Bajke

Mehanizam stvaranja ionskih kisikovih veza. Poglavlje III. hemijska veza i molekularna struktura. Definicija jonske veze

Jonska veza nastaje kada se elektronegativnost oštro razlikuje jedna od druge (na Paulingovoj skali Δχ > 1,7), a to se događa tokom interakcije jona nastalih od elemenata koji se karakterišu značajno različitim hemijskim svojstvima.

Jonska veza je elektrostatička privlačnost između suprotno nabijenih iona koji nastaju kao rezultat potpunog premještanja zajedničkog elektronskog para s atoma jednog elementa na atom drugog elementa.

Ovisno o individualnim svojstvima atoma nekih elemenata, prevladava tendencija gubljenja elektrona i pretvaranja u pozitivno nabijene ione (katione), dok atomi drugih elemenata, naprotiv, teže dobivanju elektrona, pretvarajući se u negativno nabijene. joni (anioni), kao što se dešava sa atomima običnog natrijuma i tipičnog nemetala hlora.

Uslovni model formiranja Na + i Cl jona - potpunim prijenosom valentnog elektrona s atoma natrija na atom hlora

Sposobnost elemenata da formiraju jednostavne ione (to jest, dolaze iz jednog atoma) određena je elektronskom konfiguracijom njihovih izolovanih atoma, kao i vrijednostima elektronegativnosti, energije ionizacije i afiniteta elektrona (minimum koji je potreban za ukloniti elektron iz odgovarajućeg negativnog jona na beskonačnoj udaljenosti). Jasno je da katione lakše formiraju atomi elemenata sa niskom energijom jonizacije - alkalnih i zemnoalkalnih metala (Na, K, Cs, Rb, Ca, Ba, Sr, itd.). Manje je vjerovatno stvaranje jednostavnih kationa drugih elemenata, jer je to povezano s utroškom velike energije za ionizaciju atoma.

Jednostavni anioni se lakše formiraju od p-elemenata sedme grupe (Cl, Br, I) zbog njihovog visokog afiniteta prema elektronima. Dodavanje jednog elektrona O, S, N atomima je praćeno oslobađanjem energije. A dodavanje drugih elektrona za formiranje višestruko nabijenih jednostavnih aniona je energetski nepovoljan.

Stoga su jedinjenja koja se sastoje od jednostavnih jona malobrojna. Lakše nastaju interakcijom alkalnih i zemnoalkalnih metala sa halogenima.

Karakteristike jonskog vezivanja

1. Neusmjerenost. Električni naboji jona određuju njihovo privlačenje i odbijanje i općenito određuju stehiometrijski sastav spoja. Joni se mogu smatrati nabijenim kuglicama čija su polja sile jednoliko raspoređena u svim smjerovima u prostoru. Stoga, na primjer, u spoju NaCl, joni natrija Na+ mogu stupiti u interakciju s kloridnim ionima Cl- u bilo kojem smjeru, privlačeći određeni broj njih.

Neusmjerenost je svojstvo ionske veze zbog sposobnosti svakog jona da privuče ione suprotnog predznaka sebi u bilo kojem smjeru.

Dakle, neusmjerenost se objašnjava činjenicom da električno polje jona ima sfernu simetriju i opada s rastojanjem u svim smjerovima, pa se interakcija između jona događa bez obzira na smjer.

2. Nezasićenost. Jasno je da interakcija dva jona suprotnog predznaka ne može dovesti do potpune međusobne kompenzacije njihovih polja sile. Dakle, ion s određenim nabojem zadržava sposobnost privlačenja drugih jona suprotnog predznaka u svim smjerovima. Broj takvih „privučenih“ jona ograničen je samo njihovim geometrijskim veličinama i međusobnim silama odbijanja.

Nezasićenost je svojstvo ionskog vezivanja, koje se očituje u sposobnosti jona koji ima određeni naboj da veže bilo koji broj jona suprotnog predznaka.

3. Polarizacija jona. U ionskoj vezi, svaki ion, budući da je nosilac električnog naboja, izvor je silnog električnog polja, stoga, kada je udaljenost između iona bliska, oni međusobno utječu jedan na drugog.

Polarizacija jona je deformacija njegovog elektronskog omotača pod uticajem polja električne sile drugog jona.

4. Polarizabilnost i polarizaciona sposobnost jona. Tokom polarizacije, elektroni u vanjskom sloju podliježu najjačem pomaku. Ali pod dejstvom istog električnog polja, različiti ioni se deformišu u različitim stepenima. Što su spoljni elektroni slabije vezani za jezgro, dolazi do lakše polarizacije.

Polarizabilnost je relativno pomicanje jezgra i elektronske ljuske u jonu kada su izloženi električnom polju drugog jona. Polarizirajuća sposobnost jona je njihova sposobnost da ispolje deformirajući efekat na druge jone.

Snaga polarizacije ovisi o naboju i veličini jona. Što je veći naboj jona, to je jače njegovo polje, odnosno višestruko nabijeni ioni imaju najveću polarizacionu sposobnost.

Osobine jonskih jedinjenja

U normalnim uslovima, jonska jedinjenja postoje kao kristalne čvrste materije koje imaju visoke tačke topljenja i ključanja i stoga se smatraju neisparljivim. Na primjer, tačke topljenja i ključanja NaCl su 801 0 C i 1413 0 C, respektivno, CaF 2 - 1418 0 C i 2533 0 C. U čvrstom stanju, jonska jedinjenja ne provode struja. Vrlo su rastvorljivi u, a slabo ili nikako rastvorljivi u nepolarni rastvarači(kerozin, benzin). U polarnim rastvaračima, jonska jedinjenja se disociraju (razbijaju) na ione. To se objašnjava činjenicom da jona ima više visoke energije solvatacije, koji su u stanju da kompenzuju energiju disocijacije na jone u gasnoj fazi.

Dužina veze - međunuklearna udaljenost. Što je ova udaljenost kraća, to je hemijska veza jača. Dužina veze zavisi od radijusa atoma koji je formiraju: što su atomi manji, to je kraća veza između njih. Na primjer, dužina veze N-O manje nego dužina H-N veze (zbog manje izmjene atoma kisika).

Jonska veza je ekstremni slučaj polarne kovalentne veze.

Metalni priključak.

Preduslov za formiranje ove vrste veze je:

1) prisustvo relativno malog broja elektrona na spoljnim nivoima atoma;

2) prisustvo praznih (praznih orbitala) na spoljnim nivoima atoma metala

3) relativno niska energija jonizacije.

Razmotrimo formiranje metalne veze koristeći natrij kao primjer. Valentni elektron natrijuma, koji se nalazi na podnivou 3s, može se relativno lako kretati kroz prazne orbitale vanjskog sloja: duž 3p i 3d. Kada se atomi zbliže kao rezultat formiranja kristalne rešetke, valentne orbitale susjednih atoma se preklapaju, zbog čega se elektroni slobodno kreću s jedne orbitale na drugu, uspostavljajući vezu između SVIH atoma metalnog kristala.

U čvorovima kristalne rešetke nalaze se pozitivno nabijeni metalni joni i atomi, a između njih se nalaze elektroni koji se mogu slobodno kretati kroz kristalnu rešetku. Ovi elektroni postaju zajednički za sve atome i jone metala i nazivaju se "elektronski gas". Veza između svih pozitivno nabijenih metalnih jona i slobodnih elektrona u metalnoj kristalnoj rešetki naziva se metalna veza .

Prisustvo metalne veze je zbog fizička svojstva metali i legure: tvrdoća, električna provodljivost, toplotna provodljivost, savitljivost, duktilnost, metalni sjaj. Slobodni elektroni mogu prenositi toplotu i električnu energiju, pa su oni razlog za glavna fizička svojstva koja razlikuju metale od nemetala - visoka električna i toplotna provodljivost.

Vodikova veza.

Vodikova veza javlja se između molekula koji sadrže vodonik i atoma sa visokim EO (kiseonik, fluor, azot). Kovalentne veze H-O, H-F, H-N su visoko polarne, zbog čega se višak pozitivnog naboja akumulira na atomu vodika, a višak negativnog naboja na suprotnim polovima. Između suprotno nabijenih polova nastaju sile elektrostatičke privlačnosti - vodikove veze.

Vodikove veze mogu biti intermolekularne ili intramolekularne. Energija vodonične veze je otprilike deset puta manja od energije konvencionalne kovalentne veze, ali bez obzira na to, vodikove veze igraju važnu ulogu u mnogim fizičko-hemijskim i biološkim procesima. Konkretno, molekule DNK su dvostruke spirale u kojima su dva lanca nukleotida povezana vodoničnim vezama. Intermolekularne vodikove veze između vode i molekula fluorovodonika mogu se prikazati (tačkama) na sljedeći način:

Supstance sa vodoničnim vezama imaju molekularne kristalne rešetke. Prisustvo vodonične veze dovodi do stvaranja molekularnih saradnika i, kao posljedicu, do povećanja tačaka topljenja i ključanja.

Pored navedenih glavnih tipova hemijskih veza, postoje i univerzalne sile interakcije između bilo kojih molekula koje ne dovode do prekida ili stvaranja novih hemijskih veza. Ove interakcije se nazivaju van der Waalsovim silama. Oni određuju privlačnost molekula date supstance (ili različitih supstanci) jedni prema drugima u tečnom i čvrstom agregacijskom stanju.

Različite vrste hemijskih veza određuju postojanje razne vrste kristalne rešetke (sto).

Supstance koje se sastoje od molekula imaju molekularna struktura. Ove supstance uključuju sve gasove, tečnosti, kao i čvrste materije sa molekularnom kristalnom rešetkom, kao što je jod. Čvrste tvari s atomskom, jonskom ili metalnom rešetkom imaju nemolekularna struktura, nemaju molekule.

Table

Karakteristike kristalne rešetke	Vrsta rešetke
Molekularno	Jonski	Nuklearni	Metal
Čestice u čvorovima rešetke	Molekule	Kationi i anioni	Atomi	Kationi i atomi metala
Priroda veze između čestica	Intermolekularne sile interakcije (uključujući vodikove veze)	Jonske veze	Kovalentne veze	Metalni priključak
Snaga veze	Slabo	Durable	Veoma izdržljiv	Razne snage
Izrazita fizička svojstva supstanci	Nisko topljive ili sublimirajuće, niske tvrdoće, mnoge rastvorljive u vodi	Vatrostalni, tvrdi, krhki, mnogi rastvorljivi u vodi. Otopine i taline provode električnu struju	Vrlo vatrostalna, vrlo tvrda, praktično nerastvorljiva u vodi	Visoka električna i toplotna provodljivost, metalni sjaj, duktilnost.
Primjeri supstanci	Jednostavne supstance - nemetali (u čvrstom stanju): Cl 2, F 2, Br 2, O 2, O 3, P 4, sumpor, jod (osim silicijuma, dijamanta, grafita); složene supstance koje se sastoje od atoma nemetala (osim amonijumovih soli): voda, suvi led, kiseline, nemetalni halogenidi: PCl 3, SiF 4, CBr 4, SF 6, organska materija: ugljovodonici, alkoholi, fenoli, aldehidi, itd.	Soli: natrijum hlorid, barijum nitrat, itd.; alkalije: kalijum hidroksid, kalcijum hidroksid, amonijum soli: NH 4 Cl, NH 4 NO 3, itd., oksidi metala, nitridi, hidridi itd. (jedinjenja metala sa nemetalima)	Dijamant, grafit, silicijum, bor, germanijum, silicijum oksid (IV) - silicijum, SiC (karbound), crni fosfor (P).	Bakar, kalijum, cink, gvožđe i drugi metali
Poređenje supstanci po tačkama topljenja i ključanja.
	Zbog slabih sila međumolekularne interakcije, takve tvari imaju najniže tačke topljenja i ključanja. Štaviše, što je veća molekularna težina supstance, to je veći t 0 pl. ima. Izuzetak su tvari čiji molekuli mogu formirati vodikove veze. Na primjer, HF ima veći t0 pl od HCl.	Supstance imaju visok t 0 pl., ali niži od supstanci sa atomskom rešetkom. Što je veći naboj jona koji se nalaze na mjestima rešetke i što je kraća udaljenost između njih, to je viša točka topljenja tvari. Na primjer, t 0 pl. CaF 2 je veći od t 0 pl. KF.	Imaju najveći t 0 pl. Što je jača veza između atoma u rešetki, to je veći t 0 pl. ima supstancu. Na primjer, Si ima niži t0 pl od C.	Metali imaju različite t0 pl.: od -37 0 C za živu do 3360 0 C za volfram.

Prva od njih je stvaranje jonskih veza. (Drugo je obrazovanje, o čemu će biti reči u nastavku). Kada se formira jonska veza, atom metala gubi elektrone, a nemetalni atom dobija elektrone. Na primjer, razmotrite elektronsku strukturu atoma natrijuma i klora:

Na 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 1 - jedan elektron na vanjskom nivou

Cl 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 — sedam elektrona na vanjskom nivou

Ako atom natrijuma donira svoj jedini 3s elektron atomu hlora, pravilo okteta će biti zadovoljeno za oba atoma. Atom hlora će imati osam elektrona na vanjskom trećem sloju, a atom natrija će također imati osam elektrona na drugom sloju, koji je sada postao vanjski sloj:

Na+1s2 2s 2 2 str 6

Cl - 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 - osam elektrona u vanjskom nivou

U ovom slučaju, jezgro atoma natrija još uvijek sadrži 11 protona, ali ukupan broj elektrona se smanjio na 10. To znači da je broj pozitivno nabijenih čestica za jedan veći od broja negativno nabijenih, pa je ukupni naboj natrijevog „atoma“ +1.
“Atom” hlora sada sadrži 17 protona i 18 elektrona i ima naboj od -1.
Nabijeni atomi nastali gubitkom ili dobitkom jednog ili više elektrona nazivaju se joni. Pozitivno nabijeni joni se nazivaju katjoni, a nazivaju se negativno nabijeni anjoni.
Kationi i anioni, koji imaju suprotan naboj, privlače se jedni drugima elektrostatičkim silama. Ovo privlačenje suprotno nabijenih jona naziva se ionsko vezanje. . Javlja se u spojevi formirani od metala i jednog ili više nemetala. Sljedeća jedinjenja zadovoljavaju ovaj kriterij i jonske su prirode: MgCl 2, Fel 2, CuF, Na 2 0, Na 2 S0 4, Zn(C 2 H 3 0 2) 2.

Postoji još jedan način da se prikaže ionska jedinjenja:

U ovim formulama, tačke pokazuju samo elektrone smještene u vanjskim omotačima ( valentnih elektrona ). Takve formule se nazivaju Lewisove formule u čast američkog hemičara G. N. Lewisa, jednog od osnivača (zajedno sa L. Paulingom) teorije hemijskog vezivanja.

Prijenos elektrona s atoma metala na atom nemetala i stvaranje iona mogući su zbog činjenice da nemetali imaju visoku elektronegativnost, a metali nisku elektronegativnost.

Zbog jakog privlačenja jona jedni prema drugima, jonska jedinjenja su uglavnom čvrsta i imaju prilično visoku tačku topljenja.

Jonska veza nastaje prijenosom elektrona s atoma metala na atom nemetala. Nastali ioni se međusobno privlače elektrostatičkim silama.

Jonska veza

(korišćeni su materijali sa sajta http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)

Jonska veza nastaje putem elektrostatičke privlačnosti između suprotno nabijenih jona. Ovi ioni nastaju kao rezultat prijenosa elektrona s jednog atoma na drugi. Jonska veza se formira između atoma koji imaju velike razlike u elektronegativnosti (obično veće od 1,7 na Paulingovoj skali), na primjer, između atoma alkalnog metala i atoma halogena.

Razmotrimo pojavu ionske veze na primjeru stvaranja NaCl.

Iz elektronskih formula atoma

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 i

Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Može se vidjeti da je za kompletiranje vanjskog nivoa atomu natrijuma lakše da odustane od jednog elektrona nego da dobije sedam, a atomu hlora lakše je dobiti jedan elektron nego sedam. U hemijskim reakcijama, atom natrija daje jedan elektron, a atom hlora ga uzima. Kao rezultat toga, elektronske ljuske atoma natrijuma i klora pretvaraju se u stabilne elektronske ljuske plemenitih plinova (elektronska konfiguracija katjona natrijuma

Na + 1s 2 2s 2 2p 6 ,

a elektronska konfiguracija anjona hlora je

Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

Elektrostatička interakcija jona dovodi do stvaranja molekula NaCl.

Priroda hemijske veze često se odražava u stanju agregacije i fizičkim svojstvima supstance. Jonska jedinjenja kao što je natrijev hlorid NaCl su tvrda i vatrostalna jer postoje snažne sile elektrostatičke privlačnosti između naboja njihovih "+" i "-" jona.

Negativno nabijeni jon hlora privlači ne samo “svoj” ion Na+, već i druge jone natrijuma oko sebe. To dovodi do činjenice da u blizini bilo kojeg od iona ne postoji jedan ion suprotnog predznaka, već nekoliko.

Struktura kristala natrijum hlorida NaCl.

U stvari, postoji 6 jona natrijuma oko svakog jona hlora i 6 jona hlora oko svakog jona natrijuma. Ovo uređeno pakovanje jona naziva se jonski kristal. Ako je jedan atom klora izoliran u kristalu, tada među atomima natrija koji ga okružuju više nije moguće pronaći onaj s kojim je hlor reagirao.

Privučeni jedni drugima elektrostatičkim silama, ioni su izuzetno nevoljni da mijenjaju svoju lokaciju pod utjecajem vanjske sile ili povećanja temperature. Ali ako se natrijum hlorid otopi i nastavi da se zagrijava u vakuumu, on isparava, formirajući dvoatomne molekule NaCl. Ovo sugerira da se sile kovalentnog vezivanja nikada u potpunosti ne isključuju.

Osnovne karakteristike ionskih veza i svojstva ionskih jedinjenja

1. Jonska veza je jaka hemijska veza. Energija ove veze je reda veličine 300 – 700 kJ/mol.

2. Za razliku od kovalentne veze, jonska veza je neusmjerena jer ion može privući ione suprotnog predznaka sebi u bilo kojem smjeru.

3. Za razliku od kovalentne veze, jonska veza je nezasićena, jer interakcija jona suprotnog predznaka ne dovodi do potpune međusobne kompenzacije njihovih polja sile.

4. Prilikom formiranja molekula sa jonskom vezom, ne dolazi do potpunog prenosa elektrona, stoga stopostotne jonske veze ne postoje u prirodi. U molekulu NaCl hemijska veza samo 80% jonski.

5. Jedinjenja sa jonskim vezama su kristalne čvrste materije koje imaju visoke tačke topljenja i ključanja.

6. Većina jonskih jedinjenja je rastvorljiva u vodi. Otopine i taline jonskih jedinjenja provode električnu struju.

Metalni priključak

Metalni kristali imaju različitu strukturu. Ako pregledate komad metala natrijuma, vidjet ćete da se njegov izgled veoma razlikuje od kuhinjske soli. Natrijum je mekan metal, lako se seče nožem, spljošti čekićem, lako se rastopi u šolji na alkoholnoj lampi (tačka topljenja 97,8 o C). U kristalu natrijuma, svaki atom je okružen sa osam drugih sličnih atoma.

Kristalna struktura metalnog Na.

Slika pokazuje da atom Na u centru kocke ima 8 najbližih susjeda. Ali isto se može reći i za bilo koji drugi atom u kristalu, pošto su svi isti. Kristal se sastoji od "beskonačno" ponavljajućih fragmenata prikazanih na ovoj slici.

Atomi metala na vanjskom energetskom nivou sadrže mali broj valentnih elektrona. Pošto je energija jonizacije atoma metala niska, valentni elektroni se slabo zadržavaju u tim atomima. Kao rezultat toga, pozitivno nabijeni ioni i slobodni elektroni pojavljuju se u kristalnoj rešetki metala. U ovom slučaju, metalni kationi se nalaze u čvorovima kristalne rešetke, a elektroni se slobodno kreću u polju pozitivnih centara, formirajući takozvani "elektronski plin".

Prisustvo negativno nabijenog elektrona između dva kationa uzrokuje interakciju svakog kationa s ovim elektronom.

dakle, Metalna veza je veza između pozitivnih jona u metalnim kristalima koja nastaje privlačenjem elektrona koji se slobodno kreću kroz kristal.

Budući da su valentni elektroni u metalu ravnomjerno raspoređeni po kristalu, metalna veza, poput jonske veze, je neusmjerena veza. Za razliku od kovalentne veze, metalna veza je nezasićena veza. Metalna veza se također razlikuje od kovalentne veze po snazi. Energija metalne veze je otprilike tri do četiri puta manja od energije kovalentne veze.

Zbog velike pokretljivosti elektronskog plina, metale karakterizira visoka električna i toplinska provodljivost.

Metalni kristal izgleda prilično jednostavno, ali zapravo je njegova elektronska struktura složenija od one kristala jonske soli. U vanjskoj elektronskoj ljusci metalnih elemenata nema dovoljno elektrona za formiranje punopravne "oktetne" kovalentne ili ionske veze. Stoga se u plinovitom stanju većina metala sastoji od monoatomskih molekula (tj. pojedinačnih atoma koji nisu međusobno povezani). Tipičan primjer je živina para. Dakle, metalna veza između atoma metala se javlja samo u tekućem i čvrstom stanju agregacije.

Metalna veza se može opisati na sljedeći način: neki od atoma metala u rezultirajućem kristalu predaju svoje valentne elektrone prostoru između atoma (za natrijum je to...3s1), pretvarajući se u ione. Pošto su svi atomi metala u kristalu isti, svaki ima jednaku šansu da izgubi valentni elektron.

Drugim riječima, prijenos elektrona između neutralnih i joniziranih atoma metala odvija se bez potrošnje energije. U ovom slučaju, neki elektroni uvijek završe u prostoru između atoma u obliku "elektronskog plina".

Ovi slobodni elektroni, prvo, drže atome metala na određenoj ravnotežnoj udaljenosti jedan od drugog.

Drugo, daju metalima karakterističan "metalni sjaj" (slobodni elektroni mogu komunicirati s kvantima svjetlosti).

Treće, slobodni elektroni daju metalima dobru električnu provodljivost. Visoka toplinska provodljivost metala također se objašnjava prisustvom slobodnih elektrona u međuatomskom prostoru - oni lako "reaguju" na promjene energije i doprinose njenom brzom prijenosu u kristalu.

Pojednostavljeni model elektronske strukture metalnog kristala.

******** Koristeći metalni natrij kao primjer, razmotrimo prirodu metalne veze sa stanovišta ideja o atomskim orbitalama. Atom natrijuma, kao i mnogi drugi metali, ima nedostatak valentnih elektrona, ali postoje slobodne valentne orbitale. Jedan 3s elektron natrijuma je sposoban da se kreće na bilo koju od slobodnih i bliskih u energiji susjednih orbitala. Kako se atomi u kristalu približavaju jedan drugome, vanjske orbitale susjednih atoma se preklapaju, omogućavajući predatim elektronima da se slobodno kreću kroz kristal.

Međutim, "elektronski gas" nije tako neuređen kao što se čini. Slobodni elektroni u metalnom kristalu nalaze se u orbitalama koje se preklapaju i donekle su zajednički, formirajući nešto poput kovalentnih veza. Natrijum, kalijum, rubidijum i drugi metalni s-elementi jednostavno imaju malo zajedničkih elektrona, tako da su njihovi kristali krhki i topljivi. Kako se broj valentnih elektrona povećava, čvrstoća metala općenito raste.

Dakle, metalne veze imaju tendenciju da se formiraju od elemenata čiji atomi imaju malo valentnih elektrona u svojim vanjskim omotačima. Ovi valentni elektroni, koji provode metalnu vezu, toliko su zajednički da se mogu kretati kroz metalni kristal i osigurati visoku električnu provodljivost metala.

Kristal NaCl ne provodi struju jer u prostoru između jona nema slobodnih elektrona. Svi elektroni donirani atomima natrijuma čvrsto se drže jonima hlora. Ovo je jedna od značajnih razlika između ionskih kristala i metalnih.

Ono što sada znate o metalnom vezivanju pomaže objasniti visoku savitljivost (duktilnost) većine metala. Metal se može spljoštiti u tanki lim i uvući u žicu. Činjenica je da pojedinačni slojevi atoma u metalnom kristalu mogu relativno lako kliziti jedan po drugom: mobilni "elektronski plin" neprestano omekšava kretanje pojedinačnih pozitivnih jona, štiteći ih jedan od drugog.

Naravno, sa kuhinjskom solju se ništa slično ne može učiniti, iako je i sol kristalna supstanca. U ionskim kristalima, valentni elektroni su čvrsto vezani za jezgro atoma. Pomicanje jednog sloja jona u odnosu na drugi zbližava ione istog naboja i uzrokuje snažno odbijanje između njih, što rezultira uništenjem kristala (NaCl je krhka tvar).

Pomicanje slojeva ionskog kristala uzrokuje pojavu velikih odbojnih sila između sličnih jona i uništavanje kristala.

Navigacija

Rješavanje kombiniranih zadataka na osnovu kvantitativnih karakteristika tvari
Rješavanje problema. Zakon konstantnosti sastava supstanci. Proračuni koristeći koncepte "molarne mase" i "hemijske količine" supstance

Rijetko hemijske supstance sastoje se od pojedinačnih, 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. Najčešće se kemijske tvari ne sastoje od izoliranih atoma, već od njihovih kombinacija u različite grupe. Takve asocijacije atoma mogu brojati nekoliko, stotine, hiljade ili čak više atoma. Sila koja drži ove atome u takvim grupama naziva se hemijska veza.

Drugim riječima, možemo reći da je kemijska veza interakcija koja osigurava povezivanje pojedinačnih atoma u složenije strukture (molekule, ione, radikale, kristale, itd.).

Razlog za stvaranje hemijske veze je taj što je energija složenijih struktura manja od ukupne energije pojedinačnih atoma koji je formiraju.

Dakle, posebno, ako interakcija atoma X i Y proizvodi molekulu XY, to znači da je unutrašnja energija molekula ove supstance niža od unutrašnje energije pojedinačnih atoma od kojih je nastala:

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

Iz tog razloga, kada se formiraju hemijske veze između pojedinačnih atoma, oslobađa se energija.

Elektroni spoljašnjeg elektronskog sloja sa najnižom 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 teži da dobije elektronsku konfiguraciju atoma plemenitog gasa, tj. tako da se u njegovom spoljašnjem elektronskom sloju nalazi 8 elektrona (2 za elemente prvog perioda). Ovaj fenomen se zove oktetno pravilo.

Moguće je da atomi postignu elektronsku konfiguraciju plemenitog plina ako u početku pojedinačni atomi dijele neke od svojih valentnih elektrona s drugim atomima. U tom slučaju se formiraju zajednički elektronski parovi.

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

Kovalentna veza

Kovalentne veze najčešće se javljaju između atoma nemetalnih elemenata. Ako atomi nemetala koji formiraju kovalentnu vezu pripadaju različitim hemijskim elementima, takva veza se naziva polarna kovalentna veza. Razlog za ovo ime leži u činjenici da atomi različitih elemenata Oni također imaju različite sposobnosti da privlače zajednički elektronski par. Očigledno, to dovodi do pomaka zajedničkog elektronskog para prema jednom od atoma, uslijed čega se na njemu formira djelomični negativni naboj. Zauzvrat, na drugom atomu se formira djelomični pozitivni naboj. Na primjer, u molekuli klorovodika, elektronski par se pomjera sa atoma vodika na atom klora:

Primjeri tvari s polarnim kovalentnim vezama:

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

Kovalentna nepolarna veza se formira između nemetalnih atoma iste hemijski element. Budući da su atomi identični, njihova sposobnost da privlače zajedničke elektrone je također ista. S tim u vezi, nije uočeno pomicanje elektronskog para:

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

Postoji i mehanizam donor-akceptor.

Kada se kovalentna veza formira pomoću mehanizma donor-akceptor, zajednički elektronski par se formira od 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, formiranje četvrtog kovalenta N-H konekcije u amonijum kationu NH 4 +:

Osim polariteta, kovalentne veze karakteriše i energija. Energija veze je minimalna energija potrebna za prekid veze između atoma.

Energija vezivanja opada sa povećanjem radijusa vezanih atoma. Pošto znamo da se atomski radijusi povećavaju niz podgrupe, možemo, na primjer, zaključiti da se jačina halogen-vodikove veze povećava u nizu:

HI< HBr < HCl < HF

Također, energija veze ovisi o njenoj multiplicitnosti - što je višestrukost veze veća, to je njena energija veća. Višestrukost veze odnosi se na broj zajedničkih elektronskih parova između dva atoma.

Jonska veza

Jonska veza se može smatrati ekstremnim slučajem kovalentne veze. polarnu vezu. Ako je u kovalentno-polarnoj vezi zajednički elektronski par djelomično pomaknut na jedan od para atoma, onda je u ionskoj vezi gotovo u potpunosti "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 elektrostatičkim privlačenjem kationa na anione.

Formiranje ove vrste veze je tipično za interakciju atoma tipičnih metala i tipičnih nemetala.

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

Između nastalih iona javlja se sila elektrostatičkog privlačenja, što rezultira stvaranjem jonskog spoja.

Kada je nastala hemijska veza, elektroni sa atoma natrijuma prešli su na atom hlora i nastali su suprotno nabijeni ioni, koji imaju potpunu spoljašnju nivo energije.

Utvrđeno je da elektroni od atoma metala nisu potpuno odvojeni, već se samo pomjeraju prema atomu hlora, kao u kovalentnoj vezi.

Većina binarnih jedinjenja koja sadrže atome metala su jonska. Na primjer, oksidi, halogenidi, sulfidi, nitridi.

Jonska veza se javlja i između jednostavnih katjona i jednostavnih anjona (F −, Cl −, S 2-), kao i između jednostavnih katjona i složenih anjona (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Prema tome, jonska jedinjenja uključuju soli i baze (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH).

Metalni priključak

Ova vrsta veze se formira u metalima.

Atomi svih metala imaju elektrone u svom vanjskom elektronskom sloju koji imaju nisku energiju veze s jezgrom atoma. Za većinu 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 sljedeći proces:

M 0 - ne - = M n + , gdje je M 0 neutralni atom metala, a M n + je katjon 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, formirajući neutralni atom. Ovaj fenomen je nazvan "elektronski vjetar", a skup slobodnih elektrona u kristalu nemetalnog atoma nazvan je "elektronski plin". Ova vrsta interakcije između atoma metala naziva se metalna veza.

Vodikova veza

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

Budući da je atom vodika vezan za elektronegativni atom, na atomu vodika nastaje djelomični pozitivni naboj, a na atomu elektronegativnog elementa djelomično negativni naboj. U tom smislu, elektrostatička privlačnost postaje moguća između djelomično pozitivno nabijenog atoma vodika jedne molekule i elektronegativnog atoma druge. Na primjer, za molekule vode se opaža vodonikova veza:

Vodikova veza je ta koja objašnjava abnormalno visoku tačku topljenja vode. Osim u vodi, jake vodonične veze nastaju i u tvarima kao što su fluorovodonik, amonijak, kiseline koje sadrže kisik, fenoli, alkoholi i amini.