Ako se elektronegativnosti atoma u interakciji zna?ajno razlikuju (razlika u elektronegativnosti je ve?a od 2: DEO>2), tada se jedan od elektrona gotovo potpuno prenosi na drugi atom, sa formiranjem joni. Ova veza se zove jonski.

Osnovni tipovi hemijskih veza - kovalentna, jonski I metal komunikacije. Pogledajmo ih pobli?e.

Kovalentna hemijska veza

Kovalentna veza – to je hemijska veza , nastala zbog formiranje zajedni?kog elektronskog para A:B . ?tavi?e, dva atoma preklapanje atomske orbitale. Kovalentna veza nastaje interakcijom atoma s malom razlikom u elektronegativnosti (obi?no izme?u dva nemetala) ili atoma jednog elementa.

Osnovna svojstva kovalentnih veza

• fokus,
• zasi?enost,
• polaritet,
• polarizabilnost.

Ova svojstva vezivanja uti?u na hemijska i fizi?ka svojstva supstanci.

Smjer komunikacije karakteri?e hemijsku strukturu i oblik supstanci. Uglovi izme?u dvije veze nazivaju se uglovi veze. Na primjer, u molekuli vode vezni ugao H-O-H je 104,45 o, stoga je molekul vode polarni, a u molekuli metana vezni ugao H-C-H je 108 o 28?.

Zasi?enost je sposobnost atoma da formiraju ograni?en broj kovalentnih hemijskih veza. Broj veza koji atom mo?e formirati naziva se.

Polaritet veza nastaje zbog neravnomjerne raspodjele elektronske gusto?e izme?u dva atoma razli?ite elektronegativnosti. Kovalentne veze dijele se na polarne i nepolarne.

Polarizabilnost veze su sposobnost veznih elektrona da se pomjeraju pod utjecajem vanjskog elektri?nog polja(posebno, elektri?no polje druge ?estice). Polarizabilnost zavisi od pokretljivosti elektrona. ?to je elektron udaljeniji od jezgre, to je pokretniji, a samim tim i molekul je vi?e polarizabilan.

Kovalentna nepolarna hemijska veza

Postoje 2 vrste kovalentne veze - POLAR I NON-POLARNI .

Primjer . Razmotrimo strukturu molekule vodonika H2. Svaki atom vodonika na svom vanjskom energetskom nivou nosi 1 nespareni elektron. Za prikaz atoma koristimo Lewisovu strukturu - ovo je dijagram strukture vanjskog energetskog nivoa atoma, kada su elektroni ozna?eni ta?kama. Modeli Lewisove ta?ke strukture su od velike pomo?i kada se radi sa elementima drugog perioda.

H. + . H = H:H

Dakle, molekul vodonika ima jedan zajedni?ki elektronski par i jednu H–H hemijsku vezu. Ovaj elektronski par se ne pomera ni na jedan od atoma vodika, jer Atomi vodika imaju istu elektronegativnost. Ova veza se zove kovalentna nepolarna .

Kovalentna nepolarna (simetri?na) veza je kovalentna veza koju formiraju atomi sa jednakom elektronegativno??u (obi?no isti nemetali) i, prema tome, sa ravnomernom raspodelom elektronske gustine izme?u jezgara atoma.

Dipolni moment nepolarnih veza je 0.

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

Kovalentna polarna hemijska veza

Kovalentna polarna veza je kovalentna veza koja se javlja izme?u atomi razli?ite elektronegativnosti (obi?no, raznih nemetala) i karakteriziran je pomak dijeli elektronski par na elektronegativniji atom (polarizacija).

Gusto?a elektrona se pomjera na elektronegativniji atom - stoga se na njemu pojavljuje djelomi?ni negativni naboj (d-), a na manje elektronegativnom atomu pojavljuje se djelomi?ni pozitivni naboj (d+, delta +).

?to je ve?a razlika u elektronegativnosti atoma, to je ve?a polaritet veze i drugo dipolni moment . Izme?u susjednih molekula i naboja suprotnog predznaka djeluju dodatne privla?ne sile, koje se pove?avaju snagu komunikacije.

Polaritet veze uti?e na fizi?ka i hemijska svojstva jedinjenja. Mehanizmi reakcije, pa ?ak i reaktivnost susjednih veza zavise od polariteta veze. Polaritet veze ?esto odre?uje polaritet molekula i na taj na?in direktno uti?e na fizi?ka svojstva kao ?to su ta?ka klju?anja i ta?ka topljenja, rastvorljivost u polarnim rastvara?ima.

primjeri: HCl, CO 2, NH 3.

Mehanizmi stvaranja kovalentne veze

Kovalentne hemijske veze mogu nastati pomo?u 2 mehanizma:

1. Mehanizam razmjene formiranje kovalentne hemijske veze je kada svaka ?estica daje jedan nespareni elektron da formira zajedni?ki elektronski par:

A . + . B= A:B

2. Formiranje kovalentne veze je mehanizam u kojem jedna od ?estica daje usamljeni par elektrona, a druga ?estica osigurava praznu orbitalu za ovaj elektronski par:

O: + B= A:B

U ovom slu?aju, jedan od atoma daje usamljeni par elektrona ( donator), a drugi atom daje praznu orbitalu za taj par ( akceptor). Kao rezultat formiranja obje veze, energija elektrona se smanjuje, tj. ovo je korisno za atome.

Kovalentna veza formirana mehanizmom donor-akceptor nije druga?ije u svojstvima drugih kovalentnih veza formiranih mehanizmom razmjene. Formiranje kovalentne veze mehanizmom donor-akceptor tipi?no je za atome ili s velikim brojem elektrona na vanjskom energetskom nivou (donori elektrona), ili, obrnuto, s vrlo malim brojem elektrona (akceptori elektrona). Valentne sposobnosti atoma su detaljnije razmotrene u odgovaraju?em odjeljku.

Kovalentnu vezu formira mehanizam donor-akceptor:

- u molekulu ugljen monoksid CO(veza u molekulu je trostruka, 2 veze se formiraju mehanizmom razmene, jedna donor-akceptorskim mehanizmom): C?O;

- V amonijum jona NH 4 +, u jonima organski amini, na primjer, u metilamonijum jonu CH 3 -NH 2 + ;

- V kompleksna jedinjenja, hemijska veza izme?u centralnog atoma i ligandnih grupa, na primjer, u natrijum tetrahidroksoaluminatu Na veza izme?u aluminijuma i hidroksidnih jona;

- V du?i?ne kiseline i njenih soli- nitrati: HNO 3, NaNO 3, u nekim drugim azotnim jedinjenjima;

- u molekulu ozona O3.

Osnovne karakteristike kovalentnih veza

Kovalentne veze se obi?no formiraju izme?u atoma nemetala. Glavne karakteristike kovalentne veze su du?ina, energija, vi?estrukost i usmjerenost.

Vi?estrukost hemijske veze

Vi?estrukost hemijske veze - Ovo broj zajedni?kih elektronskih parova izme?u dva atoma u spoju. Vi?estrukost veze mo?e se prili?no lako odrediti iz vrijednosti atoma koji formiraju molekulu.

Na primjer , u molekulu vodonika H 2 vi?estrukost veze je 1, jer Svaki vodonik ima samo 1 nespareni elektron na svom vanjskom energetskom nivou, stoga se formira jedan zajedni?ki elektronski par.

U molekuli kiseonika O 2, multiplicitet veze je 2, jer Svaki atom na vanjskom energetskom nivou ima 2 nesparena elektrona: O=O.

U molekulu azota N2, multiplicitet veze je 3, jer izme?u svakog atoma postoje 3 nesparena elektrona na vanjskom energetskom nivou, a atomi formiraju 3 zajedni?ka elektronska para N?N.

Du?ina kovalentne veze

Du?ina hemijske veze je udaljenost izme?u centara jezgara atoma koji formiraju vezu. Odre?uje se eksperimentalnim fizi?kim metodama. Du?ina veze mo?e se pribli?no procijeniti kori?tenjem pravila aditivnosti, prema kojem je du?ina veze u molekuli AB pribli?no jednaka polovini sume du?ina veze u molekulima A 2 i B 2:

Du?ina hemijske veze mo?e se grubo proceniti atomskim radijusima formiranje veze, ili po komunikacijskoj vi?estrukosti, ako radijusi atoma nisu mnogo razli?iti.

Kako se radijusi atoma koji formiraju vezu pove?avaju, du?ina veze ?e se pove?avati.

Na primjer

Kako se pove?ava broj veza izme?u atoma (?iji se atomski radijusi ne razlikuju ili se razlikuju samo malo), duljina veze ?e se smanjiti.

Na primjer . U nizu: C–C, C=C, C?C, du?ina veze se smanjuje.

Energija komunikacije

Mjera snage hemijske veze je energija veze. Energija komunikacije odre?ena energijom potrebnom za prekid veze i uklanjanje atoma koji formiraju tu vezu na beskona?no veliku udaljenost jedan od drugog.

Kovalentna veza je veoma izdr?ljiv. Njegova energija se kre?e od nekoliko desetina do nekoliko stotina kJ/mol. ?to je energija veze ve?a, to je ve?a snaga veze i obrnuto.

Ja?ina hemijske veze zavisi od du?ine veze, polariteta veze i vi?estrukosti veze. ?to je hemijska veza du?a, to je lak?e prekinuti, a ?to je manja energija veze, to je manja njena snaga. ?to je hemijska veza kra?a, to je ja?a i ve?a je energija veze.

Na primjer, u nizu jedinjenja HF, HCl, HBr s leva na desno, ja?ina hemijske veze smanjuje se, jer Du?ina veze se pove?ava.

Jonska hemijska veza

Jonska veza je hemijska veza zasnovana na elektrostati?ko privla?enje jona.

Joni nastaju u procesu prihvatanja ili doniranja elektrona od strane atoma. Na primjer, atomi svih metala slabo dr?e elektrone sa vanjskog energetskog nivoa. Zbog toga se atomi metala odlikuju obnavljaju?a svojstva- sposobnost doniranja elektrona.

Primjer. Atom natrijuma sadr?i 1 elektron na energetskom nivou 3. Lako ga se odri?u?i, atom natrija formira mnogo stabilniji Na + jon, sa elektronskom konfiguracijom plemenitog gasa neona Ne. Natrijum jon sadr?i 11 protona i samo 10 elektrona, tako da je ukupni naboj jona -10+11 = +1:

+11N / A) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 N / A +) 2 ) 8

Primjer. Atom hlora na svom vanjskom energetskom nivou sadr?i 7 elektrona. Da bi stekao konfiguraciju stabilnog inertnog atoma argona Ar, klor treba da dobije 1 elektron. Nakon dodavanja elektrona, formira se stabilan jon hlora koji se sastoji od elektrona. Ukupan naboj jona je -1:

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

Bilje?ka:

• Svojstva jona se razlikuju od svojstava atoma!
• Stabilni joni mogu se formirati ne samo atomi, ali tako?e grupe atoma. Na primjer: amonijum jon NH 4 +, sulfatni jon SO 4 2-, itd. Hemijske veze formirane od takvih jona tako?e se smatraju jonskim;
• Jonske veze se obi?no formiraju jedna izme?u druge metali I nemetali(nemetalne grupe);

Nastali ioni se privla?e zbog elektri?ne privla?nosti: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Hajde da vizuelno sumiramo razlika izme?u tipa kovalentne i jonske veze:

Metalni priklju?ak je veza koja se formira relativno slobodnih elektrona izme?u metalni joni, formiraju?i kristalnu re?etku.

Atomi metala se obi?no nalaze na vanjskom energetskom nivou jedan do tri elektrona. Radijusi atoma metala su, u pravilu, veliki - dakle, atomi metala, za razliku od nemetala, prili?no lako odustaju od svojih vanjskih elektrona, tj. su jaki redukcioni agensi.

Daruju?i elektrone, atomi metala se pretvaraju u pozitivno nabijenih jona . Odvojeni elektroni su relativno slobodni se kre?u izme?u pozitivno nabijenih metalnih jona. Izme?u ovih ?estica nastaje veza, jer zajedni?ki elektroni dr?e metalne katjone raspore?ene u slojeve zajedno , ?ime se stvara prili?no jaka metalna kristalna re?etka . U ovom slu?aju, elektroni se neprekidno kre?u haoti?no, tj. Neprestano se pojavljuju novi neutralni atomi i novi kationi.

Intermolekularne interakcije

Zasebno, vrijedno je razmotriti interakcije koje nastaju izme?u pojedina?nih molekula u tvari - intermolekularne interakcije . Intermolekularne interakcije su vrsta interakcije izme?u neutralnih atoma u kojoj se ne pojavljuju nove kovalentne veze. Sile interakcije izme?u molekula otkrio je Van der Waals 1869. godine i dobio ime po njemu. Van dar Waalsove snage. Van der Waalsove snage se dijele na orijentacija, indukcija I disperzivno . Energija me?umolekularnih interakcija je mnogo manja od energije hemijskih veza.

Orijentacijske sile privla?enja nastaju izme?u polarnih molekula (dipol-dipol interakcija). Ove sile se javljaju izme?u polarnih molekula. Induktivne interakcije je interakcija izme?u polarnog i nepolarnog molekula. Nepolarna molekula je polarizirana zbog djelovanja polarnog, ?to stvara dodatnu elektrostati?ku privla?nost.

Posebna vrsta me?umolekularne interakcije su vodikove veze. - to su intermolekularne (ili intramolekularne) hemijske veze koje nastaju izme?u molekula koje imaju visoko polarne kovalentne veze - H-F, H-O ili H-N. Ako postoje takve veze u molekulu, onda ?e ih postojati izme?u molekula dodatne privla?ne sile .

Obrazovni mehanizam vodoni?na veza je dijelom elektrostati?ka, a dijelom donorsko-akceptorna. U ovom slu?aju, donor elektronskog para je atom jako elektronegativnog elementa (F, O, N), a akceptor su atomi vodika povezani sa ovim atomima. Vodikove veze karakteriziraju fokus u svemiru i saturation

Vodikove veze mogu se ozna?iti ta?kama: H ··· O. ?to je ve?a elektronegativnost atoma spojenog na vodonik, i ?to je manja njegova veli?ina, to je ja?a vodikova veza. Tipi?an je prvenstveno za veze fluor sa vodonikom , kao i do kiseonik i vodonik , manje azot sa vodonikom .

Vodikove veze nastaju izme?u sljede?ih supstanci:

— fluorovodonik HF(gas, rastvor fluorovodonika u vodi - fluorovodoni?na kiselina), vode H 2 O (para, led, te?na voda):

— rastvor amonijaka i organskih amina- izme?u molekula amonijaka i vode;

— organska jedinjenja u kojima se vezuju O-H ili N-H: alkoholi, karboksilne kiseline, amini, aminokiseline, fenoli, anilin i njegovi derivati, proteini, rastvori ugljenih hidrata - monosaharidi i disaharidi.

Vodikova veza uti?e na fizi?ka i hemijska svojstva supstanci. Dakle, dodatno privla?enje izme?u molekula ote?ava klju?anje tvari. Supstance sa vodoni?nim vezama pokazuju abnormalno pove?anje ta?ke klju?anja.

Na primjer U pravilu, s pove?anjem molekularne te?ine, uo?ava se pove?anje to?ke klju?anja tvari. Me?utim, u nizu supstanci H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te ne uo?avamo linearnu promjenu u ta?kama klju?anja.

Naime, kod ta?ka klju?anja vode je nenormalno visoka - ne manje od -61 o C, kako nam pokazuje prava linija, ali mnogo vi?e, +100 o C. Ova anomalija se obja?njava prisustvom vodoni?nih veza izme?u molekula vode. Dakle, u normalnim uslovima (0-20 o C) voda je te?nost po faznom stanju.

Definicija

Kovalentna veza je hemijska veza koju formiraju atomi koji dijele svoje valentne elektrone. Preduslov za formiranje kovalentne veze je preklapanje atomskih orbitala (AO) u kojima se nalaze valentni elektroni. U najjednostavnijem slu?aju, preklapanje dva AO dovodi do formiranja dvije molekularne orbitale (MO): veznog MO i antivezuju?eg (antivezuju?eg) MO. Zajedni?ki elektroni se nalaze na donjoj energetskoj vezi MO:

Education Communications

Kovalentna veza (atomska veza, homeopolarna veza) - veza izme?u dva atoma zbog dijeljenja dvaju elektrona - po jedan iz svakog atoma:

A. + B. -> A: B

Iz tog razloga, homeopolarni odnos je usmjeren. Par elektrona koji izvode vezu pripada istovremeno oba vezana atoma, na primjer:

Vrste kovalentnih veza

Postoje tri vrste kovalentnih hemijskih veza, koje se razlikuju po mehanizmu njihovog formiranja:

1. Jednostavna kovalentna veza. Za njegovo formiranje, svaki atom daje jedan nespareni elektron. Kada se formira jednostavna kovalentna veza, formalni naboji atoma ostaju nepromijenjeni. Ako su atomi koji formiraju jednostavnu kovalentnu vezu isti, onda su istinski naboji atoma u molekuli tako?er isti, budu?i da atomi koji formiraju vezu podjednako posjeduju zajedni?ki elektronski par, takva veza se naziva nepolarna kovalentna obveznica. Ako su atomi razli?iti, tada je stupanj posjedovanja zajedni?kog para elektrona odre?en razlikom u elektronegativnosti atoma, atom sa vi?om elektronegativno??u ima par veznih elektrona u ve?oj mjeri, pa je stoga njegov pravi naboj ima negativan predznak, atom sa ni?om elektronegativno??u dobija isti naboj, ali sa pozitivnim predznakom.

Sigma (s)-, pi (p)-veze su pribli?an opis tipova kovalentnih veza u molekulima organskih jedinjenja; s-vezu karakteri?e ?injenica da je gustina elektronskog oblaka maksimalna du? ose koja spaja jezgra atoma. Kada se formira p veza, dolazi do takozvanog bo?nog preklapanja elektronskih oblaka, a gustina elektronskog oblaka je maksimalna "iznad" i "ispod" ravni s veze. Na primjer, uzmite etilen, acetilen i benzen.

U molekulu etilena C 2 H 4 postoji dvostruka veza CH 2 = CH 2, njegova elektronska formula: H:C::C:H. Jezgra svih atoma etilena nalaze se u istoj ravni. Tri elektronska oblaka svakog atoma ugljika formiraju tri kovalentne veze sa drugim atomima u istoj ravni (sa uglovima izme?u njih od pribli?no 120°). Oblak ?etvrtog valentnog elektrona atoma ugljika nalazi se iznad i ispod ravnine molekule. Takvi elektronski oblaci oba atoma ugljika, koji se djelomi?no preklapaju iznad i ispod ravnine molekule, formiraju drugu vezu izme?u atoma ugljika. Prva, ja?a kovalentna veza izme?u atoma ugljika naziva se s veza; druga, slabija kovalentna veza se zove p veza.

U linearnoj molekuli acetilena

N-S?S-N (N: S::: S: N)

postoje s veze izme?u atoma ugljika i vodika, jedna s veza izme?u dva atoma ugljika i dvije p veze izme?u istih atoma ugljika. Dvije p-veze nalaze se iznad sfere djelovanja s-veze u dvije me?usobno okomite ravni.

Svih ?est ugljikovih atoma cikli?ke molekule benzena C 6 H 6 le?e u istoj ravni. Postoje s veze izme?u ugljikovih atoma u ravnini prstena; Svaki atom ugljika ima iste veze sa atomima vodika. Atomi ugljika tro?e tri elektrona da naprave ove veze. Oblaci ?etvrtih valentnih elektrona atoma ugljika, u obliku osmice, smje?teni su okomito na ravan molekula benzena. Svaki takav oblak se podjednako preklapa sa oblacima elektrona susjednih atoma ugljika. U molekulu benzena ne nastaju tri odvojene p veze, ve? jedan p elektronski sistem od ?est elektrona, zajedni?ki za sve atome ugljika. Veze izme?u atoma ugljika u molekuli benzena su potpuno iste.

Kovalentna veza nastaje kao rezultat dijeljenja elektrona (za formiranje zajedni?kih elektronskih parova), ?to se doga?a tokom preklapanja elektronskih oblaka. Formiranje kovalentne veze uklju?uje elektronske oblake dva atoma. Postoje dvije glavne vrste kovalentnih veza:

• Kovalentna nepolarna veza se formira izme?u nemetalnih atoma istog hemijskog elementa. Jednostavne tvari, na primjer O 2, imaju takvu vezu; N 2; C 12.
• Izme?u atoma razli?itih nemetala formira se polarna kovalentna veza.

vidi tako?e

Knji?evnost

• “Hemijski enciklopedijski re?nik”, M., “Sovjetska enciklopedija”, 1983, str.264.

Wikimedia Foundation. 2010.

• Velika politehni?ka enciklopedija

HEMIJSKO VEZIVANJE, mehanizam kojim se atomi spajaju u molekule. Postoji nekoliko tipova takvih veza, zasnovanih ili na privla?enju suprotnih naelektrisanja, ili na formiranju stabilnih konfiguracija putem razmene elektrona.... Nau?no-tehni?ki enciklopedijski re?nik

Hemijska veza- HEMIJSKA VEZA, interakcija atoma, koja uzrokuje njihovu kombinaciju u molekule i kristale. Sile koje djeluju tokom formiranja kemijske veze su uglavnom elektri?ne prirode. Formiranje hemijske veze je pra?eno restrukturiranjem ... ... Ilustrovani enciklopedijski rje?nik

Uzajamno privla?enje atoma, ?to dovodi do stvaranja molekula i kristala. Uobi?ajeno je re?i da u molekulu ili u kristalu postoje kemijske strukture izme?u susjednih atoma. Valencija atoma (o kojoj se detaljnije govori u nastavku) pokazuje broj veza... Velika sovjetska enciklopedija

hemijska veza- me?usobno privla?enje atoma, ?to dovodi do stvaranja molekula i kristala. Valencija atoma pokazuje broj veza koje formira dati atom sa susjednim. Termin "hemijska struktura" uveo je akademik A. M. Butlerov u ... ... Enciklopedijski re?nik metalurgije

Jonska veza je jaka hemijska veza nastala izme?u atoma sa velikom razlikom u elektronegativnosti, u kojoj se zajedni?ki elektronski par potpuno prenosi na atom sa vi?om elektronegativno??u. Primjer je spoj CsF... Wikipedia

Hemijsko vezivanje je fenomen interakcije atoma uzrokovan preklapanjem elektronskih oblaka veznih ?estica, ?to je pra?eno smanjenjem ukupne energije sistema. Termin "hemijska struktura" prvi je uveo A. M. Butlerov 1861. godine... ... Wikipedia

Atomi ve?ine elemenata ne postoje odvojeno, jer mogu me?usobno komunicirati. Ova interakcija proizvodi slo?enije ?estice.

Priroda kemijske veze je djelovanje elektrostati?kih sila, koje su sile interakcije izme?u elektri?nih naboja. Takav naboj imaju elektroni i atomska jezgra.

Elektroni koji se nalaze na spoljnim elektronskim nivoima (valentni elektroni), koji su najudaljeniji od jezgra, najslabije su u interakciji s njim, pa su stoga u stanju da se odvoje od jezgra. Oni su odgovorni za me?usobno povezivanje atoma.

Vrste interakcija u hemiji

Vrste hemijskih veza mogu se predstaviti u sljede?oj tabeli:

Karakteristike jonske veze

Hemijska reakcija koja se javlja zbog jonska privla?nost koji imaju razli?ite naboje naziva se jonski. To se doga?a ako atomi koji se vezuju imaju zna?ajnu razliku u elektronegativnosti (to jest, sposobnost privla?enja elektrona) i elektronski par ide na elektronegativniji element. Rezultat ovog prijenosa elektrona s jednog atoma na drugi je formiranje nabijenih ?estica - jona. Me?u njima se javlja privla?nost.

Imaju najni?e indekse elektronegativnosti tipi?ni metali, a najve?i su tipi?ni nemetali. Ioni se tako formiraju interakcijom izme?u tipi?nih metala i tipi?nih nemetala.

Atomi metala postaju pozitivno nabijeni joni (kationi), doniraju?i elektrone svojim vanjskim nivoima elektrona, a nemetali prihvataju elektrone, pretvaraju?i se u negativno naelektrisan joni (anjoni).

Atomi prelaze u stabilnije energetsko stanje, dovr?avaju?i svoje elektronske konfiguracije.

Jonska veza je neusmjerena i nezasi?ena, budu?i da se elektrostati?ka interakcija doga?a u svim smjerovima, shodno tome, ion mo?e privu?i ione suprotnog predznaka u svim smjerovima.

Raspored jona je takav da se oko svakog nalazi odre?eni broj suprotno nabijenih jona. Koncept "molekula" za jonska jedinjenja nema smisla.

Primjeri obrazovanja

Formiranje veze u natrijevom kloridu (nacl) nastaje zbog prijenosa elektrona s atoma Na na atom Cl kako bi se formirali odgovaraju?i ioni:

Na 0 - 1 e = Na + (kation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

U natrijum hloridu postoji ?est hloridnih anjona oko kationa natrijuma i ?est natrijumovih jona oko svakog hloridnog jona.

Kada se formira interakcija izme?u atoma u barijum sulfidu, de?avaju se slede?i procesi:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba donira svoja dva elektrona sumporu, ?to rezultira stvaranjem sumpornih anjona S 2- i barijevih kationa Ba 2+.

Metalna hemijska veza

Broj elektrona u vanjskim energetskim nivoima metala je mali; oni se lako odvajaju od jezgra. Kao rezultat ovog odvajanja nastaju metalni joni i slobodni elektroni. Ovi elektroni se nazivaju "elektronski gas". Elektroni se slobodno kre?u po volumenu metala i stalno su vezani i odvojeni od atoma.

Struktura metalne supstance je sljede?a: kristalna re?etka je kostur tvari, a izme?u njenih ?vorova elektroni se mogu slobodno kretati.

Mogu se navesti sljede?i primjeri:

Mg - 2e<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalentni: polarni i nepolarni

Naj?e??i tip hemijske interakcije je kovalentna veza. Vrijednosti elektronegativnosti elemenata koji stupaju u interakciju ne razlikuju se o?tro, stoga se javlja samo pomak zajedni?kog elektronskog para na elektronegativniji atom.

Kovalentne interakcije se mogu formirati mehanizmom razmjene ili mehanizmom donor-akceptor.

Mehanizam razmjene se ostvaruje ako svaki od atoma ima nesparene elektrone na vanjskim elektronskim nivoima i preklapanje atomskih orbitala dovodi do pojave para elektrona koji ve? pripada oba atoma. Kada jedan od atoma ima par elektrona na vanjskom elektronskom nivou, a drugi ima slobodnu orbitalu, onda kada se atomske orbitale preklapaju, elektronski par se dijeli i djeluje u skladu s mehanizmom donor-akceptor.

Kovalentne se po vi?estrukosti dijele na:

• jednostavan ili pojedina?ni;
• duplo;
• trostruke.

Dvostruki osiguravaju dijeljenje dva para elektrona odjednom, a trostruki - tri.

Prema raspodjeli elektronske gustine (polariteta) izme?u povezanih atoma, kovalentna veza se dijeli na:

• nepolarni;
• polar.

Nepolarnu vezu formiraju identi?ni atomi, a polarnu vezu je razli?ita elektronegativnost.

Interakcija atoma sli?ne elektronegativnosti naziva se nepolarna veza. Zajedni?ki par elektrona u takvoj molekuli ne privla?i nijedan atom, ve? podjednako pripada oba.

Interakcija elemenata koji se razlikuju po elektronegativnosti dovodi do stvaranja polarnih veza. U ovoj vrsti interakcije, zajedni?ki parovi elektrona privla?e se elektronegativnijim elementom, ali se ne prenose u potpunosti na njega (odnosno, ne dolazi do stvaranja jona). Kao rezultat ovog pomaka u gustini elektrona, na atomima se pojavljuju parcijalni naboji: elektronegativniji imaju negativan naboj, a manje elektronegativni imaju pozitivan naboj.

Svojstva i karakteristike kovalentnosti

Glavne karakteristike kovalentne veze:

• Du?ina je odre?ena rastojanjem izme?u jezgara atoma u interakciji.
• Polaritet je odre?en pomakom elektronskog oblaka prema jednom od atoma.
• Usmjerenost je svojstvo formiranja veza orijentiranih u prostoru i, shodno tome, molekula odre?enih geometrijskih oblika.
• Zasi?enost je odre?ena sposobno??u formiranja ograni?enog broja veza.
• Polarizabilnost je odre?ena sposobno??u promjene polariteta pod utjecajem vanjskog elektri?nog polja.
• Energija potrebna za prekid veze odre?uje njenu snagu.

Primer kovalentne nepolarne interakcije mogu biti molekuli vodonika (H2), hlora (Cl2), kiseonika (O2), azota (N2) i mnogi drugi.

H· + ·H -> H-H molekula ima jednu nepolarnu vezu,

O: + :O -> O=O molekula ima dvostruki nepolarni,

?: + ?: -> N?N molekul je trostruko nepolaran.

Primjeri kovalentnih veza kemijskih elemenata uklju?uju molekule uglji?nog dioksida (CO2) i uglji?nog monoksida (CO), sumporovodika (H2S), hlorovodoni?ne kiseline (HCL), vode (H2O), metana (CH4), sumpornog oksida (SO2) i mnogi drugi.

U molekuli CO2, odnos izme?u atoma ugljika i kisika je kovalentno polarni, budu?i da elektronegativniji vodik privla?i gustinu elektrona. Kiseonik ima dva nesparena elektrona u svojoj spolja?njoj ljusci, dok ugljenik mo?e da obezbedi ?etiri valentna elektrona za formiranje interakcije. Kao rezultat, nastaju dvostruke veze i molekul izgleda ovako: O=C=O.

Da bi se odredio tip veze u odre?enom molekulu, dovoljno je razmotriti njegove sastavne atome. Jednostavne metalne supstance formiraju metalnu vezu, metali sa nemetalima formiraju ionsku vezu, jednostavne nemetalne supstance formiraju kovalentnu nepolarnu vezu, a molekule koje se sastoje od razli?itih nemetala formiraju kroz polarnu kovalentnu vezu.

Izuzetno je rijetko da se hemijske supstance sastoje od pojedina?nih, nepovezanih atoma hemijskih elemenata. U normalnim uslovima, samo mali broj gasova koji se nazivaju plemeniti gasovi imaju ovu strukturu: helijum, neon, argon, kripton, ksenon i radon. Naj?e??e se kemijske tvari ne sastoje od izoliranih atoma, ve? od njihovih kombinacija u razli?ite grupe. Takve asocijacije atoma mogu brojati nekoliko, stotine, hiljade ili ?ak vi?e atoma. Sila koja dr?i ove atome u takvim grupama naziva se hemijska veza.

Drugim rije?ima, mo?emo re?i da je kemijska veza interakcija koja osigurava povezivanje pojedina?nih atoma u slo?enije strukture (molekule, ione, radikale, kristale, itd.).

Razlog za stvaranje hemijske veze je taj ?to je energija slo?enijih struktura manja od ukupne energije pojedina?nih atoma koji je formiraju.

Dakle, posebno, ako interakcija atoma X i Y proizvodi molekulu XY, to zna?i da je unutra?nja energija molekula ove supstance ni?a od unutra?nje energije pojedina?nih atoma od kojih je nastala:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Iz tog razloga, kada se formiraju hemijske veze izme?u pojedina?nih atoma, osloba?a se energija.

Elektroni spolja?njeg elektronskog sloja sa najni?om energijom vezivanja sa jezgrom, tzv. valence. Na primjer, u boru su to elektroni 2. energetskog nivoa - 2 elektrona po 2 s- orbitale i 1 sa 2 str-orbitale:

Kada se formira hemijska veza, svaki atom te?i da dobije elektronsku konfiguraciju atoma plemenitog gasa, tj. tako da se u njegovom spolja?njem elektronskom sloju nalazi 8 elektrona (2 za elemente prvog perioda). Ovaj fenomen se zove oktetno pravilo.

Mogu?e je da atomi postignu elektronsku konfiguraciju plemenitog plina ako u po?etku pojedina?ni atomi dijele neke od svojih valentnih elektrona s drugim atomima. U tom slu?aju se formiraju zajedni?ki elektronski parovi.

U zavisnosti od stepena dijeljenja elektrona, mogu se razlikovati kovalentne, jonske i metalne veze.

Kovalentna veza

Kovalentne veze naj?e??e se javljaju izme?u atoma nemetalnih elemenata. Ako atomi nemetala koji formiraju kovalentnu vezu pripadaju razli?itim hemijskim elementima, takva veza se naziva polarna kovalentna veza. Razlog za ovo ime le?i u ?injenici da atomi razli?itih elemenata tako?er imaju razli?ite sposobnosti da privla?e zajedni?ki elektronski par. O?igledno, to dovodi do pomaka zajedni?kog elektronskog para prema jednom od atoma, uslijed ?ega se na njemu formira djelomi?ni negativni naboj. Zauzvrat, na drugom atomu se formira djelomi?ni pozitivni naboj. Na primjer, u molekuli klorovodika par elektrona je pomaknut od atoma vodika do atoma klora:

Primjeri tvari s polarnim kovalentnim vezama:

CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2, itd.

Kovalentna nepolarna veza se formira izme?u nemetalnih atoma istog hemijskog elementa. Budu?i da su atomi identi?ni, njihova sposobnost da privla?e zajedni?ke elektrone je tako?er ista. S tim u vezi, nije uo?eno pomicanje elektronskog para:

Gore navedeni mehanizam za formiranje kovalentne veze, kada oba atoma daju elektrone za formiranje zajedni?kih elektronskih parova, naziva se razmjena.

Postoji i mehanizam donor-akceptor.

Kada se mehanizmom donor-akceptor formira kovalentna veza, formira se zajedni?ki par elektrona zbog ispunjene orbitale jednog atoma (sa dva elektrona) i prazne orbitale drugog atoma. Atom koji daje usamljeni par elektrona naziva se donor, a atom sa praznom orbitalom naziva se akceptor. Atomi koji imaju uparene elektrone, na primjer N, O, P, S, djeluju kao donori elektronskih parova.

Na primjer, prema mehanizmu donor-akceptor, ?etvrta kovalentna N-H veza se formira u amonijum kationu NH 4 +:

Osim polariteta, kovalentne veze karakteri?e i energija. Energija veze je minimalna energija potrebna za prekid veze izme?u atoma.

Energija vezivanja opada sa pove?anjem radijusa vezanih atoma. Po?to znamo da se atomski radijusi pove?avaju niz podgrupe, mo?emo, na primjer, zaklju?iti da se ja?ina halogen-vodikove veze pove?ava u nizu:

HI< HBr < HCl < HF

Tako?e, energija veze zavisi od njene vi?estrukosti – ?to je vi?estrukost veze ve?a, to je njena energija ve?a. Vi?estrukost veze odnosi se na broj zajedni?kih elektronskih parova izme?u dva atoma.

Jonska veza

Jonska veza se mo?e smatrati ekstremnim slu?ajem polarne kovalentne veze. Ako je u kovalentno-polarnoj vezi zajedni?ki elektronski par djelomi?no pomaknut na jedan od para atoma, onda je u ionskoj vezi gotovo potpuno "dan" jednom od atoma. Atom koji donira elektron(e) dobija pozitivan naboj i postaje kation, a atom koji je od njega uzeo elektrone dobija negativan naboj i postaje anion.

Dakle, ionska veza je veza nastala elektrostati?kim privla?enjem kationa na anione.

Formiranje ove vrste veze je tipi?no za interakciju atoma tipi?nih metala i tipi?nih nemetala.

Na primjer, kalijev fluorid. Kation kalija nastaje uklanjanjem jednog elektrona s neutralnog atoma, a ion fluora nastaje dodavanjem jednog elektrona atomu fluora:

Izme?u nastalih jona nastaje sila elektrostati?kog privla?enja, ?to rezultira stvaranjem jonskog spoja.

Kada se formira hemijska veza, elektroni sa atoma natrijuma prelaze na atom hlora i formiraju se suprotno nabijeni ioni, koji imaju zavr?en spoljni energetski nivo.

Utvr?eno je da elektroni od atoma metala nisu potpuno odvojeni, ve? se samo pomjeraju prema atomu hlora, kao u kovalentnoj vezi.

Ve?ina binarnih jedinjenja koja sadr?e atome metala su jonska. Na primjer, oksidi, halogenidi, sulfidi, nitridi.

Jonska veza se javlja i izme?u jednostavnih katjona i jednostavnih anjona (F -, Cl -, S 2-), kao i izme?u jednostavnih katjona i slo?enih anjona (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -). Prema tome, jonska jedinjenja uklju?uju soli i baze (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH)

Metalni priklju?ak

Ova vrsta veze nastaje u metalima.

Atomi svih metala imaju elektrone u svom vanjskom elektronskom sloju koji imaju nisku energiju veze s jezgrom atoma. Za ve?inu metala, proces gubitka vanjskih elektrona je energetski povoljan.

Zbog tako slabe interakcije sa jezgrom, ovi elektroni u metalima su vrlo pokretni i u svakom metalnom kristalu se kontinuirano odvija sljede?i proces:

M 0 — ne - = M n + ,

gdje je M 0 neutralni atom metala, a M n + kation istog metala. Slika ispod daje ilustraciju procesa koji se odvijaju.

Odnosno, elektroni "jure" preko metalnog kristala, odvajaju se od jednog atoma metala, formiraju od njega kation, spajaju se s drugim kationom, formiraju?i neutralni atom. Ovaj fenomen je nazvan "elektronski vjetar", a skup slobodnih elektrona u kristalu nemetalnog atoma nazvan je "elektronski plin". Ova vrsta interakcije izme?u atoma metala naziva se metalna veza.

Vodikova veza

Ako je atom vodika u tvari vezan za element visoke elektronegativnosti (du?ik, kisik ili fluor), tu supstancu karakterizira fenomen koji se zove vodikova veza.

Budu?i da je atom vodika vezan za elektronegativni atom, na atomu vodika nastaje djelomi?ni pozitivni naboj, a na atomu elektronegativnog elementa djelomi?no negativni naboj. U tom smislu, elektrostati?ka privla?nost postaje mogu?a izme?u djelomi?no pozitivno nabijenog atoma vodika jedne molekule i elektronegativnog atoma druge. Na primjer, za molekule vode se opa?a vodonikova veza:

Vodikova veza je ta koja obja?njava nenormalno visoku ta?ku topljenja vode. Osim u vodi, jake vodoni?ne veze nastaju i u tvarima kao ?to su fluorovodonik, amonijak, kiseline koje sadr?e kisik, fenoli, alkoholi i amini.