovou. Elektroasymmetria molekúl sa zvyšuje, dĺžka dipólu sa zvyšuje a dipólový moment sa zvyšuje na 10 D.

Celkový dipólový moment komplexnej molekuly možno považovať za rovný vektorovému súčtu dipólových momentov jednotlivých väzieb. Dipólový moment sa zvyčajne považuje za smerovaný od kladného konca dipólu k zápornému.

Polaritu väzby možno predpovedať pomocou relatívneho EO atómov. Čím väčší je rozdiel v relatívnom EO atómov, tým výraznejšia je polarita: DEO \u003d 0 - nepolárna kovalentná väzba; DEO \u003d 0 - 2 - polárna kovalentná väzba; DEO \u003d 2 - iónová väzba. Správnejšie je hovoriť o stupni ionicity väzby, pretože väzby nie sú stopercentne iónové. Aj v zlúčenine CsF je väzba iónová iba z 89%.

Chemická väzba vznikajúca pri prechode elektrónov z atómu na atóm sa nazýva iónová a zodpovedajúce molekuly chemických zlúčenín sa nazývajú iónová. Pre iónové zlúčeniny v tuhom stave je charakteristická mriežka iónového kryštálu. V roztavenom a rozpustenom stave vedú elektrický prúd, majú vysoký bod topenia a varu a významný dipólový moment.

Ak vezmeme do úvahy zlúčeniny prvkov ľubovoľnej periódy s rovnakým prvkom, potom sa pri prechode od začiatku do konca periódy zmení prevažne iónová povaha väzby na kovalentnú. Napríklad vo fluoridoch LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2 v 2. perióde stupeň ionicity väzby z fluoridu lítneho postupne slabne a je nahradený typicky kovalentnou väzbou v molekule fluóru.

Povaha chemickej väzby je teda rovnaká: nie je žiadny zásadný rozdiel v mechanizme tvorby kovalentných polárnych a iónových väzieb. Tieto typy komunikácie sa líšia iba stupňom polarizácie elektrónového mraku molekuly. Výsledné molekuly sa líšia v dĺžkach dipólov a hodnotách konštantných dipólových momentov. V chémii je hodnota dipólového momentu veľmi veľká. Spravidla platí, že čím väčší je dipólový moment, tým vyššia je reaktivita molekúl.

Mechanizmy tvorby chemických väzieb

Metóda valenčných väzieb rozlišuje medzi mechanizmami výmeny a donor-akceptorov tvorby chemickej väzby.

Mechanizmus výmeny. Výmenný mechanizmus tvorby chemickej väzby zahŕňa prípady, keď sa jeden elektrón podieľa na tvorbe elektrónového páru z každého atómu.

V molekulách H2, Li2, Na2 sa vytvárajú väzby vďaka nespárovaným s-elektrónom atómov. V molekulách F2 a Cl2 - kvôli nespárovaným p-elektrónom. V molekulách HF a HCl sú väzby tvorené s-elektrónmi vodíka a p-elektrónmi halogénov.

Znakom tvorby zlúčenín výmenným mechanizmom je nasýtenie, ktoré ukazuje, že atóm netvorí žiadne, ale obmedzený počet väzieb. Ich počet závisí najmä od počtu nepárových valenčných elektrónov.

Z kvantových buniek N a H je zrejmé, že atóm dusíka má 3

nespárený elektrón a atóm vodíka je jeden. Princíp nasýtenia určuje, že stabilnou zlúčeninou by mal byť NH3, nie NH2, NH alebo NH4. Existujú však molekuly, ktoré obsahujú nepárny počet elektrónov, napríklad NO, NO2, ClO2. Všetky sa vyznačujú zvýšenou reaktivitou.

V určitých fázach chemických reakcií môžu tiež vznikať valenčné nenasýtené skupiny, ktoré sa nazývajú radikály, napríklad H, NH2, O, CH3. Reaktivita radikálov je veľmi vysoká, a preto je ich životnosť zvyčajne krátka.

Mechanizmus darcu a príjemcu

Je známe, že valenčne nasýtené zlúčeniny amoniak NH3 a fluorid boritý BF3 reagujú navzájom podľa reakcie

NH3 + BF3 \u003d NH3BF3 + 171,4 kJ / mol.

Uvažujme o mechanizme tejto reakcie:

Je vidno, že zo štyroch bórových orbitálov sú tri osídlené a jeden zostáva prázdny. Všetky štyri dusíkové orbitály sú osídlené molekulou amoniaku, z ktorých tri obýva mechanizmus výmeny s elektrónmi dusíka a vodíka a jeden obsahuje elektrónový pár, pričom oba elektróny patria k dusíku. Takýto elektrónový pár sa nazýva osamelý elektrónový pár. K tvorbe zlúčeniny H3N · BF3 dochádza v dôsledku skutočnosti, že osamelý elektrónový pár amoniaku zaberá voľnú obežnú dráhu fluoridu boritého. V takom prípade sa potenciálna energia systému zníži a uvoľní sa ekvivalentné množstvo energie. Takýto mechanizmus formovania sa nazýva donor-akceptor, donor - atóm, ktorý sa vzdáva svojho elektrónového páru a vytvára väzbu (v tomto prípade atóm dusíka); a atóm, ktorý síce poskytuje voľný orbitál, ale prijíma elektrónový pár, sa nazýva akceptor (v tomto prípade atóm bóru). Väzba darca-akceptor je typ kovalentnej väzby.

V zlúčenine H3N · BF3 sú dusík a bór štvormocné. Atóm dusíka zvyšuje svoju valenciu z 3 na 4 v dôsledku použitia samostatného elektrónového páru na vytvorenie ďalšej chemickej väzby. Atóm bóru zvyšuje valenciu v dôsledku prítomnosti voľného orbitálu na valenčnej elektronickej úrovni. Valencia prvkov je teda určená nielen počtom nepárových elektrónov, ale aj prítomnosťou voľných elektrónových párov a voľných orbitálov na úrovni valencie elektrónov.

Jednoduchší prípad vytvorenia chemickej väzby mechanizmom donor-akceptor je reakcia amoniaku s vodíkovým iónom:

... Úlohu akceptora elektrónových párov zohráva prázdna obežná dráha vodíkového iónu. V amónnom ióne NH4 + je atóm dusíka štvormocný.

Smer väzieb a hybridizácia atómových orbitálov

Dôležitou charakteristikou molekuly pozostávajúcej z viac ako dvoch atómov je jej geometrická konfigurácia. Je určená vzájomným usporiadaním atómových orbitálov podieľajúcich sa na tvorbe chemických väzieb.

Prekrytie elektrónových mračien je možné iba pri určitej vzájomnej orientácii elektrónových mračien; v tomto prípade je oblasť prekrytia umiestnená v určitom smere vzhľadom na interagujúce atómy.

Keď sa vytvorí iónová väzba, má elektrické pole iónu sférickú symetriu, a preto iónová väzba nemá smerovosť a saturáciu.

c.h. \u003d 6 hodín \u003d 6

Uhol medzi väzbami v molekule vody je 104,5 stupňa. Jeho veľkosť možno vysvetliť na základe kvantovo mechanických konceptov. Elektronický obvod atómu kyslíka 2s22p4. Dva nepárové p-orbitaly sú umiestnené v uhle 90 ° navzájom - maximálne prekrytie elektrónových mračien s-orbitalov atómov vodíka s p-orbitalmi atómu kyslíka bude v prípade, že väzby sú umiestnené na uhol 90 °. V molekule vody je väzba O - H polárna. Efektívny kladný náboj je δ + na atóme vodíka a δ- na atóme kyslíka. Preto sa zväčšenie uhla medzi väzbami na 104,5 ° vysvetľuje vysvetlením odpudzovania efektívnych kladných nábojov atómov vodíka, ako aj elektrónových mračien.

Elektronegativita síry je výrazne nižšia ako EO kyslíka. Preto je polarita väzby H – S v H2S menšia ako polarita väzby Н - О v Н2О a dĺžka väzby H - S (0,133 nm) je dlhšia ako väzba Н - О (0,56 nm) ) a uhol medzi väzbami sa blíži k priamke. Pre H2S je to 92o a pre H2Se je to 91o.

Z rovnakých dôvodov má molekula amoniaku pyramídovú štruktúru a uhol medzi valenčnými väzbami H - N - H je väčší ako priamy (107,3®). Pri prechode z NH3 na PH3, AsH3 a SbH3 sú uhly medzi väzbami 93,3 °; 91,8 ° a 91,3 °.

Hybridizácia atómových orbitálov

Excitovaný atóm berýlia má konfiguráciu 2s12p1, excitovaný atóm bóru má konfiguráciu 2s12p2 a excitovaný atóm uhlíka má konfiguráciu 2s12p3. Preto môžeme predpokladať, že na tvorbe chemických väzieb sa môžu podieľať rôzne atómové orbitaly. Napríklad v takých zlúčeninách ako BeCl2, BeCl3, CC14 by mala existovať nerovnaká sila a smer väzby a σ-väzby z p-orbitálov by mali byť silnejšie ako väzby zo s-orbitálov, pretože pre p-orbitaly existujú priaznivejšie podmienky pre prekrývanie. Prax však ukazuje, že v molekulách obsahujúcich centrálne atómy s rôznymi valenčnými orbitalmi (s, p, d) sú všetky väzby rovnocenné. Vysvetlenie tohto problému poskytli Slater a Pauling. Dospeli k záveru, že rôzne orbitály, ktoré sa príliš nelíšia v energii, tvoria zodpovedajúci počet hybridných orbitálov. Hybridné (zmiešané) orbitály sú tvorené z rôznych atómových orbitálov. Počet hybridných orbitálov sa rovná počtu atómových orbitálov zapojených do hybridizácie. Hybridné orbitaly sú zhodné v tvare a energii elektrónového mraku. V porovnaní s atómovými orbitalmi sú predĺženejšie v smere tvorby chemických väzieb a preto spôsobujú lepšie prekrývanie elektrónových mračien.

Hybridizácia atómových orbitálov si vyžaduje energetický výdaj; preto sú hybridné orbitaly v izolovanom atóme nestabilné a majú tendenciu meniť sa na čisté AO. Keď sa vytvoria chemické väzby, hybridné orbitaly sa stabilizujú. Vďaka silnejším väzbám vytvoreným hybridnými orbitalmi sa zo systému uvoľňuje viac energie, a preto sa systém stáva stabilnejším.

sp-hybridizácia prebieha napríklad počas tvorby halogenidov Be, Zn, Co a Hg (II). Vo valenčnom stave obsahujú všetky halogenidy kovov s a p-nespárené elektróny na zodpovedajúcej energetickej úrovni. Keď sa vytvorí molekula, jeden s- a jeden p-orbitál tvoria dva hybridné sp-orbitaly v uhle 180 °.

Experimentálne údaje ukazujú, že všetky halogenidy Be, Zn, Cd a Hg (II) sú lineárne a obe väzby majú rovnakú dĺžku.

hybridizácia sp2. Výsledkom hybridizácie jedného s-orbitálu a dvoch p-orbitálov sú tri hybridné sp2-orbitaly, umiestnené v rovnakej rovine v uhle 120 ° k sebe.

hybridizácia sp3 je charakteristická pre zlúčeniny uhlíka. Výsledkom hybridizácie jedného s-orbitálu a troch p-orbitálov sú štyri hybridné sp3-orbitaly, smerujúce k vrcholom štvorstena s uhlom medzi orbitalmi 109,5 °.

Hybridizácia sa prejavuje v úplnej rovnocennosti väzieb atómu uhlíka s inými atómami v zlúčeninách, napríklad v CH4, CC14, C (CH3) 4 atď.

Hybridizácia môže zahŕňať nielen s a p, ale aj d a f orbitaly.

Pri hybridizácii sp3d2 sa vytvorí 6 ekvivalentných oblakov. Pozoruje sa to v zlúčeninách, ako sú ,.

Koncept hybridizácie umožňuje pochopiť také štrukturálne vlastnosti molekúl, ktoré sa nedajú vysvetliť iným spôsobom.

Hybridizácia atómových orbitálov (AO) vedie k posunu elektrónového mraku v smere tvorby väzieb s inými atómami. Vo výsledku sú prekrývajúce sa oblasti hybridných orbitalov väčšie ako pre čisté orbitaly a sila väzby sa zvyšuje.

Polarizovateľnosť a polarizačné pôsobenie iónov a molekúl

V elektrickom poli sa deformuje ión alebo molekula, t.j. v nich dochádza k relatívnemu posunu jadier a elektrónov. Táto deformovateľnosť iónov a molekúl sa nazýva polarizovateľnosť. Pretože elektróny vonkajšej vrstvy sú v atóme viazané najmenej silno, sú premiestnené na prvom mieste.

Polarizovateľnosť aniónov je spravidla vyššia ako polarizovateľnosť katiónov.

S rovnakou štruktúrou elektrónových plášťov klesá polarizovateľnosť iónu so zvyšovaním kladného náboja, napríklad v sérii:

Pre ióny elektronických analógov polarizovateľnosť rastie so zvyšujúcim sa počtom elektronických vrstiev, napríklad: alebo.

Polarizovateľnosť molekúl je určená polarizovateľnosťou atómov v nich obsiahnutých, geometrickou konfiguráciou, počtom a multiplicitou väzieb atď. Záver o relatívnej polarizovateľnosti je možný iba pre podobne konštruované molekuly, ktoré sa líšia v jednom atóme. V tomto prípade je možné rozdiel v polarizovateľnosti molekúl posúdiť podľa rozdielu v polarizovateľnosti atómov.

Elektrické pole môže byť vytvorené buď nabitou elektródou, alebo iónom. Ión samotný teda môže mať polarizačný účinok (polarizáciu) na iné ióny alebo molekuly. Polarizačný účinok iónu sa zvyšuje so zvyšovaním jeho náboja a zmenšením jeho polomeru.

Polarizačný účinok aniónov je spravidla oveľa menší ako polarizačný účinok katiónov. Je to spôsobené veľkou veľkosťou aniónov v porovnaní s katiónmi.

Molekuly sú polarizujúce, ak sú polárne; polarizačný efekt je tým vyšší, čím väčší je dipólový moment molekuly.

Polarizačná schopnosť sa zvyšuje za sebou, pretože polomery sa zväčšujú a elektrické pole vytvorené iónom klesá.

Vodíková väzba

Vodíková väzba je špeciálny typ chemickej väzby. Je známe, že vodíkové zlúčeniny so silne elektronegatívnymi nekovmi, ako sú F, O, N, majú abnormálne vysoké teploty varu. Ak v rade Н2Тe - H2Se - H2S bod varu pravidelne klesá, potom pri prechode z H2S na Н2О dôjde k prudkému skoku na zvýšenie tejto teploty. Rovnaký obrázok je možné pozorovať aj pri sérii halogenovodíkových kyselín. To naznačuje prítomnosť špecifickej interakcie medzi molekulami H20, molekulami HF. Takáto interakcia by mala brániť separácii molekúl od seba, t.j. znížiť ich prchavosť a následne zvýšiť teplotu varu zodpovedajúcich látok. Kvôli veľkému rozdielu v EO sú chemické väzby H - F, H - O, H - N silne polarizované. Preto má atóm vodíka pozitívny efektívny náboj (δ +), zatiaľ čo atómy F, O a N majú prebytok elektrónovej hustoty a sú nabité negatívne (d-). Kvôli Coulombovej príťažlivosti pozitívne nabitý atóm vodíka jednej molekuly interaguje s elektronegatívnym atómom inej molekuly. Vďaka tomu sú molekuly navzájom priťahované (tučné bodky označujú vodíkové väzby).

Vodíková väzba je väzba, ktorú tvorí atóm vodíka, ktorý je súčasťou jednej z dvoch viazaných častíc (molekúl alebo iónov). Energia vodíkovej väzby (21 - 29 kJ / mol alebo 5 - 7 kcal / mol) je približne 10-krát nižšia ako energia bežnej chemickej väzby. Vodíková väzba napriek tomu spôsobuje existenciu dimérnych molekúl (Н2О) 2, (HF) 2 a kyseliny mravčej v pároch.

V sérii kombinácií atómov HF, HO, HN, HCl, HS klesá energia vodíkovej väzby. Klesá tiež so zvyšujúcou sa teplotou, preto látky v parnom stave vykazujú vodíkové väzby iba v nepatrnej miere; je charakteristická pre látky v kvapalnom a tuhom skupenstve. V diméroch, triméroch a polyméroch sú obsiahnuté látky ako voda, ľad, tekutý amoniak, organické kyseliny, alkoholy a fenoly. Diméry sú najstabilnejšie v tekutom stave.

Intermolekulárne interakcie

Predtým sme uvažovali o väzbách, ktoré určujú vznik molekúl z atómov. Existuje však aj interakcia medzi molekulami. Je to dôvod pre kondenzáciu plynov a ich premenu na kvapaliny a pevné látky. Prvú formuláciu síl intermolekulárnej interakcie uviedol v roku 1871 Van der Waals. Preto sa im hovorí van der Waalsove sily. Sily intermolekulárnej interakcie možno rozdeliť na orientačné, indukčné a disperzné.

V dôsledku elektrostatickej interakcie protiľahlých koncov dipólov sú polárne molekuly orientované s priestorom tak, že negatívne konce dipólov niektorých molekúl sa menia na pozitívne

konce dipólov iných molekúl (orientačná intermolekulárna interakcia).

Energia tejto interakcie je určená elektrostatickou príťažlivosťou dvoch dipólov. Čím väčší je dipól, tým silnejšia je intermolekulárna príťažlivosť (Н2О, HCl).

Tepelný pohyb molekúl bráni vzájomnej orientácii molekúl, preto so zvyšovaním teploty účinok orientácie slabne. Indukčná interakcia sa pozoruje aj u látok s polárnymi molekulami, je však zvyčajne oveľa slabšia ako orientačná.

Polárna molekula môže zvýšiť polaritu susednej molekuly. Inými slovami, pod vplyvom dipólu jednej molekuly môže stúpať dipól inej molekuly a nepolárna molekula sa môže stať polárnou:

b

Dipólový moment, ktorý sa objaví v dôsledku polarizácie inou molekulou alebo iónom, sa nazýva indukovaný dipólový moment a samotný jav sa nazýva indukcia. Orientačná interakcia musí byť teda vždy navrstvená na indukčnú interakciu molekúl.

V prípade nepolárnych molekúl (napríklad H2, N2 alebo atómov vzácnych plynov) nedochádza k orientácii a indukčnej interakcii. Je však známe, že sa spaľujú vodík, dusík a vzácne plyny. Na vysvetlenie týchto skutočností predstavil Londýn koncept disperzných síl intermolekulárnych interakcií. Tieto sily interagujú medzi akýmikoľvek atómami a molekulami bez ohľadu na ich štruktúru. Sú spôsobené okamžitými dipólovými momentmi vznikajúcimi vo vzájomnej zhode vo veľkej skupine atómov:

V ktoromkoľvek danom okamihu môže byť smer dipólov odlišný. Ich koordinovaný výskyt však poskytuje slabé interakčné sily vedúce k tvorbe kvapalín a pevných látok. Spôsobuje najmä prechod vzácnych plynov do kvapalného skupenstva pri nízkych teplotách.

Najmenšou zložkou medzi silami pôsobiacimi medzi molekulami je teda disperzná interakcia. Medzi molekulami s nízkou alebo žiadnou polaritou (CH4, H2, HI) sú pôsobiace sily hlavne disperzné. Čím väčší je vnútorný dipólový moment molekúl, tým väčšie sú orientačné sily interakcie medzi nimi.

V sérii látok rovnakého typu sa disperzná interakcia zvyšuje so zväčšením veľkosti atómov, ktoré tvoria molekuly týchto látok. Napríklad v HCl tvoria disperzné sily 81% z celkovej intermolekulárnej interakcie, pre HBr je táto hodnota 95% a pre HI - 99,5%.

Opis chemickej väzby v metóde molekulárneho orbitálu (MO)

Chemici používajú metódu VS veľmi často. V tejto metóde sa veľká a zložitá molekula považuje za zloženú zo samostatných dvojcentrových a dvojelektrónových väzieb. Predpokladá sa, že elektróny zodpovedné za chemickú väzbu sú lokalizované (umiestnené) medzi dvoma atómami. Metódu VS je možné úspešne použiť na väčšinu molekúl. Existuje však niekoľko molekúl, na ktoré nie je táto metóda použiteľná alebo sú jej závery v rozpore s experimentom.

Zistilo sa, že v mnohých prípadoch rozhodujúcu úlohu pri vytváraní chemickej väzby nezohrávajú elektrónové páry, ale jednotlivé elektróny. Existencia iónu naznačuje možnosť chemickej väzby pomocou jedného elektrónu. Keď sa vytvorí tento ión, z atómu vodíka a vodíkového iónu sa uvoľní energia 255 kJ (61 kcal). Chemická väzba v ióne je teda dosť silná.

Ak sa pokúsime popísať chemickú väzbu v molekule kyslíka metódou VS, prídeme k záveru, že za prvé musí byť dvojitá (väzby σ- a p) a za druhé v molekule kyslíka musia byť všetky elektróny spárované, tj .e. molekula O2 musí byť diamagnetická. [V diamagnetických látkach atómy nemajú konštantný magnetický moment a látka je vytláčaná z magnetického poľa. Paramagnetická látka je látka, ktorej atómy alebo molekuly majú magnetický moment a má vlastnosť priťahovania do magnetického poľa]. Experimentálne údaje ukazujú, že väzba v molekule kyslíka má skutočne dvojnásobnú energiu, ale molekula nie je diamagnetická, ale paramagnetická. Má dva nespárené elektróny. Metóda VS je bezmocná na vysvetlenie tejto skutočnosti.

Najlepšia metóda na kvantomechanické spracovanie chemických väzieb sa v súčasnosti považuje za metódu molekulárnych orbitálov (MO). Je to však oveľa komplikovanejšie ako metóda VS a nie je to také vizuálne ako tá druhá.

Metóda MO považuje všetky elektróny molekuly za molekulové orbitaly. V molekule je elektrón v určitej MO opísanej zodpovedajúcou vlnovou funkciou ψ.

Druhy MO. Keď elektrón jedného atómu pri priblížení spadne do sféry pôsobenia iného atómu, zmení sa povaha pohybu, a teda aj vlnová funkcia elektrónu. Vo výslednej molekule nie sú známe vlnové funkcie alebo orbitaly elektrónov. Existuje niekoľko spôsobov, ako určiť typ MO známou AO. Najčastejšie sa MO získavajú lineárnou kombináciou atómových orbitálov (LCAO). Pre MO metódu platí aj Pauliho princíp, Gundovo pravidlo, princíp najmenšej energie.

Obrázok: 2.2 Tvorba väzieb a antibondingových molekulárnych orbitálov z atómových orbitálov.

V najjednoduchšej grafickej podobe možno MO, podobne ako LCAO, získať sčítaním alebo odčítaním vlnových funkcií. Obrázok 2.2 ukazuje tvorbu väzobných a uvoľňovacích MO z pôvodného AO.

AO môžu vytvárať MO, ak sú energie zodpovedajúcich AO blízke čo do veľkosti a AO majú rovnakú symetriu okolo osi väzby.

Vlnové funkcie alebo orbitály vodíka 1 s môžu poskytnúť dve lineárne kombinácie - jednu pri sčítaní a druhú pri odčítaní (obr. 2.2).

Keď sa pridajú vlnové funkcie, potom sa v oblasti prekrytia hustota elektrónového mraku úmerná ψ2 zväčší, vytvorí sa prebytočný negatívny náboj medzi atómovými jadrami a atómové jadrá sú priťahované. MO získaný sčítaním vlnových funkcií atómov vodíka sa nazýva väzba.

Ak sa vlnové funkcie odčítajú, potom sa v oblasti medzi jadrami atómov stane hustota elektrónového mraku nulová, elektrónový mrak je „vytlačený“ z oblasti nachádzajúcej sa medzi atómami. Výsledný MO nemôže viazať atómy a nazýva sa antibonding.

Pretože s-orbitaly vodíka tvoria iba a-väzbu, sú získané MO označené σcv a σp. MO tvorené 1 s atómovými orbitalmi sú označené σcv1s a σp1s.

Na väzobnom MO sa ukáže, že potenciálna (a celková) energia elektrónov je menšia ako na AO, a na MO, ktorý nie je viazaný, je vyššia. V absolútnej hodnote je nárast energie elektrónov na antibondingových orbitáloch o niečo väčší ako pokles energie vo väzbových orbitáloch. Elektrón vo väzbe na orbitaly poskytuje väzbu medzi atómami, ktorá stabilizuje molekulu, a elektrón v protiväzbovej orbitále destabilizuje molekulu, t.j. väzba medzi atómami slabne. Erazr. \u003e Esv.

MO sú tiež tvorené z 2p-orbitálov rovnakej symetrie: väzby a antibondingové σ-orbitaly z 2p-orbitalov umiestnených pozdĺž osi x. Sú označené σcv2p a σp2p. Spojovacie a uvoľňovacie p-orbitaly sú tvorené z 2pz-orbitalov. Označujú sa πсв2рz, πp2pz. Orbitály πcv2py a πр2py sú vytvorené podobným spôsobom.

Plnenie MO. Plnenie MO elektrónmi sa deje v poradí zvyšovania orbitálnej energie. Ak majú MO rovnakú energiu (πcw- alebo πр-orbitály), potom dôjde k plneniu podľa Hundovho pravidla, takže spinový moment molekuly je najväčší. Každá MO, podobne ako atómová, môže pojať dva elektróny. Ako bolo uvedené, magnetické vlastnosti atómov alebo molekúl závisia od prítomnosti nepárových elektrónov: ak sú v molekule nepárové elektróny, potom je paramagnetické, ak nie, je to diamagnetické.

Zvážte ión.

Zo schémy je zrejmé, že jediný elektrón sa nachádza pozdĺž σc - MO. Vytvorí sa stabilná zlúčenina s väzobnou energiou 255 kJ / mol a dĺžkou väzby 0,106 nm. Molekulárny ión je paramagnetický. Ak predpokladáme, že multiplicita komunikácie, ako v metóde VS, je určená počtom elektronických párov, potom sa multiplicita komunikácie in rovná ½. Proces vzdelávania možno napísať nasledovne:

Táto notácia znamená, že na σc v MO vytvorenom z 1 s AO je jeden elektrón.

Molekula obyčajného vodíka už obsahuje dva elektróny s opačnými otáčkami na obežnej dráhe σcв1s :. Väzbová energia v H2 je vyššia ako v - 435 kJ / mol a dĺžka väzby (0,074 nm) je kratšia. V molekule H2 je jednoduchá väzba, molekula je diamagnetická.

Obr. 2.3. Energetický diagram AO a MO v sústave dvoch atómov vodíka.

Molekulárny ión (+ He + ® He + 2 [(sb1s) 2 (sp1s) 1]) už má jeden elektrón na orbitále σresolution 1s. Energia väzby v - 238 kJ / mol (v porovnaní s redukovanou H2) a dĺžka väzby (0,108 us) - sa zvýšila. Multiplicita väzby je ½ (multiplicita väzby sa rovná polovici rozdielu v počte elektrónov vo väzobných a antibondingových orbitáloch).

Hypotetická molekula He2 by mala dva elektróny v obežnej dráhe σcv1s a dva elektróny v obežnej dráhe σp1s. Pretože jeden elektrón na antibondingovej obežnej dráhe ničí väzbový účinok elektrónu na väzbovú obežnú dráhu, molekula He2 nemôže existovať. Metóda VS vedie k rovnakému záveru.

Poradie plnenia MO elektrónmi počas tvorby molekúl prvkami obdobia II je uvedené nižšie. V súlade so schémami sú molekuly B2 a O2 paramagnetické, zatiaľ čo molekula Be2 nemôže existovať.

Vznik molekúl z atómov prvkov obdobia II je možné zapísať nasledovne (K - vnútorné elektronické vrstvy):

Fyzikálne vlastnosti molekúl a MMO

Existenciu väzby a uvoľňovania MO potvrdzujú fyzikálne vlastnosti molekúl. Metóda MO umožňuje predvídať, že ak počas tvorby molekuly z atómov elektróny v molekule padnú na väzbové orbitaly, potom by ionizačné potenciály molekúl mali byť väčšie ako ionizačné potenciály atómov, a ak elektróny dopadajú na antibondingové orbitaly, potom naopak.

Ionizačné potenciály molekúl vodíka a dusíka (väzbové orbitaly) - 1485 respektíve 1500 kJ / mol - sú teda vyššie ako ionizačné potenciály atómov vodíka a dusíka - 1310 a 1390 kJ / mol a ionizačné potenciály kyslíka a molekuly fluóru (uvoľňujúce sa orbitaly) - 1170 a 1523 kJ / mol - menej ako pre zodpovedajúce atómy - 1310 a 1670 kJ / mol. Počas ionizácie molekúl sila väzby klesá, ak je elektrón odstránený z väzbového orbitálu (H2 a N2), a zvyšuje sa, ak je elektrón odstránený z väzbového orbitálu (O2 a F2).

Diatomické molekuly s rôznymi atómami

MO pre molekuly s rôznymi atómami (NO, CO) sú konštruované podobným spôsobom, ak sa počiatočné atómy veľmi nelíšia v hodnotách ionizačného potenciálu. Napríklad pre molekulu CO máme:

Energie AO atómu kyslíka ležia pod energiami zodpovedajúcich uhlíkových orbitálov (1080 kJ / mol), sú umiestnené bližšie k jadru. 10 elektrónov prítomných v počiatočných atómoch na vonkajších vrstvách vyplňuje väzobné sb2s- a antibondingové sp2s-orbitaly a väzbu - a pcw2py, z-orbitály. Ukazuje sa, že molekula CO je izoelektronická s molekulou N2. Väzbová energia atómov v molekule CO (1105 kJ / mol) je ešte vyššia ako v molekule dusíka (940 kJ / mol). Dĺžka väzby C-O je 0,113 nm.

Molekula č

má jeden elektrón v antibondingovej obežnej dráhe. Výsledkom je, že väzbová energia NO (680 kJ / mol) je nižšia ako väzbová energia N2 alebo CO. Odstránenie elektrónu z molekuly NO (ionizácia s tvorbou NO +) zvyšuje väzbovú energiu atómov na 1050–1080 kJ / mol.

Uvažujme o vzniku MO v molekule fluorovodíka HF. Pretože ionizačný potenciál fluóru (17,4 eV alebo 1670 kJ / mol) je väčší ako potenciál vodíka (13,6 eV alebo 1310 kJ / mol), majú 2p orbitaly fluóru nižšiu energiu ako vodná obežná dráha 1 s. Kvôli veľkému rozdielu v energiách 1s orbitál atómu vodíka a 2s orbitál atómu fluóru neinteragujú. Teda fluór 2s orbitálny sa stáva bez zmeny energie MO v HF. Takéto orbitály sa nazývajú neviazané. Orbitaly fluóru 2py a 2pz tiež nemôžu interagovať s obežnou dráhou vodíka 1s kvôli rozdielu v symetrii okolo osi väzby. Stávajú sa tiež nezáväznými MO. Väzbové a uvoľňovacie látky MO sú tvorené z orbitálu vodíka z 1 s a z orbitálu fluoru s 2 px. Atómy vodíka a fluóru sú viazané dvoj elektrónovou väzbou s energiou 560 kJ / mol.

Zoznam referencií

Glinka N.L. Všeobecná chémia. - M.: Chemistry, 1978. - S. 111-153.

Shimanovich I.E., Pavlovich M.L., Tikavy V.F., Malashko P.M. Všeobecná chémia vo vzorcoch, definíciách, schémach. - Minsk: Universitetskae, 1996. - S. 51-77.

Vorobyov V.K., Eliseev S.Yu., Vrublevsky A.V. Praktická a samostatná práca v chémii. - Minsk: UP "Donarit", 2005. - S. 21-30.

Obr. Orbitálne polomery prvkov (r a) a dĺžka chemickej väzby s jedným elektrónom (d)

Najjednoduchšiu jednoelektrónovú chemickú väzbu vytvára jediný valenčný elektrón. Ukazuje sa, že jeden elektrón je schopný pojať dva kladne nabité ióny v jednom celku. Pri väzbe s jedným elektrónom sú Coulombove sily odpudzovania kladne nabitých častíc kompenzované Coulombovými silami príťažlivosti týchto častíc k záporne nabitému elektrónu. Valenčný elektrón sa stáva spoločným pre dve jadrá molekuly.

Príklady takýchto chemických zlúčenín sú molekulárne ióny: H 2 +, Li 2 +, Na 2 +, K 2 +, Rb 2 +, Cs 2 +:

V heteronukleárnych dvojatómových molekulách sa vyskytuje polárna kovalentná väzba (obr. 3). Väzbový elektrónový pár v polárnej chemickej väzbe je blízko atómu s vyšším prvým ionizačným potenciálom.

Vzdialenosť d medzi atómovými jadrami charakterizujúcou priestorovú štruktúru polárnych molekúl možno približne považovať za súčet kovalentných polomerov zodpovedajúcich atómov.

Charakterizácia niektorých polárnych látok

Posun väzobného elektrónového páru k jednému z jadier polárnej molekuly vedie k vzniku elektrického dipólu (elektrodynamiky) (obr. 4).

Vzdialenosť medzi ťažiskami kladných a záporných nábojov sa nazýva dĺžka dipólu. Polarita molekuly, podobne ako polarita väzby, sa odhaduje podľa veľkosti dipólového momentu μ, ktorý je produktom dĺžky dipólu l hodnotou elektronického náboja:

Viacnásobné kovalentné väzby

Viaceré kovalentné väzby sú reprezentované nenasýtenými organickými zlúčeninami obsahujúcimi dvojité a trojité chemické väzby. Na opísanie podstaty nenasýtených zlúčenín zavádza L. Pauling pojmy sigma a π-väzby, hybridizácia atómových orbitálov.

Paulingova hybridizácia pre dva S a dva p elektróny umožnila vysvetliť smer chemických väzieb, najmä štvorbokú konfiguráciu metánu. Na vysvetlenie štruktúry etylénu musí byť jeden p-elektrón izolovaný zo štyroch ekvivalentných Sp3 - elektrónov atómu uhlíka, aby vytvoril ďalšiu väzbu, ktorá sa nazýva π-väzba. V tomto prípade sú tri zvyšné hybridné orbitály Sp2 umiestnené v rovine pod uhlom 120 ° a tvoria základné väzby, napríklad rovinnú molekulu etylénu (obr. 5).

V novej Paulingovej teórii sa všetky väzbové elektróny stali rovnako a rovnako vzdialené od priamky spájajúcej jadrá molekuly. Paulingova teória ohýbaných chemických väzieb zohľadnila štatistickú interpretáciu vlnovej funkcie M. Born, Coulombovu elektrónovú koreláciu elektrónov. Objavil sa fyzikálny význam - povaha chemickej väzby je úplne určená elektrickou interakciou jadier a elektrónov. Čím viac väzbových elektrónov, tým kratšia je internukleárna vzdialenosť a silnejšia chemická väzba medzi atómami uhlíka.

Chemická väzba s tromi centrami

Ďalší vývoj koncepcie chemickej väzby priniesol americký fyzikálny chemik W. Lipscomb, ktorý vyvinul teóriu dvojelektrónových trojcentrových väzieb a topologickú teóriu, ktorá umožňuje predvídať štruktúru ďalších hydridov bóru (borohydridov). .

Elektrónový pár v chemickej väzbe s tromi centrami sa stáva spoločným pre tri atómové jadrá. V najjednoduchšom zástupcovi chemickej väzby s tromi centrami, molekulárnom vodíkovom ióne H 3 +, má elektrónový pár tri protóny v jednom celku (obr. 6).

Obrázok 7 Diboran

Existencia boránov s ich dvoj elektrónovými trojcentrovými väzbami s „premosťujúcimi“ atómami vodíka porušila kanonickú doktrínu valencie. Atóm vodíka, ktorý sa predtým považoval za štandardný monovalentný prvok, sa ukázal byť viazaný rovnakými väzbami s dvoma atómami bóru a stal sa formálne dvojmocným prvkom. Práce W. Lipscomba o dešifrovaní štruktúry boránov rozšírili koncepciu chemických väzieb. Nobelov výbor udelil Williamovi Nunnovi Lipscombovi Cenu za chémiu z roku 1976 za štúdium štruktúry boránov (borohydritov), \u200b\u200bktorá objasnila problémy chemických väzieb.

Multicentrická chemická väzba

Obr. 8 Molekula ferocénu

Obr. 9 Dibenzénchróm

Obr. 10 Uranocén

Všetkých desať (C-Fe) väzieb v molekule ferocénu je ekvivalentných, medzijadrová vzdialenosť Fe-c je 2,04 Å. Všetky atómy uhlíka v molekule ferocénu sú štrukturálne a chemicky ekvivalentné, dĺžka každej väzby C-C je 1,40 - 1,41 Å (na porovnanie, v benzéne je dĺžka väzby C-C 1,39 Å). Okolo atómu železa sa objavuje 36-elektrónová škrupina.

Dynamika chemických väzieb

Chemická väzba je dosť dynamická. Kovová väzba sa teda transformuje na kovalentnú väzbu počas fázového prechodu počas odparovania kovu. Prechod kovu z tuhej látky do stavu pary vyžaduje veľké množstvo energie.

Vo výparoch tieto kovy pozostávajú prakticky z homonukleárnych dvojatómových molekúl a voľných atómov. Po kondenzácii kovových pár sa kovalentná väzba zmení na kovovú.

Odparenie solí s typickou iónovou väzbou, napríklad fluoridmi alkalických kovov, vedie k deštrukcii iónovej väzby a tvorbe heteronukleárnych dvojatómových molekúl s polárnou kovalentnou väzbou. V tomto prípade dochádza k tvorbe dimérnych molekúl premosťujúcimi väzbami.

Charakterizácia chemickej väzby v molekulách fluoridov alkalických kovov a ich dimérov.

Počas kondenzácie pár fluoridov alkalických kovov sa polárna kovalentná väzba transformuje na iónovú s vytvorením zodpovedajúcej kryštalickej mriežky soli.

Mechanizmus prechodu z kovalentnej na kovovú väzbu

Obr.11. Pomer medzi polomerom orbitálneho elektrónového páru r e a dĺžkou kovalentnej chemickej väzby d

Obr. 12 Orientácia dipólov dvojatómových molekúl a tvorba skresleného oktaedrického fragmentu klastra počas kondenzácie pár alkalických kovov Obr.

Obr. 13 Objemovo centrované kubické usporiadanie jadier v kryštáloch alkalických kovov a spojovací článok

Rozptýlená príťažlivosť (Londýnske sily) určuje interatomovú interakciu a tvorbu homonukleárnych dvojatómových molekúl z atómov alkalických kovov.

Tvorba kovalentnej väzby kov-kov je spojená s deformáciou elektrónových škrupín interagujúcich atómov - valenčné elektróny vytvárajú väzobný elektrónový pár, ktorého elektrónová hustota je koncentrovaná v priestore medzi atómovými jadrami výslednej molekuly. Charakteristickým rysom homonukleárnych diatomických molekúl alkalických kovov je dlhá dĺžka kovalentnej väzby (3,6-5,8-násobok dĺžky väzby v molekule vodíka) a nízka energia jej lámania.

Zadaný pomer medzi re a d určuje nerovnomerné rozloženie elektrických nábojov v molekule - záporný elektrický náboj spojovacieho elektrónového páru sa koncentruje v strednej časti molekuly a kladné elektrické náboje dvoch atómových jadier sa koncentrujú pri konce molekuly.

Nerovnomerné rozloženie elektrických nábojov vytvára podmienky pre interakciu molekúl v dôsledku orientačných síl (van der Waalsove sily). Molekuly alkalických kovov majú tendenciu sa orientovať tak, že sa v susednom prostredí objavia opačné elektrické náboje. Výsledkom je, že medzi molekulami pôsobia atraktívne sily. Vďaka ich prítomnosti sa molekuly alkalických kovov zbližujú a viac či menej pevne spájajú. Zároveň dochádza k určitej deformácii každého z nich pôsobením bližších pólov susedných molekúl (obr. 12).

V skutočnosti sa väzbové elektróny pôvodnej dvojatómovej molekuly, ktoré spadajú do elektrického poľa štyroch kladne nabitých atómových jadier molekúl alkalických kovov, odtrhnú od orbitálneho polomeru atómu a uvoľnia sa.

V takom prípade sa väzbový elektrónový pár stáva bežným aj pre systém so šiestimi katiónmi. Konštrukcia mriežky kovového kryštálu sa začína v štádiu zhluku. V kryštalickej mriežke alkalických kovov je jasne vyjadrená štruktúra spojovacieho článku, ktorý má tvar skresleného splošteného osemstena - štvorcového bipyramidu, ktorého výška a okraje základne sa rovnajú hodnote konštanty translačnej mriežky aw (obr. 13).

Hodnota translačnej mriežkovej konštanty a w kryštálu alkalického kovu významne presahuje dĺžku kovalentnej väzby molekuly alkalického kovu; preto sa všeobecne uznáva, že elektróny v kove sú vo voľnom stave:

Matematická konštrukcia spojená s vlastnosťami voľných elektrónov v kovu je zvyčajne identifikovaná s „povrchom Fermi“, ktorý by sa mal považovať za geometrické miesto, kde sa nachádzajú elektróny, ktoré poskytujú hlavnú vlastnosť kovu - vedenie elektrického prúdu.

Pri porovnaní procesu kondenzácie pár alkalických kovov s procesom kondenzácie plynov, napríklad vodíka, sa vo vlastnostiach kovu objavuje charakteristický znak. Ak sa teda počas kondenzácie vodíka objavia slabé intermolekulárne interakcie, potom počas kondenzácie kovových pár dôjde k procesom charakteristickým pre chemické reakcie. Samotná kondenzácia kovových pár prechádza niekoľkými stupňami a je možné ju opísať nasledujúcim procesom: voľný atóm → dvojatómová molekula s kovalentnou väzbou → zhluk kovov → kompaktný kov s kovovou väzbou.

Interakcia molekúl halogenidov alkalických kovov je sprevádzaná ich dimerizáciou. Na dimérnu molekulu sa dá pozerať ako na elektrický štvorpól (obr. 15). V súčasnosti sú známe hlavné charakteristiky dimérov halogenidov alkalických kovov (dĺžky a uhly väzieb).

Dĺžka chemickej väzby a uhly väzby v diméroch halogenidov alkalických kovov (E 2 X 2) (plynná fáza).

E 2 X 2	X \u003d F		X \u003d Cl		X \u003d Br		X \u003d ja
	d EF, Å		d ECl, Å		d EBr, Å		d EI, Å
Li 2 X 2	1,75	105	2,23	108	2,35	110	2,54	116
Na 2 X 2	2,08	95	2,54	105	2,69	108	2,91	111
K 2 X 2	2,35	88	2,86	98	3,02	101	3,26	104
Cs 2 X 2	2,56	79	3,11	91	3,29	94	3,54	94

V procese kondenzácie sa zvyšuje pôsobenie orientačných síl, medzimolekulárna interakcia je sprevádzaná tvorbou zhlukov a potom tuhých látok. Halogenidy alkalických kovov tvoria kryštály s jednoduchou kubickou a na telo zameranou kubickou mriežkou.

Typ kryštálovej mriežky a translačnej mriežkovej konštanty pre halogenidy alkalických kovov.

V procese kryštalizácie dochádza k ďalšiemu zväčšeniu medziatómovej vzdialenosti, čo vedie k oddeleniu elektrónu od orbitálneho polomeru atómu alkalického kovu a k prenosu elektrónu na atóm halogénu za vzniku zodpovedajúcich iónov. Silové polia iónov sú rovnomerne rozložené vo všetkých smeroch v priestore. V tomto ohľade silové kryštály alkalických kovov v žiadnom prípade nevyžadujú silové pole s opačným znamienkom, ako je zvykom kvalitatívne predstavovať iónovú väzbu (Na + Cl -).

V kryštáloch iónových zlúčenín stráca koncept jednoduchých dvojiónových molekúl, ako sú Na + Cl - a Cs + Cl - význam, pretože ión alkalického kovu je viazaný na šesť iónov chlóru (v kryštáli chloridu sodného) a osem ióny chlóru (v kryštáli chloridu cézneho. interiontové vzdialenosti v kryštáloch sú ekvidištančné.

Poznámky

1. Príručka anorganickej chémie. Konštanty anorganických látok. - M.: „Chemistry“, 1987. - S. 124. - 320 s.
2. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Príručka anorganickej chémie. Konštanty anorganických látok. - M .: "Chemistry", 1987. - S. 132-136. - 320 s.
3. Gankin V.Yu., Gankin Yu.V. Ako vzniká chemická väzba a prebiehajú chemické reakcie. - M.: Vydavateľská skupina „Border“, 2007. - 320 s. - ISBN 978-5-94691296-9
4. B.V. Nekrasov Kurz všeobecnej chémie. - M.: Goskhimizdat, 1962 - S. 88 - 976 s.
5. Pauling L. Povaha chemickej väzby / upravené Ya.K. Syrkin. - za. z angličtiny M.E. Dyatkina. - M.-L.: Goskhimizdat, 1947. - 440 s.
6. Teoretická organická chémia / vyd. R.H. Freidlina. - za. z angličtiny Yu.G. Bundel. - M.: Vyd. zahraničná literatúra, 1963. - 365 s.
7. Lemenovsky D.A., Levitsky M.M. Russian Chemical Journal (Časopis Ruskej chemickej spoločnosti pomenovaný po D.I. Mendeleevovi). - 2000 .-- T. XLIV, číslo 6. - S. 63-86.
8. Chemický encyklopedický slovník / Ch. vyd. I.L. Knunyants. - M.: Sov. encyklopédia, 1983 - s. 607 - 792 s.
9. B.V. Nekrasov Kurz všeobecnej chémie. - M.: Goskhimizdat, 1962 - S. 679 - 976 s.
10. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Príručka anorganickej chémie. Konštanty anorganických látok. - M .: "Chemistry", 1987. - S. 155-161. - 320 s.
11. Gillespie R. Geometria molekúl / na. z angličtiny E.Z. Zasorin a V.S. Mastryukov, vyd. Yu.A. Pentina. - M.: „Mir“, 1975. - S. 49. - 278 s.
12. Príručka lekárnika. - 2. vydanie, Rev. a pridať. - L.-M.: GNTI Chemical Literature, 1962. - T. 1. - S. 402-513. - 1072 s.
13. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Príručka anorganickej chémie. Konštanty anorganických látok .. - M.: "Chemistry", 1987. - S. 132-136. - 320 s.
14. Ziman J. Elektróny v kovoch (úvod do teórie Fermiho povrchov). Pokroky vo fyzikálnych vedách .. - 1962. - V. 78, vydanie 2. - 291 s.

pozri tiež

• Chemická väzba - článok z Veľkej sovietskej encyklopédie
• Chemická väzba - Chemport.ru
• Chemická väzba - Fyzická encyklopédia

Koncept chemickej väzby nemá v prírodných vedách žiadny význam. Je to spôsobené tým, že s jeho pomocou sa jednotlivé atómy dokážu spojiť do molekúl a vytvárať tak všetky druhy látok, ktoré sú zase predmetom chemického výskumu.

Rozmanitosť atómov a molekúl je spojená so vznikom rôznych druhov väzieb medzi nimi. Rôzne triedy molekúl sa vyznačujú vlastnými vlastnosťami distribúcie elektrónov, a teda vlastnými typmi väzieb.

Základné pojmy

Chemická väzba sa nazýva súbor interakcií, ktoré vedú k väzbe atómov za vzniku stabilných častíc zložitejšej štruktúry (molekuly, ióny, radikály), ako aj agregátov (kryštály, sklá atď.). Povaha týchto interakcií je elektrickej povahy a vznikajú pri distribúcii valenčných elektrónov v blížiacich sa atómoch.

Valencia prijatá pomenujte schopnosť atómu vytvárať určitý počet väzieb s inými atómami. V iónových zlúčeninách sa za valenčné hodnoty považuje počet darovaných alebo pripojených elektrónov. V kovalentných zlúčeninách sa rovná počtu bežných párov elektrónov.

Pod oxidačný stav sa chápe ako podmienený náboj, ktorý by mohol byť na atóme, ak by všetky polárne kovalentné väzby boli iónové.

Mnohonásobnosť komunikácie sa nazýva počet zdieľaných elektrónových párov medzi uvažovanými atómami.

Väzby zvažované v rôznych odvetviach chémie možno rozdeliť do dvoch typov chemických väzieb: väzby, ktoré vedú k tvorbe nových látok (intramolekulárnych) a tie, ktoré vznikajú medzi molekulami (intermolekulárne).

Základné komunikačné charakteristiky

Energiou komunikácie sa nazýva energia, ktorá je potrebná na rozbitie všetkých existujúcich väzieb v molekule. Je to tiež energia uvoľnená pri vytváraní väzby.

Dĺžka komunikácie sa týka vzdialenosti medzi susednými jadrami atómov v molekule, pri ktorej sú vyvážené sily príťažlivosti a odpudzovania.

Tieto dve charakteristiky chemickej väzby atómov sú mierou jej sily: čím kratšia je dĺžka a čím väčšia je energia, tým silnejšia je väzba.

Valenčný uhol je zvykom nazývať uhol medzi znázornenými čiarami prechádzajúcimi v smere väzby cez jadrá atómov.

Metódy opisu vzťahov

Najbežnejšie dva prístupy k vysvetleniu chemickej väzby prevzaté z kvantovej mechaniky:

Molekulárna orbitálna metóda. Považuje molekulu za súbor elektrónov a jadier atómov, pričom každý jednotlivý elektrón sa pohybuje v poli pôsobenia všetkých ostatných elektrónov a jadier. Molekula má orbitálnu štruktúru a všetky jej elektróny sú distribuované pozdĺž týchto dráh. Táto metóda sa tiež nazýva MO LCAO, čo znamená „molekulárna orbitálna - lineárna kombinácia

Metóda valenčných väzieb. Predstavuje molekulu ako systém dvoch centrálnych molekulárnych orbitálov. Okrem toho každý z nich zodpovedá jednej väzbe medzi dvoma susednými atómami v molekule. Metóda je založená na nasledujúcich ustanoveniach:

1. Vznik chemickej väzby sa uskutočňuje dvojicou elektrónov s opačnými otáčkami, ktoré sa nachádzajú medzi dvoma uvažovanými atómami. Vytvorený elektrónový pár patrí k dvom atómom rovnako.
2. Počet väzieb vytvorených jedným alebo iným atómom sa rovná počtu nepárových elektrónov v základnej a excitovanej fáze.
3. Ak sa elektronické páry nezúčastňujú na vytváraní väzby, potom sa nazývajú osamelé páry.

Elektronegativita

Je možné určiť typ chemickej väzby v látkach na základe rozdielu v hodnotách elektronegativít jej jednotlivých atómov. Pod elektronegativita pochopiť schopnosť atómov strhnúť bežné elektrónové páry (elektrónový mrak), čo vedie k polarizácii väzby.

Hodnoty elektronegativít chemických prvkov možno určiť rôznymi spôsobmi. Najpoužívanejšou je však stupnica založená na termodynamických údajoch, ktorú navrhol ešte v roku 1932 L. Pauling.

Čím výraznejší je rozdiel v elektronegativitách atómov, tým viac sa prejavuje jeho ionicita. Naopak, rovnaké alebo blízke hodnoty elektronegativity naznačujú kovalentnú povahu väzby. Inými slovami, je možné matematicky určiť, aký druh chemickej väzby sa pozoruje v konkrétnej molekule. Aby ste to dosiahli, musíte vypočítať ΔХ - rozdiel medzi elektronegativitami atómov podľa vzorca: ΔX \u003d | X 1 -X 2 |.

• Ak ΔX\u003e 1,7, potom je väzba iónová.
• Ak 0,5≤ΔX≤1,7, potom je kovalentná väzba polárna.
• Ak ΔX \u003d 0 alebo blízko neho, potom väzba znamená kovalentný nepolárny.

Iónová väzba

Iónová väzba je väzba, ktorá sa objavuje medzi iónmi alebo v dôsledku úplného odtrhnutia spoločného elektrónového páru jedným z atómov. V látkach sa tento typ chemickej väzby uskutočňuje silami elektrostatickej príťažlivosti.

Ióny sú nabité častice tvorené z atómov v dôsledku pripojenia alebo uvoľnenia elektrónov. Ak atóm prijíma elektróny, získa negatívny náboj a stane sa z neho anión. Ak atóm daruje valenčné elektróny, stane sa z nej kladne nabitá častica nazývaná katión.

Je charakteristická pre zlúčeniny tvorené interakciou atómov typických kovov s atómami typických nekovov. Hlavnou časťou tohto procesu je túžba atómov získať stabilné elektronické konfigurácie. A typické kovy a nekovy na to musia dávať alebo prijímať iba 1 - 2 elektróny, čo ľahko robia.

Mechanizmus tvorby iónovej chemickej väzby v molekule sa tradične zvažuje na príklade interakcie sodíka a chlóru. Atómy alkalických kovov ľahko darujú elektrón ťahaný atómom halogénu. Výsledkom je katión Na + a anión Cl -, ktoré sú držané spolu elektrostatickou príťažlivosťou.

Ideálna iónová väzba neexistuje. Ani v takých zlúčeninách, ktoré sa často označujú ako iónové, nedochádza k finálnemu prechodu elektrónov z atómu na atóm. Vytvorený elektrónový pár zostáva stále bežne používaný. Preto hovoria o stupni ionicity kovalentnej väzby.

Iónová väzba sa vyznačuje dvoma hlavnými vlastnosťami navzájom súvisiacimi:

• nesmerovosť, to znamená, že elektrické pole okolo iónu má tvar gule;
• nenasýtenie, to znamená počet opačne nabitých iónov, ktoré sa môžu nachádzať okolo iónu, sa určuje podľa ich veľkosti.

Kovalentná chemická väzba

Väzba vytvorená pri prekrývaní elektrónových mračien nekovových atómov, ktorá sa uskutočňuje bežným elektrónovým párom, sa nazýva kovalentná väzba. Počet zdieľaných párov elektrónov určuje multiplicitu väzby. Atómy vodíka sú teda spojené jednou väzbou H ··· H a atómy kyslíka tvoria dvojitú väzbu O :: O.

Existujú dva mechanizmy jeho formovania:

• Výmenný - každý atóm predstavuje jeden elektrón na vytvorenie spoločného páru: A + B \u003d A: B, zatiaľ čo vonkajšie atómové orbitály, na ktorých je jeden elektrón umiestnený, sa podieľajú na realizácii väzby.
• Donor-akceptor - na vytvorenie väzby poskytuje jeden z atómov (donor) pár elektrónov a druhý (akceptor) poskytuje voľný orbitál na jeho umiestnenie: A +: B \u003d A: B.

Rozdielne sú aj spôsoby prekrývania elektrónových mrakov počas tvorby kovalentnej chemickej väzby.

1. Priamy. Oblasť prekrytia oblakov leží na priamej imaginárnej čiare spájajúcej jadrá uvažovaných atómov. V tomto prípade sa vytvárajú σ-väzby. Typ chemickej väzby, ktorá sa v tomto prípade vyskytuje, závisí od typu prekrývajúcich sa elektrónových oblakov: s-s, s-p, p-p, s-d alebo p-d σ-väzby. V častice (molekula alebo ión) je medzi dvoma susednými atómami možná iba jedna väzba σ.
2. Bočné. Vykonáva sa na oboch stranách línie spájajúcej atómové jadrá. Takto sa vytvorí väzba π a sú možné aj jej odrody: p-p, p-d, d-d. Okrem väzby σ sa nikdy netvorí väzba π; môže to byť v molekulách obsahujúcich viacnásobné (dvojité a trojité) väzby.

Vlastnosti kovalentnej väzby

Sú to oni, ktorí určujú chemické a fyzikálne vlastnosti zlúčenín. Hlavné vlastnosti akejkoľvek chemickej väzby v látkach sú jej smernosť, polarita a polarizovateľnosť, ako aj nasýtenie.

Smer spojenie je dané zvláštnosťami molekulárnej štruktúry látok a geometrickým tvarom ich molekúl. Jeho podstatou je, že najlepšie prekrytie elektrónových mrakov je možné pri určitej orientácii v priestore. Vyššie už boli zvážené možnosti vytvorenia σ- a π-väzby.

Pod sýtosť pochopiť schopnosť atómov vytvárať určitý počet chemických väzieb v molekule. Počet kovalentných väzieb pre každý atóm je obmedzený počtom vonkajších orbitalov.

Polarita väzba závisí od rozdielu v hodnotách elektronegativity atómov. Od toho závisí rovnomernosť distribúcie elektrónov medzi atómami jadier. Kovalentná väzba pre tento znak môže byť polárna alebo nepolárna.

• Ak spoločný elektrónový pár rovnako patrí ku každému z atómov a nachádza sa v rovnakej vzdialenosti od ich jadier, potom je kovalentná väzba nepolárna.
• Ak je spoločný pár elektrónov premiestnený do jadra jedného z atómov, potom sa vytvorí kovalentná polárna chemická väzba.

Polarizovateľnosť je vyjadrená premiestnením väzbových elektrónov pôsobením vonkajšieho elektrického poľa, ktoré môže patriť k inej častici, susediacim väzbám v tej istej molekule alebo pochádzať z vonkajších zdrojov elektromagnetických polí. Takže kovalentná väzba pod ich vplyvom môže zmeniť svoju polaritu.

Hybridizácia orbitálov sa chápe ako zmena ich tvaru počas implementácie chemickej väzby. To je nevyhnutné na dosiahnutie čo najefektívnejšieho prekrytia. Existujú nasledujúce typy hybridizácie:

• sp 3. Jeden s- a tri p-orbitaly tvoria štyri „hybridné“ orbitaly rovnakého tvaru. Navonok pripomína štvorsten s uhlom medzi osami 109 °.
• sp 2. Jeden s- a dva p-orbitaly tvoria plochý trojuholník s uhlom medzi osami 120 °.
• sp. Jeden s- a jeden p-orbitál tvoria dva „hybridné“ orbitaly s uhlom medzi osami 180 °.

Znakom štruktúry atómov kovu je pomerne veľký polomer a prítomnosť malého počtu elektrónov na vonkajších orbitáloch. Výsledkom je, že v takýchto chemických prvkoch je väzba medzi jadrom a valenčnými elektrónmi pomerne slabá a ľahko sa rozbije.

Kov väzba sa nazýva taká interakcia medzi atómami-iónmi kovov, ktorá sa uskutočňuje pomocou delokalizovaných elektrónov.

V kovových časticiach môžu valenčné elektróny ľahko opustiť vonkajšie orbitaly a zaberať na nich voľné miesta. Teda v rôznych dobách rovnakou časticou môže byť atóm a ión. Elektróny, ktoré sa od nich oddeľujú, sa voľne pohybujú v celom objeme kryštálovej mriežky a vytvárajú chemickú väzbu.

Tento typ väzby má podobnosť s iónovou a kovalentnou. Rovnako ako v prípade iónovej väzby sú na existenciu kovovej väzby potrebné ióny. Ale ak sú na uskutočnenie elektrostatickej interakcie v prvom prípade potrebné katióny a anióny, potom v druhom zohrávajú úlohu negatívne nabitých častíc elektróny. Ak porovnáme kovovú väzbu s kovalentnou väzbou, potom sú potrebné spoločné elektróny, aby sa vytvorili obidve. Na rozdiel od polárnej chemickej väzby však nie sú lokalizované medzi dvoma atómami, ale patria ku všetkým kovovým časticiam v kryštálovej mriežke.

Špeciálne vlastnosti takmer všetkých kovov sú spôsobené kovovou väzbou:

• plasticita je prítomná kvôli možnosti premiestnenia vrstiev atómov v kryštálovej mriežke držaných elektrónovým plynom;
• kovový lesk, ktorý sa pozoruje v dôsledku odrazu svetelných lúčov od elektrónov (v práškovom stave nie je kryštalická mriežka, a preto sa pozdĺž nej pohybujú elektróny);
• elektrická vodivosť, ktorá sa vykonáva prúdom nabitých častíc, a v tomto prípade sa malé elektróny voľne pohybujú medzi veľkými kovovými iónmi;
• tepelná vodivosť, pozorovaná v dôsledku schopnosti elektrónov prenášať teplo.

Tento typ chemickej väzby sa niekedy nazýva medziproduktom medzi kovalentnými a intermolekulárnymi interakciami. Ak má atóm vodíka väzbu s jedným z vysoko elektronegatívnych prvkov (ako je fosfor, kyslík, chlór, dusík), potom je schopný vytvoriť ďalšiu väzbu nazývanú vodík.

Je oveľa slabší ako všetky typy väzieb diskutovaných vyššie (energia nie viac ako 40 kJ / mol), ale nemožno ho zanedbávať. Preto vodíková chemická väzba na diagrame vyzerá ako prerušovaná čiara.

Vytvorenie vodíkovej väzby je možné vďaka súčasnej elektrostatickej interakcii donor-akceptor. Veľký rozdiel v hodnotách elektronegativity vedie k vzniku nadmernej elektrónovej hustoty na atómoch O, N, F a ďalších, ako aj k jej nedostatku na atóme vodíka. V prípade, že medzi týmito atómami neexistuje žiadna chemická väzba, sú dostatočne aktívne, keď sú dostatočne blízko. V tomto prípade je protón akceptorom elektrónového páru a druhý atóm je donor.

Vodíková väzba sa môže vyskytnúť tak medzi susednými molekulami, napríklad vodou, karboxylovými kyselinami, alkoholmi, amoniakom, ako aj v molekule, napríklad kyselinou salicylovou.

Prítomnosť vodíkovej väzby medzi molekulami vody vysvetľuje množstvo jej jedinečných fyzikálnych vlastností:

• Hodnoty jeho tepelnej kapacity, dielektrickej konštanty, teploty varu a topenia by v súlade s výpočtami mali byť podstatne menšie ako skutočné, čo sa vysvetľuje prepojenosťou molekúl a potrebou vynaložiť energiu na lámanie medzimolekulového vodíka. dlhopisy.
• Na rozdiel od iných látok sa objem vody zvyšuje so znižujúcou sa teplotou. Je to spôsobené tým, že molekuly obsadzujú určitú pozíciu v kryštálovej štruktúre ľadu a vzďaľujú sa od seba o dĺžku vodíkovej väzby.

Táto väzba hrá pre živé organizmy osobitnú úlohu, pretože jej zvláštna štruktúra, a teda aj vlastnosti, sú určené jej prítomnosťou v bielkovinových molekulách. Okrem toho sú nukleové kyseliny tvoriace dvojitú špirálu DNA tiež spojené vodíkovými väzbami.

Krištáľové väzby

Drvivá väčšina pevných látok má kryštálovú mriežku - zvláštne vzájomné usporiadanie častíc, ktoré ich tvoria. V tomto prípade sa pozoruje trojrozmerná periodicita a atómy, molekuly alebo ióny sa nachádzajú v uzloch, ktoré sú spojené imaginárnymi čiarami. V závislosti od povahy týchto častíc a väzieb medzi nimi sú všetky kryštálové štruktúry rozdelené na atómové, molekulárne, iónové a kovové.

Miesta mriežky iónových kryštálov obsahujú katióny a anióny. Navyše, každý z nich je obklopený presne stanoveným počtom iónov iba s opačným nábojom. Typickým príkladom je chlorid sodný (NaCl). Zvyčajne majú vysoké teploty topenia a tvrdosť, pretože na ich rozbitie je potrebné veľa energie.

V miestach mriežky molekulárneho kryštálu sú molekuly látok tvorené kovalentnou väzbou (napríklad I2). Sú navzájom spojené slabou van der Waalsovou interakciou, a preto je takúto štruktúru ľahké zničiť. Takéto zlúčeniny majú nízke teploty varu a teploty topenia.

Atómovú kryštálovú mriežku tvoria atómy chemických prvkov s vysokými valenčnými hodnotami. Sú viazané silnými kovalentnými väzbami, čo znamená, že látky sa vyznačujú vysokými bodmi varu, teplotou topenia a veľkou tvrdosťou. Príkladom je diamant.

Všetky typy väzieb prítomných v chemických látkach majú teda svoje vlastné vlastnosti, ktoré vysvetľujú jemnosť interakcie častíc v molekulách a látkach. Vlastnosti spojení závisia od nich. Určujú všetky procesy prebiehajúce v prostredí.

Kovalentná chemická väzba, jej odrody a mechanizmy tvorby. Charakterizácia kovalentnej väzby (polarita a energia väzby). Iónová väzba. Kovová väzba. Vodíková väzba

Doktrína chemickej väzby je základom celej teoretickej chémie.

Chemická väzba sa chápe ako interakcia atómov, ktorá ich viaže na molekuly, ióny, radikály, kryštály.

Existujú štyri typy chemických väzieb: iónové, kovalentné, kovové a vodíkové.

Rozdelenie chemických väzieb na typy je podmienené, pretože všetky sa vyznačujú určitou jednotou.

Iónová väzba sa môže považovať za limitujúci prípad kovalentnej polárnej väzby.

Kovová väzba kombinuje kovalentnú interakciu atómov pomocou zdieľaných elektrónov a elektrostatickej príťažlivosti medzi týmito elektrónmi a kovovými iónmi.

V látkach často neexistujú nijaké obmedzujúce prípady chemických väzieb (alebo čistých chemických väzieb).

Napríklad fluorid lítny $ LiF $ sa označuje ako iónové zlúčeniny. V skutočnosti je dlhopis v ňom 80% $ iónový a 20% $ kovalentný. Preto je správnejšie hovoriť o stupni polarity (ionicity) chemickej väzby.

V sérii halogenovodíkov $ HF - HCl - HBr - HI - H $ At $ sa stupeň polarity väzby znižuje, pretože sa zmenšuje rozdiel v hodnotách elektronegativity atómov halogénu a vodíka a vo vodíku sa väzba stáva takmer nepolárny $ (EO (H) \u003d 2,1; EO (At) \u003d 2,2) $.

V rovnakých látkach môžu byť obsiahnuté rôzne typy väzieb, napríklad:

1. v bázach: medzi atómami kyslíka a vodíka v hydroxoskupinách je väzba polárna kovalentná a medzi kovom a hydroxoskupinou je väzba iónová;
2. v soliach kyselín obsahujúcich kyslík: medzi atómom nekovu a kyslíkom zvyšku kyseliny - kovalentne polárne a medzi kovom a zvyškom kyseliny - iónové;
3. v amónnych, metylamóniových soliach atď.: medzi atómami dusíka a vodíka - kovalentne polárne a medzi amónnymi alebo metylamóniovými iónmi a zvyškami kyselín - iónové;
4. v peroxidoch kovov (napríklad $ Na_2O_2 $) je väzba medzi atómami kyslíka kovalentná nepolárna a medzi kovom a kyslíkom je iónová atď.

Rôzne typy odkazov môžu prechádzať jeden do druhého:

- počas elektrolytickej disociácie kovalentných zlúčenín vo vode sa kovalentná polárna väzba transformuje na iónovú;

- po odparení kovov sa kovová väzba zmení na kovalentnú nepolárnu atď.

Dôvodom jednoty všetkých druhov a typov chemických väzieb je ich identická chemická podstata - elektrón-jadrová interakcia. Vytvorenie chemickej väzby je v každom prípade výsledkom elektrónovo-jadrovej interakcie atómov sprevádzanej uvoľňovaním energie.

Spôsoby vytvorenia kovalentnej väzby. Vlastnosti kovalentnej väzby: dĺžka väzby a energia

Kovalentná chemická väzba je väzba, ktorá sa vyskytuje medzi atómami v dôsledku tvorby bežných elektrónových párov.

Mechanizmus vzniku takejto väzby môže byť výmenný a donor-akceptor.

I. Mechanizmus výmeny pôsobí, keď atómy tvoria spoločné elektrónové páry kombináciou nepárových elektrónov.

1) $ H_2 $ - vodík:

Väzba vzniká v dôsledku vytvorenia spoločného elektrónového páru $ s $ -elektrónmi atómov vodíka (prekrytie $ s $ -orbitálov):

2) $ HCl $ - chlorovodík:

Väzba vzniká v dôsledku vytvorenia spoločného elektrónového páru z elektrónov $ s- $ a $ p- $ (prekrývajú sa orbitaly $ s-p- $):

3) $ Cl_2 $: v molekule chlóru sa vytvorí kovalentná väzba v dôsledku nespárovaných $ p- $ elektrónov (prekrytie orbitálov $ p-p- $):

4) $ N_2 $: v molekule dusíka sa medzi atómami vytvárajú tri spoločné elektrónové páry:

II. Mechanizmus darcu a príjemcu vytvorenie kovalentnej väzby, zvážte príklad amónneho iónu $ NH_4 ^ + $.

Darca má elektrónový pár, akceptor má voľný orbitál, ktorý môže tento pár obsadiť. V amónnom ióne sú všetky štyri väzby s atómami vodíka kovalentné: tri vznikli v dôsledku vytvorenia bežných elektrónových párov atómom dusíka a atómov vodíka výmenným mechanizmom a jednu mechanizmom donor-akceptor.

Kovalentné väzby možno klasifikovať podľa spôsobu, akým sa elektrónové orbitaly prekrývajú, a tiež podľa ich posunu k jednému z viazaných atómov.

Chemické väzby vytvorené v dôsledku prekrývania sa elektrónových orbitálov pozdĺž línie väzby sa nazývajú $ σ $ -odkazy (sigma-odkazy)... Prepojenie sigma je veľmi silné.

$ p - $ orbitály sa môžu prekrývať v dvoch regiónoch a vytvárať kovalentnú väzbu v dôsledku bočného prekrytia:

Chemické väzby vznikajúce v dôsledku „bočného“ prekrytia elektrónových orbitálov mimo komunikačnej linky, t. J. v dvoch oblastiach sa nazývajú $ π $ -väzby (väzby pi).

Autor: stupeň zaujatosti spoločné elektrónové páry s jedným z atómov, ktoré sú nimi spojené, môže byť kovalentná väzba polárny a nepolárny.

Kovalentná chemická väzba vytvorená medzi atómami s rovnakou elektronegativitou sa nazýva nepolárny. Elektrónové páry nie sú premiestnené k žiadnemu z atómov, pretože atómy majú rovnaké EO - vlastnosť odťahovať valenčné elektróny od ostatných atómov. Napríklad:

tie. kovalentnou nepolárnou väzbou sa vytvárajú molekuly jednoduchých nekovových látok. Kovalentná chemická väzba medzi atómami prvkov, ktorých elektronegativity sa líšia, sa nazýva polárny.

Kovalentná dĺžka väzby a energia.

Charakteristické vlastnosti kovalentnej väzby - jeho dĺžka a energia. Dĺžka odkazu Je vzdialenosť medzi atómami atómov. Čím kratšia je jeho dĺžka, tým silnejšia je chemická väzba. Meradlom pevnosti väzby však je energia väzby, ktorá je určená množstvom energie potrebnej na prerušenie väzby. Spravidla sa meria v kJ / mol. Podľa experimentálnych údajov teda dĺžky väzieb molekúl $ H_2, Cl_2 $ a $ N_2 $ sú 0,074 $, 0,198 $ a 0,109 $ nm, respektíve väzbové energie sú 436, 242 $ a $ 946 $ kJ / mol.

Jonáš. Iónová väzba

Predstavme si, že sa „stretávajú“ dva atómy: atóm kovu skupiny I a nekovový atóm skupiny VII. Atóm kovu má na úrovni vonkajšej energie jediný elektrón a nekovovému atómu chýba iba jeden elektrón, aby bola jeho vonkajšia úroveň úplná.

Prvý atóm ľahko dá druhému svoj elektrón, ďaleko od jadra a slabo sa na neho naviaže, a druhý mu dá voľný priestor na svojej vonkajšej elektronickej úrovni.

Potom sa atóm zbavený jedného zo svojich záporných nábojov stane kladne nabitou časticou a druhý sa vďaka prijatému elektrónu premení na záporne nabitú časticu. Takéto častice sa nazývajú ióny.

Chemická väzba, ktorá sa vyskytuje medzi iónmi, sa nazýva iónová.

Zvážme vytvorenie tejto väzby na príklade dobre známej zlúčeniny chloridu sodného (kuchynská soľ):

Proces premeny atómov na ióny je znázornený na diagrame:

K tejto transformácii atómov na ióny vždy dôjde, keď dôjde k interakcii atómov typických kovov a typických nekovov.

Zvážte algoritmus (postupnosť) uvažovania pri zaznamenávaní tvorby iónovej väzby, napríklad medzi atómami vápnika a chlóru:

Zavolajú sa čísla ukazujúce počet atómov alebo molekúl koeficientya nazývajú sa čísla ukazujúce počet atómov alebo iónov v molekule indexy.

Kovová väzba

Poďme sa oboznámiť s tým, ako vzájomne pôsobia atómy kovových prvkov. Kovy zvyčajne neexistujú vo forme izolovaných atómov, ale vo forme hrudky, ingotu alebo kovového produktu. Čo udržuje atómy kovu v jednom zväzku?

Atómy väčšiny kovov na vonkajšej úrovni obsahujú malý počet elektrónov - 1, 2, 3 $. Tieto elektróny sa ľahko odtrhnú a atómy sa prevedú na pozitívne ióny. Oddelené elektróny sa pohybujú od jedného iónu k druhému a spájajú ich do jedného celku. V kombinácii s iónmi tieto elektróny dočasne tvoria atómy, potom sa znova odlomia a spoja s iným iónom atď. Následkom toho sú atómy vo veľkej časti kovu nepretržite transformované na ióny a naopak.

Väzba v kovoch medzi iónmi pomocou zdieľaných elektrónov sa nazýva kovová.

Obrázok schematicky zobrazuje štruktúru fragmentu kovového sodíka.

V tomto prípade malý počet zdieľaných elektrónov viaže veľké množstvo iónov a atómov.

Kovová väzba má určité podobnosti s kovalentnou väzbou, pretože je založená na zdieľaní vonkajších elektrónov. Avšak s kovalentnou väzbou sú vonkajšie nepárové elektróny iba dvoch susedných atómov socializované, zatiaľ čo s kovovou väzbou sa všetky atómy podieľajú na socializácii týchto elektrónov. Preto sú kryštály s kovalentnou väzbou krehké a kryštály s kovovou väzbou sú zvyčajne tvárne, elektricky vodivé a majú kovový lesk.

Kovová väzba je charakteristická pre čisté kovy, ako aj pre zmesi rôznych kovov - zliatin v pevnom a kvapalnom skupenstve.

Vodíková väzba

Chemická väzba medzi pozitívne polarizovanými atómami vodíka jednej molekuly (alebo jej časťou) a negatívne polarizovanými atómami silne elektronegatívnych prvkov, ktoré majú osamotené elektrónové páry ($ F, O, N $ a menej často $ S $ a $ Cl $), iná molekula (alebo jej časti) sa nazývajú vodík.

Mechanizmus vodíkovej väzby je čiastočne elektrostatický a čiastočne donor-akceptor.

Príklady intermolekulárnych vodíkových väzieb:

Za prítomnosti takejto väzby môžu byť aj látky s nízkou molekulovou hmotnosťou za normálnych podmienok kvapaliny (alkohol, voda) alebo ľahko skvapalnené plyny (amoniak, fluorovodík).

Látky s vodíkovými väzbami majú mriežky molekulárnych kryštálov.

Látky molekulárnej a nemolekulárnej štruktúry. Typ krištáľovej mriežky. Závislosť vlastností látok od ich zloženia a štruktúry

Molekulárna a nemolekulárna štruktúra látok

Do chemických interakcií nevstupujú jednotlivé atómy alebo molekuly, ale látky. Látka za daných podmienok môže byť v jednom z troch stavov agregácie: pevnom, kvapalnom alebo plynnom. Vlastnosti látky závisia aj od povahy chemickej väzby medzi jej základnými časticami - molekulami, atómami alebo iónmi. Podľa typu väzby sa rozlišujú látky molekulárnej a nemolekulárnej štruktúry.

Látky pozostávajúce z molekúl sa nazývajú molekulárne látky... Väzby medzi molekulami v takýchto látkach sú veľmi slabé, oveľa slabšie ako medzi atómami vo vnútri molekuly a aj pri relatívne nízkych teplotách sa rozpadajú - látka sa mení na kvapalinu a potom na plyn (sublimácia jódu). Teploty topenia a varu látok zložených z molekúl stúpajú so zvyšujúcou sa molekulovou hmotnosťou.

Molekulárne látky zahŕňajú látky s atómovou štruktúrou ($ C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W $), medzi nimi sú kovy a nekovy.

Zvážte fyzikálne vlastnosti alkalických kovov. Relatívne nízka sila väzby medzi atómami spôsobuje nízku mechanickú pevnosť: alkalické kovy sú mäkké, ľahko sa rezajú nožom.

Veľká veľkosť atómov vedie k nízkej hustote alkalických kovov: lítium, sodík a draslík sú ešte ľahšie ako voda. V skupine alkalických kovov klesajú teploty varu a tavenia so zvyšovaním poradového čísla prvku, pretože veľkosti atómov sa zväčšujú a väzby slabnú.

K látkam nemolekulárny štruktúry zahŕňajú iónové zlúčeniny. Väčšina zlúčenín kovov s nekovmi má túto štruktúru: všetky soli ($ NaCl, K_2SO_4 $), niektoré hydridy ($ LiH $) a oxidy ($ CaO, MgO, FeO $), zásady ($ NaOH, KOH $). Iónové (nemolekulárne) látky majú vysoké teploty topenia a varu.

Krištáľové mriežky

Látka, ako viete, môže existovať v troch skupinách agregácie: plynnom, kvapalnom a pevnom.

Tuhé látky: amorfné a kryštalické.

Zvážte, ako vlastnosti chemických väzieb ovplyvňujú vlastnosti pevných látok. Tuhé látky sa delia na kryštalickýa amorfný.

Amorfné látky nemajú jasný bod topenia - pri zahriatí postupne mäknú a menia sa na tekuté skupenstvo. Napríklad v amorfnom stave sú plastelíny a rôzne živice.

Kryštalické látky sa vyznačujú správnym usporiadaním tých častíc, z ktorých sa skladajú: atómy, molekuly a ióny - v presne stanovených bodoch vesmíru. Keď sú tieto body spojené priamkami, vytvorí sa priestorová kostra, ktorá sa nazýva krištáľová mriežka. Body, kde sa nachádzajú častice kryštálu, sa nazývajú mriežkové body.

V závislosti od typu častíc nachádzajúcich sa v miestach kryštálovej mriežky a povahy väzby medzi nimi sa rozlišujú štyri typy kryštálových mriežok: iónový, atómový, molekulárny a kov.

Mriežky iónového kryštálu.

Iónsky nazývané kryštálové mriežky, v uzloch ktorých sú ióny. Sú tvorené látkami s iónovou väzbou, ktoré môžu byť spojené s jednoduchými iónmi $ Na ^ (+), Cl ^ (-) $ a komplexnými iónmi $ SO_4 ^ (2−), OH ^ - $. V dôsledku toho majú soli, niektoré oxidy a hydroxidy kovov mriežky iónových kryštálov. Napríklad kryštál chloridu sodného pozostáva zo striedania kladných iónov $ Na ^ + $ a záporných iónov $ Cl ^ - $, ktoré vytvárajú mriežku v tvare kocky. Väzby medzi iónmi v takomto kryštáli sú veľmi stabilné. Preto sa látky s iónovou mriežkou vyznačujú pomerne vysokou tvrdosťou a pevnosťou, sú žiaruvzdorné a neprchavé.

Atómové kryštálové mriežky.

Atómová sa nazývajú kryštálové mriežky, v uzloch ktorých sú jednotlivé atómy. V takýchto mriežkach sú atómy spojené veľmi silnými kovalentnými väzbami. Príkladom látok s týmto typom kryštálovej mriežky je diamant - jedna z alotropických modifikácií uhlíka.

Väčšina látok s atómovou kryštálovou mriežkou má veľmi vysoké teploty topenia (napríklad pre diamant je to viac ako 3500 ° C $), sú silné a pevné, prakticky nerozpustné.

Molekulárne kryštálové mriežky.

Molekulárna nazývané kryštálové mriežky, v uzloch ktorých sa nachádzajú molekuly. Chemické väzby v týchto molekulách môžu byť tak polárne ($ HCl, H_2O $), ako aj nepolárne ($ N_2, O_2 $). Napriek skutočnosti, že atómy vo vnútri molekúl sú viazané veľmi silnými kovalentnými väzbami, pôsobia medzi samotnými molekulami slabé sily intermolekulárnej príťažlivosti. Preto majú látky s mriežkami molekulárnych kryštálov nízku tvrdosť, nízke teploty topenia a sú prchavé. Väčšina tuhých organických zlúčenín má mriežky molekulárnych kryštálov (naftalén, glukóza, cukor).

Mriežky z kovových kryštálov.

Látky s kovovou väzbou majú kovové kryštálové mriežky. V miestach takýchto mriežok sa nachádzajú atómy a ióny (buď atómy alebo ióny, na ktoré sa ľahko transformujú atómy kovu, pričom svoje vonkajšie elektróny darujú „na všeobecné použitie“). Táto vnútorná štruktúra kovov určuje ich charakteristické fyzikálne vlastnosti: tvárnosť, plastickosť, elektrická a tepelná vodivosť, charakteristický kovový lesk.

Všetky chemické zlúčeniny vznikajú tvorbou chemickej väzby. A v závislosti od typu spojovacích častíc sa rozlišuje niekoľko typov. Najzákladnejšie - je kovalentný polárny, kovalentný nepolárny, kovový a iónový. Dnes si povieme o iónovom.

V kontakte s

Čo sú ióny

Tvorí sa medzi dvoma atómami - spravidla za predpokladu, že rozdiel v elektronegativite medzi nimi je veľmi veľký. Elektronegativita atómov a iónov sa hodnotí pomocou Pollingovej stupnice.

Preto, aby sa správne zvážili vlastnosti zlúčenín, bol zavedený koncept ionicity. Táto vlastnosť vám umožňuje určiť percento určitej iónovej väzby.

Zlúčeninou s najvyššou ionicitou je fluorid cézny, v ktorom je to približne 97%. Iónová väzba je charakteristická pre látky tvorené atómami kovu nachádzajúcimi sa v prvej a druhej skupine D.I. Mendelejev a atómy nekovov v šiestej a siedmej skupine tej istej tabuľky.

Poznámka!Je potrebné poznamenať, že neexistuje žiadna zlúčenina, v ktorej by vzťah bol výlučne iónový. Pre v súčasnosti objavené prvky je nemožné dosiahnuť taký veľký rozdiel v elektronegativite, aby sa získala 100% iónová zlúčenina. Definícia iónovej väzby preto nie je úplne správna, pretože sa v skutočnosti uvažuje o zlúčeninách s čiastočnou iónovou interakciou.

Prečo zaviedli tento pojem, ak taký jav v skutočnosti neexistuje? Faktom je, že tento prístup pomohol vysvetliť mnohé nuansy vo vlastnostiach solí, oxidov a iných látok. Napríklad prečo sú vysoko rozpustné vo vode a ich riešenia sú schopné viesť elektrický prúd... To sa nedá vysvetliť z iného uhla pohľadu.

Mechanizmus formovania

Vytvorenie iónovej väzby je možné, iba ak sú splnené dve podmienky: ak je atóm kovu, ktorý sa zúčastňuje reakcie, schopný ľahko darovať elektróny, ktoré sú na poslednej energetickej úrovni, a nekovový atóm je schopný tieto elektróny prijať. Atómy kovov sú zo svojej podstaty redukčné činidlá, to znamená, že sú schopné darovanie elektrónov.

Je to spôsobené tým, že na poslednej energetickej úrovni v kovu môžu byť jeden až tri elektróny a samotný polomer častice je dosť veľký. Preto je sila interakcie jadra s elektrónmi na poslednej úrovni taká malá, že ju môžu ľahko opustiť. Pri nekovoch je situácia úplne iná. Oni majú malý polomera počet vlastných elektrónov na poslednej úrovni môže byť od troch do siedmich.

A interakcia medzi nimi a pozitívnym jadrom je dostatočne silná, ale akýkoľvek atóm sa snaží dokončiť energetickú hladinu, takže atómy nekovu sa snažia získať chýbajúce elektróny.

A keď sa stretnú dva atómy - kovový a nekovový -, elektróny sa presunú z atómu kovu na nekovový atóm a vytvorí sa chemická interakcia.

Schéma zapojenia

Obrázok jasne ukazuje, ako sa uskutočňuje tvorba iónovej väzby. Spočiatku sú neutrálne nabité atómy sodíka a chlóru.

Prvý má jeden elektrón na poslednej energetickej úrovni, druhý sedem. Ďalej prechod elektrónov zo sodíka na chlór a tvorba dvoch iónov. Ktoré sa navzájom kombinujú a vytvárajú látku. Čo je to ión? Ión je nabitá častica, v ktorej počet protónov sa nerovná počtu elektrónov.

Rozdiely od kovalentného typu

Iónová väzba nemá žiadny smer kvôli svojej špecifickosti. Je to tak kvôli skutočnosti, že elektrické pole iónu je guľa, pričom sa rovnakým alebo rovnakým smerom zmenšuje alebo zväčšuje v jednom smere.

Na rozdiel od kovalentného, \u200b\u200bktorý je tvorený prekrývajúcimi sa elektrónovými mrakmi.

Druhý rozdiel je v tom kovalentná väzba je nasýtená... Čo to znamená? Počet elektronických oblakov, ktoré sa môžu podieľať na interakcii, je obmedzený.

A v iónovom poli sa vďaka skutočnosti, že elektrické pole má sférický tvar, môže kombinovať s neobmedzeným počtom iónov. To znamená, že môžeme povedať, že nie je nasýtený.

Môže sa tiež vyznačovať niekoľkými ďalšími vlastnosťami:

1. Energia väzby je kvantitatívna charakteristika a závisí od množstva energie, ktoré je potrebné vynaložiť na jej rozpadnutie. Závisí to od dvoch kritérií - dĺžka väzby a iónový nábojúčasť na jej vzdelávaní. Väzba je silnejšia, čím kratšia je jej dĺžka a tým väčšie sú náboje iónov, ktoré ju tvoria.
2. Dĺžka - toto kritérium už bolo spomenuté v predchádzajúcom odseku. Závisí to výlučne od polomeru častíc, ktoré sa podieľajú na tvorbe zlúčeniny. Polomer atómov sa mení nasledovne: s obdobím sa zmenšuje so zvyšujúcim sa sériovým číslom a so zvyšovaním v skupine.

Látky s iónovými väzbami

Je to typické pre značné množstvo chemických zlúčenín. Toto je najviac zo všetkých solí vrátane známej kuchynskej soli. Nachádza sa vo všetkých spojeniach, kde existuje priame spojenie kontakt medzi kovom a nekovom... Tu je niekoľko príkladov iónovo viazaných látok:

• chloridy sodné a draselné,
• fluorid cézny,
• oxid horečnatý.

Môže sa prejaviť aj v zložitých zlúčeninách.

Napríklad síran horečnatý.

Tu je vzorec pre látku s iónovou a kovalentnou väzbou:

Iónová väzba sa vytvorí medzi iónmi kyslíka a horčíka, ale síry a sú už navzájom spojené kovalentnou polárnou.

Z čoho možno usúdiť, že iónová väzba je charakteristická pre zložité chemické zlúčeniny.

Čo je iónová väzba v chémii

Typy chemických väzieb - iónové, kovalentné, kovové

Výkon

Vlastnosti sú priamo závislé od zariadenia kryštálová mriežka... Preto sú všetky zlúčeniny s iónovou väzbou ľahko rozpustné vo vode a iných polárnych rozpúšťadlách, sú vodivé a sú dielektrické. Zároveň sú skôr žiaruvzdorné a krehké. Vlastnosti týchto látok sa často používajú pri navrhovaní elektrických spotrebičov.