Mechanizmus tvorby iónových kyslíkových väzieb. Kapitola iii. chemická väzba a molekulárna štruktúra. Definícia iónovej väzby

Iónová väzba vzniká vtedy, keď sa elektronegativita od seba výrazne líši (na Paulingovej stupnici Δχ > 1,7), a to pri interakcii iónov vytvorených z prvkov charakterizovaných výrazne odlišnými chemickými vlastnosťami.

Iónová väzba je elektrostatická príťažlivosť medzi opačne nabitými iónmi, ktoré vznikajú v dôsledku úplného premiestnenia spoločného elektrónového páru z atómu jedného prvku na atóm iného prvku.

V závislosti od individuálnych vlastností atómov niektorých prvkov prevláda tendencia strácať elektróny a transformovať sa na kladne nabité ióny (katióny), zatiaľ čo atómy iných prvkov majú naopak tendenciu získavať elektróny, čím sa menia na negatívne nabité. ióny (anióny), ako sa to deje s atómami bežného sodíka a typického nekovového chlóru.

Podmienený model tvorby iónov Na + a Cl - úplným prenosom valenčného elektrónu z atómu sodíka na atóm chlóru

Schopnosť prvkov tvoriť jednoduché ióny (t. j. pochádzajúce z jedného atómu) je určená elektrónovou konfiguráciou ich izolovaných atómov, ako aj hodnotami elektronegativity, ionizačných energií a elektrónových afinit (minimálne potrebné na odstrániť elektrón zo zodpovedajúceho záporného iónu na nekonečnú vzdialenosť). Je zrejmé, že katióny ľahšie tvoria atómy prvkov s nízkymi ionizačnými energiami – alkalické kovy a kovy alkalických zemín (Na, K, Cs, Rb, Ca, Ba, Sr atď.). Tvorba jednoduchých katiónov iných prvkov je menej pravdepodobná, pretože je spojená s vynaložením veľkej energie na ionizáciu atómu.

Jednoduché anióny ľahšie tvoria p-prvky siedmej skupiny (Cl, Br, I) pre ich vysokú elektrónovú afinitu. Pridanie jedného elektrónu k atómom O, S, N je sprevádzané uvoľnením energie. A pridávanie ďalších elektrónov za vzniku viacnásobne nabitých jednoduchých aniónov je energeticky nevýhodné.

Preto je zlúčenín skladajúcich sa z jednoduchých iónov málo. Ľahšie sa tvoria interakciou alkalických kovov a kovov alkalických zemín s halogénmi.

Charakteristika iónovej väzby

1. Nesmerovosť. Elektrické náboje iónov určujú ich príťažlivosť a odpudivosť a vo všeobecnosti určujú stechiometrické zloženie zlúčeniny. Ióny si možno predstaviť ako nabité guľôčky, ktorých silové polia sú rovnomerne rozložené vo všetkých smeroch v priestore. Preto napríklad v zlúčenine NaCl môžu sodné ióny Na+ interagovať s chloridovými iónmi Cl- v akomkoľvek smere a pritiahnuť ich určitý počet.

Nesmerovosť je vlastnosťou iónovej väzby v dôsledku schopnosti každého iónu priťahovať k sebe ióny opačného znamienka v akomkoľvek smere.

Nesmerovosť sa teda vysvetľuje skutočnosťou, že elektrické pole iónu má sférickú symetriu a so vzdialenosťou klesá vo všetkých smeroch, takže k interakcii medzi iónmi dochádza bez ohľadu na smer.

2. Nenasýtenosť. Je zrejmé, že interakcia dvoch iónov opačného znamienka nemôže viesť k úplnej vzájomnej kompenzácii ich silových polí. Preto si ión s určitým nábojom zachováva schopnosť priťahovať ďalšie ióny opačného znamienka vo všetkých smeroch. Počet takto „priťahovaných“ iónov je obmedzený iba ich geometrickými rozmermi a vzájomnými odpudivými silami.

Nenasýtenosť je vlastnosť iónovej väzby, ktorá sa prejavuje schopnosťou iónu, ktorý má určitý náboj, pripojiť ľubovoľný počet iónov opačného znamienka.

3. Polarizácia iónov. V iónovej väzbe je každý ión, ktorý je nosičom elektrického náboja, zdrojom silového elektrického poľa, preto sa v tesnej vzdialenosti medzi iónmi navzájom ovplyvňujú.

Polarizácia iónu je deformácia jeho elektrónového obalu pod vplyvom elektrického silového poľa iného iónu.

4. Polarizácia a polarizačná schopnosť iónov. Počas polarizácie sú elektróny vo vonkajšej vrstve vystavené najsilnejšiemu posunu. Ale pri pôsobení toho istého elektrického poľa sa rôzne ióny deformujú v rôznych stupňoch. Čím slabšie sú vonkajšie elektróny naviazané na jadro, tým ľahšie dochádza k polarizácii.

Polarizovateľnosť je relatívny posun jadra a elektrónového obalu v ióne, keď je vystavený elektrickému poľu iného iónu. Polarizačná schopnosť iónov je ich schopnosť pôsobiť deformačne na iné ióny.

Polarizačná sila závisí od náboja a veľkosti iónu. Čím väčší je náboj iónu, tým silnejšie je jeho pole, to znamená, že viacnásobne nabité ióny majú najväčšiu polarizačnú schopnosť.

Vlastnosti iónových zlúčenín

Za normálnych podmienok existujú iónové zlúčeniny ako kryštalické pevné látky, ktoré majú vysoké teploty topenia a varu, a preto sa považujú za neprchavé. Napríklad teploty topenia a varu NaCl sú 801 °C a 1413 °C, CaF2 - 1418 °C a 2533 °C. V pevnom stave iónové zlúčeniny nevedú elektrický prúd. Sú vysoko rozpustné a slabo alebo vôbec nerozpustné v nepolárnych rozpúšťadlách (kerozín, benzín). V polárnych rozpúšťadlách sa iónové zlúčeniny disociujú (rozpadajú) na ióny. Vysvetľuje to skutočnosť, že ióny majú vyššie solvatačné energie, ktoré sú schopné kompenzovať energiu disociácie na ióny v plynnej fáze.

Dĺžka odkazu - medzijadrová vzdialenosť. Čím je táto vzdialenosť kratšia, tým silnejšia je chemická väzba. Dĺžka väzby závisí od polomerov atómov, ktoré ju tvoria: čím menšie sú atómy, tým kratšia je väzba medzi nimi. Napríklad dĺžka väzby H-O je kratšia ako dĺžka väzby H-N (v dôsledku menšej výmeny atómov kyslíka).

Iónová väzba je extrémnym prípadom polárnej kovalentnej väzby.

Kovové spojenie.

Predpokladom pre vytvorenie tohto typu spojenia je:

1) prítomnosť relatívne malého počtu elektrónov na vonkajších úrovniach atómov;

2) prítomnosť prázdnych (prázdnych orbitálov) na vonkajších úrovniach atómov kovov

3) relatívne nízka ionizačná energia.

Uvažujme vytvorenie kovovej väzby pomocou sodíka ako príkladu. Valenčný elektrón sodíka, ktorý sa nachádza na podúrovni 3s, sa môže relatívne ľahko pohybovať prázdnymi orbitálmi vonkajšej vrstvy: pozdĺž 3p a 3d. Keď sa atómy priblížia k sebe v dôsledku vytvorenia kryštálovej mriežky, valenčné orbitály susedných atómov sa prekrývajú, vďaka čomu sa elektróny voľne pohybujú z jedného orbitálu do druhého, čím sa vytvára väzba medzi VŠETKÝMI atómami kovového kryštálu.

V uzloch kryštálovej mriežky sú kladne nabité kovové ióny a atómy a medzi nimi sú elektróny, ktoré sa môžu voľne pohybovať po celej kryštálovej mriežke. Tieto elektróny sa stávajú spoločnými pre všetky atómy a ióny kovu a nazývajú sa „elektrónový plyn“. Väzba medzi všetkými kladne nabitými iónmi kovov a voľnými elektrónmi v kovovej kryštálovej mriežke sa nazýva kovová väzba.

Prítomnosť kovovej väzby určuje fyzikálne vlastnosti kovov a zliatin: tvrdosť, elektrická vodivosť, tepelná vodivosť, kujnosť, ťažnosť, kovový lesk. Voľné elektróny môžu prenášať teplo a elektrinu, preto sú dôvodom hlavných fyzikálnych vlastností, ktoré odlišujú kovy od nekovov – vysoká elektrická a tepelná vodivosť.

Vodíková väzba.

Vodíková väzba sa vyskytuje medzi molekulami, ktoré obsahujú vodík a atómami s vysokým EO (kyslík, fluór, dusík). Kovalentné väzby H-O, H-F, H-N sú vysoko polárne, vďaka čomu sa na atóme vodíka hromadí prebytočný kladný náboj a na opačných póloch prebytočný záporný náboj. Medzi opačne nabitými pólmi vznikajú sily elektrostatickej príťažlivosti – vodíkové väzby.

Vodíkové väzby môžu byť buď intermolekulárne alebo intramolekulárne. Energia vodíkovej väzby je približne desaťkrát menšia ako energia konvenčnej kovalentnej väzby, no napriek tomu zohrávajú vodíkové väzby dôležitú úlohu v mnohých fyzikálno-chemických a biologických procesoch. Najmä molekuly DNA sú dvojité špirály, v ktorých sú dva reťazce nukleotidov spojené vodíkovými väzbami. Medzimolekulové vodíkové väzby medzi molekulami vody a fluorovodíka možno znázorniť (bodkami) takto:

Látky s vodíkovými väzbami majú molekulárne kryštálové mriežky. Prítomnosť vodíkovej väzby vedie k tvorbe molekulárnych asociácií a v dôsledku toho k zvýšeniu teplôt topenia a varu.

Okrem uvedených hlavných typov chemických väzieb existujú aj univerzálne sily interakcie medzi akýmikoľvek molekulami, ktoré nevedú k rozbitiu alebo vzniku nových chemických väzieb. Tieto interakcie sa nazývajú van der Waalsove sily. Určujú príťažlivosť molekúl danej látky (alebo rôznych látok) k sebe v kvapalnom a pevnom stave agregácie.

Rôzne typy chemických väzieb určujú existenciu rôznych typov kryštálových mriežok (tabuľka).

Látky pozostávajúce z molekúl majú molekulárna štruktúra. Tieto látky zahŕňajú všetky plyny, kvapaliny, ako aj pevné látky s molekulárnou kryštálovou mriežkou, ako je jód. Pevné látky s atómovou, iónovou alebo kovovou mriežkou majú nemolekulárna štruktúra, nemajú žiadne molekuly.

Tabuľka

Vlastnosť kryštálovej mriežky	Typ mriežky
Molekulárna	Iónový	Jadrový	Kovové
Častice v mriežkových uzloch	Molekuly	Katióny a anióny	Atómy	Katióny a atómy kovov
Povaha spojenia medzi časticami	Intermolekulárne interakčné sily (vrátane vodíkových väzieb)	Iónové väzby	Kovalentné väzby	Kovové spojenie
Pevnosť väzby	slabý	Odolný	Veľmi odolný	Rôzne silné stránky
Charakteristické fyzikálne vlastnosti látok	Nízkotaviteľné alebo sublimujúce, nízka tvrdosť, mnohé rozpustné vo vode	Žiaruvzdorné, tvrdé, krehké, mnohé rozpustné vo vode. Roztoky a taveniny vedú elektrický prúd	Veľmi žiaruvzdorný, veľmi tvrdý, prakticky nerozpustný vo vode	Vysoká elektrická a tepelná vodivosť, kovový lesk, ťažnosť.
Príklady látok	Jednoduché látky - nekovy (v pevnom stave): Cl 2, F 2, Br 2, O 2, O 3, P 4, síra, jód (okrem kremíka, diamantu, grafitu); komplexné látky pozostávajúce z nekovových atómov (okrem amónnych solí): voda, suchý ľad, kyseliny, nekovové halogenidy: PCl 3, SiF 4, CBr 4, SF 6, organické látky: uhľovodíky, alkoholy, fenoly, aldehydy atď. .	Soli: chlorid sodný, dusičnan bárnatý atď.; alkálie: hydroxid draselný, hydroxid vápenatý, amónne soli: NH 4 Cl, NH 4 NO 3 atď., oxidy kovov, nitridy, hydridy atď. (zlúčeniny kovov s nekovmi)	Diamant, grafit, kremík, bór, germánium, oxid kremičitý (IV) - oxid kremičitý, SiC (karborundum), čierny fosfor (P).	Meď, draslík, zinok, železo a iné kovy
Porovnanie látok podľa bodov topenia a varu.
	V dôsledku slabých intermolekulárnych interakčných síl majú takéto látky najnižšie teploty topenia a varu. Navyše, čím väčšia je molekulová hmotnosť látky, tým vyššie je t0 pl. má. Výnimkou sú látky, ktorých molekuly môžu vytvárať vodíkové väzby. Napríklad HF má vyšší t0 pl ako HCl.	Látky majú vysoké t 0 pl., ale nižšie ako látky s atómovou mriežkou. Čím vyššie sú náboje iónov, ktoré sa nachádzajú v miestach mriežky a čím kratšia je vzdialenosť medzi nimi, tým vyššia je teplota topenia látky. Napríklad t 0 pl. CaF 2 je vyšší ako t 0 pl. KF.	Majú najvyššie t 0 pl. Čím silnejšia je väzba medzi atómami v mriežke, tým vyššie je t 0 pl. má podstatu. Napríklad Si má nižšie t0 pl ako C.	Kovy majú rôzne t0 pl.: od -37 0 C pre ortuť do 3360 0 C pre volfrám.

Prvým z nich je tvorba iónových väzieb. (Druhým je vzdelávanie, o ktorom bude reč nižšie). Keď sa vytvorí iónová väzba, atóm kovu stráca elektróny a atóm nekovu elektróny získava. Zvážte napríklad elektrónovú štruktúru atómov sodíka a chlóru:

Na 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 1 - jeden elektrón vo vonkajšej úrovni

Cl 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 — sedem elektrónov na vonkajšej úrovni

Ak atóm sodíka daruje svoj jediný 3s elektrón atómu chlóru, pravidlo oktetu bude splnené pre oba atómy. Atóm chlóru bude mať osem elektrónov na vonkajšej tretej vrstve a atóm sodíka bude mať tiež osem elektrónov na druhej vrstve, ktorá sa teraz stala vonkajšou vrstvou:

Na+1s2 2 s 2 2 p 6

Cl - 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 - osem elektrónov vo vonkajšej úrovni

V tomto prípade jadro atómu sodíka stále obsahuje 11 protónov, ale celkový počet elektrónov sa znížil na 10. To znamená, že počet kladne nabitých častíc je o jeden väčší ako počet záporne nabitých, takže celkový náboj „atómu“ sodíka je +1.
„Atóm“ chlóru teraz obsahuje 17 protónov a 18 elektrónov a má náboj -1.
Nabité atómy vzniknuté stratou alebo ziskom jedného alebo viacerých elektrónov sa nazývajú ióny. Kladne nabité ióny sa nazývajú katiónov, a záporne nabité sa nazývajú anióny.
Katióny a anióny s opačným nábojom sú navzájom priťahované elektrostatickými silami. Táto príťažlivosť opačne nabitých iónov sa nazýva iónová väzba. . Vyskytuje sa v zlúčeniny tvorené kovom a jedným alebo viacerými nekovmi. Nasledujúce zlúčeniny spĺňajú toto kritérium a majú iónovú povahu: MgCl2, Fel 2, CuF, Na20, Na2S04, Zn(C2H302)2.

Existuje ďalší spôsob, ako zobraziť iónové zlúčeniny:

V týchto vzorcoch bodky znázorňujú iba elektróny umiestnené vo vonkajších obaloch ( valenčné elektróny ). Takéto vzorce sa nazývajú Lewisove vzorce na počesť amerického chemika G. N. Lewisa, jedného zo zakladateľov (spolu s L. Paulingom) teórie chemickej väzby.

Prenos elektrónov z atómu kovu na atóm nekovu a tvorba iónov je možná v dôsledku skutočnosti, že nekovy majú vysokú elektronegativitu a kovy majú nízku elektronegativitu.

Kvôli silnej vzájomnej príťažlivosti iónov sú iónové zlúčeniny väčšinou pevné a majú pomerne vysokú teplotu topenia.

Iónová väzba vzniká prenosom elektrónov z atómu kovu na atóm nekovu. Výsledné ióny sú navzájom priťahované elektrostatickými silami.

Iónová väzba

(boli použité materiály zo stránky http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)

K iónovej väzbe dochádza prostredníctvom elektrostatickej príťažlivosti medzi opačne nabitými iónmi. Tieto ióny vznikajú ako výsledok prenosu elektrónov z jedného atómu na druhý. Iónová väzba sa vytvára medzi atómami, ktoré majú veľké rozdiely v elektronegativite (zvyčajne väčšie ako 1,7 na Paulingovej stupnici), napríklad medzi atómami alkalického kovu a atómami halogénu.

Uvažujme o výskyte iónovej väzby na príklade tvorby NaCl.

Z elektronických vzorcov atómov

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 a

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

Je vidieť, že na dokončenie vonkajšej úrovne je pre atóm sodíka jednoduchšie vzdať sa jedného elektrónu ako získať sedem a pre atóm chlóru je ľahšie získať jeden elektrón ako získať sedem. Pri chemických reakciách sa atóm sodíka vzdá jedného elektrónu a atóm chlóru ho odoberie. V dôsledku toho sa elektrónové obaly atómov sodíka a chlóru premenia na stabilné elektrónové obaly vzácnych plynov (elektronická konfigurácia katiónu sodíka

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

a elektronická konfigurácia aniónu chlóru je

Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

Elektrostatická interakcia iónov vedie k vytvoreniu molekuly NaCl.

Povaha chemickej väzby sa často odráža v stave agregácie a fyzikálnych vlastnostiach látky. Iónové zlúčeniny, ako je chlorid sodný NaCl, sú tvrdé a žiaruvzdorné, pretože medzi nábojmi ich iónov „+“ a „–“ sú silné elektrostatické príťažlivé sily.

Záporne nabitý ión chlóru priťahuje nielen „svoj“ ión Na+, ale aj ďalšie sodíkové ióny okolo seba. To vedie k tomu, že v blízkosti žiadneho z iónov nie je jeden ión s opačným znamienkom, ale niekoľko.

Štruktúra kryštálu chloridu sodného NaCl.

V skutočnosti je okolo každého iónu chlóru 6 iónov sodíka a okolo každého iónu sodíka 6 iónov chlóru. Toto usporiadané balenie iónov sa nazýva iónový kryštál. Ak je v kryštáli izolovaný jediný atóm chlóru, potom medzi atómami sodíka, ktoré ho obklopujú, už nie je možné nájsť ten, s ktorým chlór reagoval.

Ióny, ktoré sú navzájom priťahované elektrostatickými silami, sú extrémne neochotné meniť svoje umiestnenie pod vplyvom vonkajšej sily alebo zvýšenia teploty. Ak sa však chlorid sodný roztopí a pokračuje v zahrievaní vo vákuu, odparí sa a vytvorí dvojatómové molekuly NaCl. To naznačuje, že kovalentné väzbové sily nie sú nikdy úplne vypnuté.

Základná charakteristika iónových väzieb a vlastnosti iónových zlúčenín

1. Iónová väzba je silná chemická väzba. Energia tejto väzby je rádovo 300 – 700 kJ/mol.

2. Na rozdiel od kovalentnej väzby je iónová väzba nesmerová, pretože ión môže priťahovať ióny opačného znamienka k sebe v akomkoľvek smere.

3. Na rozdiel od kovalentnej väzby je iónová väzba nenasýtená, keďže interakcia iónov opačného znamienka nevedie k úplnej vzájomnej kompenzácii ich silových polí.

4. Pri tvorbe molekúl s iónovou väzbou nedochádza k úplnému prenosu elektrónov, preto stopercentné iónové väzby v prírode neexistujú. V molekule NaCl je chemická väzba iba 80% iónová.

5. Zlúčeniny s iónovými väzbami sú kryštalické pevné látky, ktoré majú vysoké teploty topenia a varu.

6. Väčšina iónových zlúčenín je rozpustná vo vode. Roztoky a taveniny iónových zlúčenín vedú elektrický prúd.

Kovové spojenie

Kovové kryštály majú odlišnú štruktúru. Ak preskúmate kúsok kovového sodíka, zistíte, že jeho vzhľad je veľmi odlišný od kuchynskej soli. Sodík je mäkký kov, ľahko sa krája nožom, splošťuje kladivom, dá sa ľahko roztaviť v pohári na liehovej lampe (teplota topenia 97,8 o C). V kryštáli sodíka je každý atóm obklopený ôsmimi ďalšími podobnými atómami.

Kryštalická štruktúra kovového Na.

Obrázok ukazuje, že atóm Na v strede kocky má 8 najbližších susedov. To isté sa však dá povedať o akomkoľvek inom atóme v kryštáli, pretože všetky sú rovnaké. Kryštál pozostáva z „nekonečne“ sa opakujúcich fragmentov znázornených na tomto obrázku.

Atómy kovu na vonkajšej energetickej úrovni obsahujú malý počet valenčných elektrónov. Pretože ionizačná energia atómov kovov je nízka, valenčné elektróny sú v týchto atómoch slabo zadržané. V dôsledku toho sa v kryštálovej mriežke kovov objavujú kladne nabité ióny a voľné elektróny. V tomto prípade sú kovové katióny umiestnené v uzloch kryštálovej mriežky a elektróny sa voľne pohybujú v poli kladných centier a tvoria takzvaný „elektrónový plyn“.

Prítomnosť záporne nabitého elektrónu medzi dvoma katiónmi spôsobuje, že každý katión interaguje s týmto elektrónom.

teda Kovová väzba je väzba medzi kladnými iónmi v kovových kryštáloch, ku ktorej dochádza prostredníctvom príťažlivosti elektrónov, ktoré sa voľne pohybujú v kryštáli.

Pretože valenčné elektróny v kove sú rovnomerne rozložené v kryštáli, kovová väzba, podobne ako iónová väzba, je nesmerová väzba. Na rozdiel od kovalentnej väzby je kovová väzba nenasýtenou väzbou. Kovová väzba sa tiež líši od kovalentnej väzby v sile. Energia kovovej väzby je približne tri až štyrikrát menšia ako energia kovalentnej väzby.

Vďaka vysokej pohyblivosti elektrónového plynu sa kovy vyznačujú vysokou elektrickou a tepelnou vodivosťou.

Kovový kryštál vyzerá celkom jednoducho, ale v skutočnosti je jeho elektronická štruktúra zložitejšia ako štruktúra kryštálov iónovej soli. Vo vonkajšom elektrónovom obale kovových prvkov nie je dostatok elektrónov na vytvorenie plnohodnotnej „oktetovej“ kovalentnej alebo iónovej väzby. Preto v plynnom stave väčšina kovov pozostáva z monatomických molekúl (t. j. jednotlivých atómov, ktoré nie sú navzájom spojené). Typickým príkladom sú ortuťové výpary. Kovová väzba medzi atómami kovu sa teda vyskytuje iba v kvapalnom a pevnom stave agregácie.

Kovovú väzbu možno opísať takto: niektoré atómy kovu vo výslednom kryštáli odovzdajú svoje valenčné elektróny priestoru medzi atómami (pre sodík je to...3s1) a premenia sa na ióny. Pretože všetky atómy kovu v kryštáli sú rovnaké, každý z nich má rovnakú šancu stratiť valenčný elektrón.

Inými slovami, k prenosu elektrónov medzi neutrálnymi a ionizovanými atómami kovu dochádza bez spotreby energie. V tomto prípade niektoré elektróny vždy skončia v priestore medzi atómami vo forme „elektrónového plynu“.

Tieto voľné elektróny po prvé držia atómy kovu v určitej rovnovážnej vzdialenosti od seba.

Po druhé, dávajú kovom charakteristický „kovový lesk“ (voľné elektróny môžu interagovať so svetelnými kvantami).

Po tretie, voľné elektróny poskytujú kovom dobrú elektrickú vodivosť. Vysoká tepelná vodivosť kovov sa vysvetľuje aj prítomnosťou voľných elektrónov v medziatómovom priestore - ľahko „reagujú“ na zmeny energie a prispievajú k jej rýchlemu prenosu v kryštáli.

Zjednodušený model elektrónovej štruktúry kovového kryštálu.

******** Na príklade kovu sodíka uvažujme o povahe kovovej väzby z hľadiska predstáv o atómových orbitáloch. Atóm sodíka, rovnako ako mnoho iných kovov, má nedostatok valenčných elektrónov, ale existujú voľné valenčné orbitály. Jediný 3s elektrón sodíka je schopný presunúť sa na ktorýkoľvek z voľných a energeticky blízkych susedných orbitálov. Keď sa atómy v kryštáli približujú k sebe, vonkajšie orbitály susedných atómov sa prekrývajú, čo umožňuje uvoľneným elektrónom voľne sa pohybovať po kryštáli.

„Elektrónový plyn“ však nie je taký neusporiadaný, ako by sa mohlo zdať. Voľné elektróny v kovovom kryštáli sú v prekrývajúcich sa orbitáloch a sú do určitej miery zdieľané, čím vytvárajú niečo ako kovalentné väzby. Sodík, draslík, rubídium a iné kovové s-prvky majú jednoducho málo zdieľaných elektrónov, takže ich kryštály sú krehké a taviteľné. So zvyšujúcim sa počtom valenčných elektrónov sa vo všeobecnosti zvyšuje sila kovov.

Kovové väzby teda bývajú tvorené prvkami, ktorých atómy majú vo svojich vonkajších obaloch málo valenčných elektrónov. Tieto valenčné elektróny, ktoré uskutočňujú kovovú väzbu, sú zdieľané natoľko, že sa môžu pohybovať celým kovovým kryštálom a poskytovať vysokú elektrickú vodivosť kovu.

Kryštál NaCl nevedie elektrinu, pretože v priestore medzi iónmi nie sú žiadne voľné elektróny. Všetky elektróny darované atómami sodíka sú pevne držané iónmi chlóru. Toto je jeden z významných rozdielov medzi iónovými kryštálmi a kovovými.

To, čo teraz viete o spájaní kovov, pomáha vysvetliť vysokú kujnosť (ťažnosť) väčšiny kovov. Kov môže byť sploštený do tenkého plechu a ťahaný do drôtu. Faktom je, že jednotlivé vrstvy atómov v kovovom kryštáli sa môžu po sebe pomerne ľahko posúvať: pohyblivý „elektrónový plyn“ neustále zmäkčuje pohyb jednotlivých kladných iónov a navzájom ich chráni.

Samozrejme, nič také sa nedá robiť s kuchynskou soľou, hoci soľ je tiež kryštalická látka. V iónových kryštáloch sú valenčné elektróny pevne viazané na jadro atómu. Posun jednej vrstvy iónov voči druhej približuje ióny rovnakého náboja k sebe a spôsobuje medzi nimi silné odpudzovanie, čo vedie k deštrukcii kryštálu (NaCl je krehká látka).

Posun vrstiev iónového kryštálu spôsobuje vznik veľkých odpudivých síl medzi podobnými iónmi a deštrukciu kryštálu.

Navigácia

• Riešenie kombinovaných problémov na základe kvantitatívnych charakteristík látky
• Riešenie problémov. Zákon stálosti zloženia látok. Výpočty využívajúce pojmy „molárna hmotnosť“ a „chemické množstvo“ látky

Je extrémne zriedkavé, že chemické látky pozostávajú z jednotlivých, navzájom nesúvisiacich atómov chemických prvkov. Za normálnych podmienok má túto štruktúru len malý počet plynov nazývaných vzácne plyny: hélium, neón, argón, kryptón, xenón a radón. Chemické látky najčastejšie nepozostávajú z izolovaných atómov, ale z ich kombinácií do rôznych skupín. Takéto asociácie atómov môžu mať niekoľko, stovky, tisíce alebo dokonca viac atómov. Sila, ktorá drží tieto atómy v takýchto skupinách, sa nazýva chemická väzba.

Inými slovami, môžeme povedať, že chemická väzba je interakcia, ktorá zabezpečuje spojenie jednotlivých atómov do zložitejších štruktúr (molekuly, ióny, radikály, kryštály atď.).

Dôvodom vzniku chemickej väzby je, že energia zložitejších štruktúr je menšia ako celková energia jednotlivých atómov, ktoré ju tvoria.

Ak teda interakcia atómov X a Y vytvára molekulu XY, znamená to, že vnútorná energia molekúl tejto látky je nižšia ako vnútorná energia jednotlivých atómov, z ktorých bola vytvorená:

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

Z tohto dôvodu sa pri vytváraní chemických väzieb medzi jednotlivými atómami uvoľňuje energia.

Elektróny vonkajšej elektrónovej vrstvy s najnižšou väzbovou energiou s jadrom, tzv valencia. Napríklad v bóre sú to elektróny 2. energetickej úrovne - 2 elektróny na 2 s- orbitály a 1 x 2 p- orbitály:

Keď sa vytvorí chemická väzba, každý atóm má tendenciu získať elektrónovú konfiguráciu atómov vzácneho plynu, t.j. tak, že v jeho vonkajšej elektrónovej vrstve je 8 elektrónov (2 pre prvky prvej periódy). Tento jav sa nazýva oktetové pravidlo.

Pre atómy je možné dosiahnuť elektrónovú konfiguráciu vzácneho plynu, ak pôvodne jednotlivé atómy zdieľajú niektoré zo svojich valenčných elektrónov s inými atómami. V tomto prípade sa vytvárajú spoločné elektrónové páry.

V závislosti od stupňa zdieľania elektrónov možno rozlíšiť kovalentné, iónové a kovové väzby.

Kovalentná väzba

Kovalentné väzby sa najčastejšie vyskytujú medzi atómami nekovových prvkov. Ak nekovové atómy tvoriace kovalentnú väzbu patria k rôznym chemickým prvkom, takáto väzba sa nazýva polárna kovalentná väzba. Dôvod tohto názvu spočíva v tom, že atómy rôznych prvkov majú tiež rôzne schopnosti priťahovať spoločný elektrónový pár. Je zrejmé, že to vedie k posunutiu spoločného elektrónového páru smerom k jednému z atómov, v dôsledku čoho sa na ňom vytvorí čiastočný záporný náboj. Na druhej strane sa na druhom atóme vytvorí čiastočný kladný náboj. Napríklad v molekule chlorovodíka je elektrónový pár posunutý z atómu vodíka na atóm chlóru:

Príklady látok s polárnymi kovalentnými väzbami:

CCI4, H2S, CO2, NH3, Si02 atď.

Kovalentná nepolárna väzba sa vytvára medzi nekovovými atómami toho istého chemického prvku. Keďže atómy sú identické, ich schopnosť priťahovať zdieľané elektróny je tiež rovnaká. V tomto ohľade nie je pozorovaný žiadny posun elektrónového páru:

Vyššie uvedený mechanizmus tvorby kovalentnej väzby, keď oba atómy poskytujú elektróny na vytvorenie spoločných elektrónových párov, sa nazýva výmena.

Existuje tiež mechanizmus donor-akceptor.

Keď sa kovalentná väzba vytvorí mechanizmom donor-akceptor, vytvorí sa zdieľaný elektrónový pár v dôsledku vyplneného orbitálu jedného atómu (s dvoma elektrónmi) a prázdneho orbitálu iného atómu. Atóm, ktorý poskytuje osamelý pár elektrónov, sa nazýva donor a atóm s prázdnym orbitálom sa nazýva akceptor. Atómy, ktoré majú spárované elektróny, napríklad N, O, P, S, pôsobia ako donory elektrónových párov.

Napríklad podľa mechanizmu donor-akceptor sa štvrtá kovalentná väzba N-H tvorí v amónnom katióne NH4+:

Kovalentné väzby sa okrem polarity vyznačujú aj energiou. Energia väzby je minimálna energia potrebná na prerušenie väzby medzi atómami.

Väzbová energia klesá so zväčšujúcim sa polomerom viazaných atómov. Keďže vieme, že atómové polomery sa v podskupinách zväčšujú, môžeme napríklad dospieť k záveru, že sila väzby halogén-vodík rastie v sérii:

AHOJ< HBr < HCl < HF

Taktiež energia väzby závisí od jej násobnosti – čím väčšia násobnosť väzby, tým väčšia je jej energia. Väzbová multiplicita sa týka počtu zdieľaných elektrónových párov medzi dvoma atómami.

Iónová väzba

Iónová väzba môže byť považovaná za extrémny prípad polárnej kovalentnej väzby. Ak je v kovalentnej-polárnej väzbe spoločný elektrónový pár čiastočne posunutý na jeden z páru atómov, potom v iónovej väzbe je takmer úplne „daný“ jednému z atómov. Atóm, ktorý daruje elektrón (elektróny), získa kladný náboj a stáva sa katión a atóm, ktorý z neho odobral elektróny, získa záporný náboj a stane sa anión.

Iónová väzba je teda väzba vytvorená elektrostatickým priťahovaním katiónov k aniónom.

Vznik tohto typu väzby je typický pri interakcii atómov typických kovov a typických nekovov.

Napríklad fluorid draselný. Draslíkový katión vzniká odstránením jedného elektrónu z neutrálneho atómu a fluórový ión vzniká pridaním jedného elektrónu k atómu fluóru:

Medzi výslednými iónmi vzniká elektrostatická príťažlivá sila, čo vedie k vytvoreniu iónovej zlúčeniny.

Keď sa vytvorila chemická väzba, elektróny z atómu sodíka prešli na atóm chlóru a vytvorili sa opačne nabité ióny, ktoré majú dokončenú vonkajšiu energetickú hladinu.

Zistilo sa, že elektróny z atómu kovu nie sú úplne oddelené, ale sú iba posunuté smerom k atómu chlóru, ako pri kovalentnej väzbe.

Väčšina binárnych zlúčenín, ktoré obsahujú atómy kovov, je iónová. Napríklad oxidy, halogenidy, sulfidy, nitridy.

Iónová väzba sa vyskytuje aj medzi jednoduchými katiónmi a jednoduchými aniónmi (F −, Cl −, S 2-), ako aj medzi jednoduchými katiónmi a komplexnými aniónmi (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Preto medzi iónové zlúčeniny patria soli a zásady (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4, Ca(OH) 2, NaOH).

Kovové spojenie

Tento typ väzby sa vytvára v kovoch.

Atómy všetkých kovov majú vo svojej vonkajšej elektrónovej vrstve elektróny, ktoré majú nízku väzbovú energiu s jadrom atómu. Pre väčšinu kovov je proces straty vonkajších elektrónov energeticky priaznivý.

V dôsledku takejto slabej interakcie s jadrom sú tieto elektróny v kovoch veľmi mobilné a v každom kovovom kryštáli nepretržite prebieha nasledujúci proces:

M°-ne- = Mn+, kde M° je neutrálny atóm kovu a Mn+ je katión toho istého kovu. Na obrázku nižšie je znázornený priebeh procesov.

To znamená, že elektróny sa „rútia“ cez kovový kryštál, oddeľujú sa od jedného atómu kovu, vytvárajú z neho katión, spájajú sa s iným katiónom a vytvárajú neutrálny atóm. Tento jav sa nazýval „elektrónový vietor“ a zhromažďovanie voľných elektrónov v kryštáli nekovového atómu sa nazývalo „elektrónový plyn“. Tento typ interakcie medzi atómami kovu sa nazýva kovová väzba.

Vodíková väzba

Ak je atóm vodíka v látke naviazaný na prvok s vysokou elektronegatívnosťou (dusík, kyslík alebo fluór), táto látka sa vyznačuje javom nazývaným vodíková väzba.

Pretože atóm vodíka je naviazaný na elektronegatívny atóm, na atóme vodíka sa vytvorí čiastočný kladný náboj a na atóme elektronegatívneho prvku sa vytvorí čiastočný negatívny náboj. V tomto ohľade je možná elektrostatická príťažlivosť medzi čiastočne kladne nabitým atómom vodíka jednej molekuly a elektronegatívnym atómom druhej molekuly. Napríklad vodíková väzba sa pozoruje pre molekuly vody:

Je to vodíková väzba, ktorá vysvetľuje abnormálne vysokú teplotu topenia vody. Okrem vody sa silné vodíkové väzby tvoria aj v látkach ako fluorovodík, amoniak, kyseliny obsahujúce kyslík, fenoly, alkoholy, amíny.