Wszystkie metale mają takie cechy jak:

Mała liczba elektronów na zewnętrznym poziomie energii (z wyjątkiem kilku wyjątków, które mogą mieć 6,7 i 8);

Duży promień atomowy;

Niska energia jonizacji.

Wszystko to przyczynia się do łatwego oddzielenia zewnętrznych niesparowanych elektronów od jądra. W tym przypadku atom ma wiele wolnych orbitali. Schemat tworzenia wiązania metalicznego pokaże tylko nakładanie się wielu komórek orbitalnych różnych atomów, które w rezultacie tworzą wspólną przestrzeń wewnątrzkrystaliczną. Wprowadzane są do niego elektrony z każdego atomu, które zaczynają swobodnie wędrować po okolicy różne części krata. Okresowo każdy z nich przyłącza się do jonu w miejscu kryształu i zamienia go w atom, a następnie ponownie odłącza, tworząc jon.

Zatem, wiązanie metaliczne to wiązanie między atomami, jonami i swobodnymi elektronami we wspólnym krysztale metalu. Chmura elektronów swobodnie poruszająca się w strukturze nazywana jest „gazem elektronowym”. To oni wyjaśniają większość właściwości fizyczne metale i ich stopy.

Jak dokładnie realizuje się metaliczne wiązanie chemiczne? Są różne przykłady. Spróbujmy rozważyć kawałek litu. Nawet jeśli weźmiesz go wielkości ziarnka grochu, będą tysiące atomów. Wyobraźmy sobie więc, że każdy z tych tysięcy atomów przekazuje swój jedyny elektron walencyjny do wspólnej przestrzeni krystalicznej. Co więcej, znając strukturę elektronową danego pierwiastka, można zobaczyć liczbę pustych orbitali. Lit będzie miał ich 3 (orbitale p drugiego poziomu energii). Trzy dla każdego atomu na dziesiątki tysięcy - to wspólna przestrzeń wewnątrz kryształu, w której "gaz elektronowy" porusza się swobodnie.

Substancja z wiązaniem metalicznym jest zawsze mocna. W końcu gaz elektronowy nie pozwala na zapadnięcie się kryształu, a jedynie przesuwa warstwy i natychmiast je przywraca. Świeci, ma określoną gęstość (najczęściej wysoką), topliwość, ciągliwość i ciągliwość.

Gdzie indziej realizowane jest wiązanie metaliczne? Przykłady substancji:

Metale w postaci prostych struktur;

Wszystkie stopy metali ze sobą;

Wszystkie metale i ich stopy są w stanie ciekłym i stałym.

Konkretne przykłady można przytoczyć tylko w niewiarygodnej ilości, ponieważ metale w układ okresowy ponad 80!

Mechanizm powstawania w ogólna perspektywa wyrażony następującym zapisem: Ме 0 - e - ↔ Ме n +. Z diagramu jasno wynika, które cząstki są obecne w krysztale metalu.

Każdy metal może oddawać elektrony, zamieniając się w dodatnio naładowany jon.

Na przykład żelazko: Fe 0 -2e - = Fe 2+

Dokąd zmierzają oddzielone ujemnie naładowane cząstki - elektrony? Minus zawsze pociąga plus. Elektrony są przyciągane do innego jonu (naładowanego dodatnio) żelaza w sieci krystalicznej: Fe 2+ + 2e - = Fe 0

Jon staje się neutralnym atomem. I ten proces powtarza się wiele razy.

Okazuje się, że swobodne elektrony żelaza są w ciągły ruch w całej objętości kryształu, odrywając się i przyczepiając do jonów w miejscach sieci. Inna nazwa tego zjawiska to zdelokalizowana chmura elektronów... Termin „zdelokalizowany” oznacza wolny, nie dołączony.

Motywy UŻYJ kodyfikatora: Kowalencyjne wiązanie chemiczne, jego odmiany i mechanizmy powstawania. Charakterystyki wiązania kowalencyjnego (polarność i energia wiązania). Wiązanie jonowe. Wiązanie metaliczne. Wiązanie wodorowe

Wewnątrzcząsteczkowe wiązania chemiczne

Najpierw rozważ wiązania, które powstają między cząsteczkami w cząsteczkach. Takie połączenia nazywają się wewnątrzcząsteczkowy.

Wiązanie chemiczne między atomami pierwiastki chemiczne ma charakter elektrostatyczny i jest tworzony przez oddziaływania elektronów zewnętrznych (walencyjnych) w mniejszym lub większym stopniu utrzymywane przez dodatnio naładowane jądra związane atomy.

Kluczową koncepcją jest tutaj NEGATYWNOŚĆ ELEKTRYCZNA. To ona określa typ wiązanie chemiczne między atomami i właściwościami tego wiązania.

Czy zdolność atomu do przyciągania (trzymania) zewnętrzny(wartościowość) elektrony... Elektroujemność zależy od stopnia przyciągania zewnętrznych elektronów do jądra i zależy głównie od promienia atomu i ładunku jądra.

Elektroujemność jest trudna do jednoznacznego zdefiniowania. L. Pauling opracował tabelę względnych elektroujemności (opartych na energiach wiązań cząsteczek dwuatomowych). Najbardziej elektroujemnym elementem jest fluor ze znaczeniem 4 .

Należy zauważyć, że w różnych źródłach można znaleźć różne skale i tabele wartości elektroujemności. Nie należy się tego bać, ponieważ odgrywa rolę w tworzeniu wiązania chemicznego atomów i jest mniej więcej tak samo w każdym systemie.

Jeśli jeden z atomów w wiązaniu chemicznym A:B silniej przyciąga elektrony, to para elektronów jest przesunięta w jego kierunku. Więcej różnica elektroujemności atomów, tym bardziej para elektronów jest przesunięta.

Jeżeli wartości elektroujemności oddziałujących atomów są równe lub w przybliżeniu równe: EO (A) ≈EO (B), wtedy całkowita para elektronów nie jest przesunięta do żadnego z atomów: O: B... To połączenie nazywa się kowalencyjny niepolarny.

Jeśli elektroujemności oddziałujących atomów różnią się, ale niewiele (różnica w elektroujemnościach wynosi około 0,4 do 2: 0,4<ΔЭО<2 ), wtedy para elektronów zostaje przesunięta do jednego z atomów. To połączenie nazywa się kowalencyjny polarny .

Jeśli elektroujemności oddziałujących atomów znacznie się różnią (różnica w elektroujemnościach jest większa niż 2: ΔEO> 2), wtedy jeden z elektronów jest prawie całkowicie przeniesiony na drugi atom, tworząc jony... To połączenie nazywa się joński.

Główne rodzaje wiązań chemicznych to - kowalencyjny, joński oraz metal Komunikacja. Rozważmy je bardziej szczegółowo.

Kowalencyjne wiązanie chemiczne

Wiązanie kowalencyjne – to jest wiązanie chemiczne utworzony przez tworzenie wspólnej pary elektronów A: B ... Ponadto dwa atomy zachodzić na siebie orbitale atomowe. Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku oddziaływania atomów o niewielkiej różnicy elektroujemności (z reguły między dwoma niemetalami) lub atomy jednego pierwiastka.

Podstawowe właściwości wiązań kowalencyjnych

• Centrum,
• nasycenie,
• biegunowość,
• polaryzowalność.

Te właściwości wiążące wpływają na właściwości chemiczne i fizyczne substancji.

Kierunek komunikacji charakteryzuje budowę chemiczną i postać substancji. Kąty między dwoma wiązaniami nazywane są kątami wiązania. Na przykład w cząsteczce wody kąt wiązania H-O-H wynosi 104,45 о, zatem cząsteczka wody jest polarna, a w cząsteczce metanu kąt wiązania H-C-H wynosi 108 о 28 ′.

Nasycenie Czy zdolność atomów do tworzenia ograniczonej liczby kowalencyjnych wiązań chemicznych. Nazywa się liczbę wiązań, które atom może utworzyć.

Biegunowość Wiązanie powstaje z nierównomiernego rozkładu gęstości elektronowej między dwoma atomami o różnej elektroujemności. Wiązania kowalencyjne dzielą się na polarne i niepolarne.

Polaryzowalność połączenia są zdolność elektronów wiążących do przemieszczania się pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego(w szczególności pole elektryczne innej cząstki). Polaryzowalność zależy od ruchliwości elektronów. Im dalej elektron znajduje się od jądra, tym jest bardziej mobilny, a zatem cząsteczka jest bardziej polaryzowalna.

Kowalencyjne niepolarne wiązanie chemiczne

Istnieją 2 rodzaje wiązania kowalencyjnego - POLARNY oraz NIEPOLARNY .

Przykład . Rozważ strukturę cząsteczki wodoru H 2. Każdy atom wodoru na zewnętrznym poziomie energii przenosi 1 niesparowany elektron. Aby wyświetlić atom, używamy struktury Lewisa - jest to schemat struktury zewnętrznego poziomu energii atomu, gdy elektrony są oznaczone kropkami. Modele struktury punktowej Lewisa są pomocne podczas pracy z elementami drugiego okresu.

H. +. H = H: H

Tak więc cząsteczka wodoru ma jedną wspólną parę elektronów i jedno wiązanie chemiczne H – H. Ta para elektronów nie jest przesunięta do żadnego z atomów wodoru, ponieważ elektroujemność atomów wodoru jest taka sama. To połączenie nazywa się kowalencyjny niepolarny .

Wiązanie kowalencyjne niepolarne (symetryczne) Jest wiązaniem kowalencyjnym utworzonym przez atomy o równej elektroujemności (z reguły te same niemetale), a zatem o równomiernym rozkładzie gęstości elektronowej między jądrami atomów.

Moment dipolowy wiązań niepolarnych wynosi 0.

Przykłady: H2 (H-H), O2 (O = O), S 8.

kowalencyjne polarne wiązanie chemiczne

Kowalencyjne wiązanie polarne Czy wiązanie kowalencyjne, które występuje pomiędzy atomy o różnej elektroujemności (zwykle, różne niemetale) i charakteryzuje się przemieszczenie wspólna para elektronów do bardziej elektroujemnego atomu (polaryzacja).

Gęstość elektronowa jest przesunięta do bardziej elektroujemnego atomu - dlatego powstaje na nim częściowy ładunek ujemny (δ-), a częściowy ładunek dodatni (δ +, delta +) powstaje na mniej elektroujemnym atomie.

Im większa różnica w elektroujemności atomów, tym wyższa biegunowość połączenia i tym bardziej moment dipolowy ... Dodatkowe siły przyciągania działają między sąsiednimi cząsteczkami i ładunkami o przeciwnym znaku, co zwiększa się siła Komunikacja.

Polarność wiązania wpływa na właściwości fizyczne i chemiczne związków. Mechanizmy reakcji, a nawet reaktywność sąsiednich wiązań zależą od polarności wiązania. Biegunowość połączenia często określa polaryzacja cząsteczek a tym samym bezpośrednio wpływa na właściwości fizyczne, takie jak temperatura wrzenia i temperatura topnienia, rozpuszczalność w rozpuszczalnikach polarnych.

Przykłady: HCl, CO2, NH3.

Mechanizmy tworzenia wiązań kowalencyjnych

Kowalencyjne wiązanie chemiczne może wystąpić poprzez 2 mechanizmy:

1. Mechanizm wymiany tworzenie kowalencyjnego wiązania chemicznego ma miejsce, gdy każda cząstka dostarcza jeden niesparowany elektron do utworzenia wspólnej pary elektronów:

A . + . B = A: B

2. tworzenie wiązania kowalencyjnego to mechanizm, w którym jedna z cząstek zapewnia wolną parę elektronów, a druga cząsteczka zapewnia wolny orbital dla tej pary elektronów:

A: + B = A: B

W tym przypadku jeden z atomów zapewnia samotną parę elektronów ( dawca), a inny atom zapewnia wolny orbital dla tej pary ( akceptor). W wyniku tworzenia wiązań zmniejsza się zarówno energia elektronów, tj. jest korzystny dla atomów.

Wiązanie kowalencyjne utworzone przez mechanizm dawcy-akceptora nie jest inny we właściwościach innych wiązań kowalencyjnych utworzonych przez mechanizm wymiany. Tworzenie wiązania kowalencyjnego przez mechanizm donor-akceptor jest charakterystyczne dla atomów z dużą liczbą elektronów na zewnętrznym poziomie energii (donory elektronów) lub odwrotnie, z bardzo małą liczbą elektronów (akceptory elektronów). Możliwości walencyjne atomów są omówione bardziej szczegółowo w odpowiedniej sekcji.

Powstaje wiązanie kowalencyjne przez mechanizm dawcy-akceptora:

- w cząsteczce tlenek węgla CO(wiązanie w cząsteczce jest potrójne, 2 wiązania są tworzone przez mechanizm wymiany, jedno przez mechanizm donor-akceptor): C≡O;

- v jon amonowy NH 4 +, w jonach aminy organiczne na przykład w jonie metyloamonowym CH3-NH2+;

- v złożone związki, wiązanie chemiczne między atomem centralnym i grupami ligandu, na przykład w tetrahydroksoglinianie sodu Na wiązanie między jonami glinu i wodorotlenowymi;

- v kwas azotowy i jego sole- azotany: HNO 3, NaNO 3, w niektórych innych związkach azotowych;

- w cząsteczce ozon O 3.

Główne cechy wiązania kowalencyjnego

Wiązanie kowalencyjne jest zwykle tworzone między atomami niemetalicznymi. Główne cechy wiązania kowalencyjnego to długość, energia, wielość i kierunek.

Wielość wiązania chemicznego

Wielość wiązania chemicznego - to jest liczba wspólnych par elektronów między dwoma atomami w związku... Wielokrotność wiązania można łatwo określić na podstawie wartości atomów tworzących cząsteczkę.

Na przykład , w cząsteczce wodoru H 2 krotność wiązań wynosi 1, ponieważ każdy wodór ma tylko 1 niesparowany elektron na zewnętrznym poziomie energii, dlatego powstaje jedna wspólna para elektronów.

W cząsteczce tlenu O 2 krotność wiązania wynosi 2, ponieważ każdy atom na zewnętrznym poziomie energii ma 2 niesparowane elektrony: O = O.

W cząsteczce azotu N 2 krotność wiązań wynosi 3, ponieważ pomiędzy każdym atomem znajdują się 3 niesparowane elektrony na zewnętrznym poziomie energii, a atomy tworzą 3 wspólne pary elektronów N≡N.

Długość wiązania kowalencyjnego

Długość wiązania chemicznego Jest odległością między centrami jąder atomów tworzących wiązanie. Określa się to eksperymentalnymi metodami fizycznymi. Długość wiązania można oszacować w przybliżeniu według zasady addytywności, zgodnie z którą długość wiązania w cząsteczce AB jest w przybliżeniu równa połowie sumy długości wiązań w cząsteczkach A2 i B2:

Długość wiązania chemicznego można z grubsza oszacować wzdłuż promieni atomów tworząc więź, lub według częstotliwości komunikacji jeśli promienie atomów nie różnią się zbytnio.

Wraz ze wzrostem promieni atomów tworzących wiązanie zwiększa się długość wiązania.

Na przykład

Wraz ze wzrostem wielokrotności wiązania między atomami (których promienie atomowe nie różnią się lub różnią się nieznacznie), długość wiązania będzie się zmniejszać.

Na przykład ... W szeregu: C – C, C = C, C≡C zmniejsza się długość wiązania.

Energia komunikacji

Energia wiązania jest miarą siły wiązania chemicznego. Energia komunikacji zależy od energii potrzebnej do zerwania wiązania i usunięcia atomów tworzących to wiązanie w nieskończenie dużej odległości od siebie.

Wiązanie kowalencyjne to bardzo trwały. Jego energia waha się od kilkudziesięciu do kilkuset kJ/mol. Im wyższa energia wiązania, tym większa siła wiązania i odwrotnie.

Siła wiązania chemicznego zależy od długości wiązania, polarności wiązania i krotności wiązania. Im dłuższe wiązanie chemiczne, tym łatwiej je rozerwać, a im niższa energia wiązania, tym mniejsza jego siła. Im krótsze wiązanie chemiczne, tym silniejsze i większa energia wiązania.

Na przykład, w szeregu związków HF, HCl, HBr, od lewej do prawej, siła wiązania chemicznego maleje odkąd zwiększa się długość połączenia.

Jonowe wiązanie chemiczne

Wiązanie jonowe Czy wiązanie chemiczne oparte na przyciąganie elektrostatyczne jonów.

Jonasz powstają w procesie przyjmowania lub oddawania elektronów przez atomy. Na przykład atomy wszystkich metali słabo zatrzymują elektrony zewnętrznego poziomu energii. Dlatego atomy metali charakteryzują się właściwości regenerujące- umiejętność oddawania elektronów.

Przykład. Atom sodu zawiera 1 elektron na 3 poziomie energii. Porzucając go łatwo, atom sodu tworzy znacznie stabilniejszy jon Na+, z elektronową konfiguracją szlachetnego neonu gazowego Ne. Jon sodu zawiera 11 protonów i tylko 10 elektronów, więc całkowity ładunek jonu wynosi -10 + 11 = +1:

+11Na) 2) 8) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

Przykład. Atom chloru na zewnętrznym poziomie energetycznym zawiera 7 elektronów. Aby uzyskać konfigurację stabilnego obojętnego atomu argonu Ar, chlor musi dołączyć 1 elektron. Po przyłączeniu elektronu powstaje stabilny jon chloru, składający się z elektronów. Całkowity ładunek jonu wynosi -1:

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

Notatka:

• Właściwości jonów różnią się od właściwości atomów!
• Stabilne jony mogą się tworzyć nie tylko atomy, ale również grupy atomów... Na przykład: jon amonowy NH 4 +, jon siarczanowy SO 4 2- itd. Wiązania chemiczne utworzone przez takie jony są również uważane za jonowe;
• Wiązanie jonowe z reguły tworzy się ze sobą metale oraz niemetale(grupy niemetali);

Utworzone jony są przyciągane przez przyciąganie elektryczne: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Podsumujmy rozróżnienie między typami wiązań kowalencyjnych i jonowych:

Wiązanie metaliczne Czy połączenie powstaje względnie? wolne elektrony pomiędzy jony metali tworząc sieć krystaliczną.

Atomy metali na zewnętrznym poziomie energii zwykle znajdują się jeden do trzech elektronów... Promienie atomów metali z reguły są duże - dlatego atomy metali, w przeciwieństwie do niemetali, dość łatwo oddają elektrony zewnętrzne, tj. są silnymi środkami redukującymi.

Oddając elektrony, atomy metalu zamieniają się w dodatnio naładowane jony ... Oderwane elektrony są stosunkowo wolne ruszaj się między dodatnio naładowanymi jonami metali. Między tymi cząsteczkami jest połączenie odkąd współdzielone elektrony utrzymują razem warstwowe kationy metali , tworząc w ten sposób wystarczająco silny metalowa sieć krystaliczna ... W tym przypadku elektrony poruszają się w sposób ciągły chaotycznie, tj. stale pojawiają się nowe neutralne atomy i nowe kationy.

Oddziaływania międzycząsteczkowe

Oddzielnie warto rozważyć interakcje, które powstają między poszczególnymi cząsteczkami w substancji - oddziaływania międzycząsteczkowe ... Oddziaływania międzycząsteczkowe to rodzaj oddziaływania między atomami obojętnymi, w którym nie pojawiają się nowe wiązania kowalencyjne. Siły oddziaływania między cząsteczkami zostały odkryte przez van der Waalsa w 1869 roku i nazwane jego imieniem Siły Van Dar Waalsa... Siły van der Waalsa dzielą się na orientacja, wprowadzenie oraz dyspersyjny ... Energia oddziaływań międzycząsteczkowych jest znacznie mniejsza niż energia wiązania chemicznego.

Orientacyjne siły grawitacji występują między cząsteczkami polarnymi (oddziaływanie dipol-dipol). Siły te powstają między cząsteczkami polarnymi. Interakcje indukcyjne Czy interakcja między cząsteczką polarną i niepolarną. Cząsteczka niepolarna ulega polaryzacji w wyniku działania molekuły polarnej, która generuje dodatkowe przyciąganie elektrostatyczne.

Szczególnym rodzajem oddziaływania międzycząsteczkowego są wiązania wodorowe. - są to międzycząsteczkowe (lub wewnątrzcząsteczkowe) wiązania chemiczne, które powstają pomiędzy cząsteczkami, w których występują silnie polarne wiązania kowalencyjne - H-F, H-O lub H-N... Jeśli w cząsteczce są takie wiązania, to między cząsteczkami będzie dodatkowe siły grawitacji .

Mechanizm formacji wiązanie wodorowe jest częściowo elektrostatyczne, a częściowo donorowo-akceptorowe. W tym przypadku dawcą pary elektronów jest atom pierwiastka silnie elektroujemnego (F, O, N), a akceptorem połączone z tymi atomami atomy wodoru. Wiązanie wodorowe charakteryzuje się Centrum w kosmosie i nasycenie.

Wiązanie wodorowe można oznaczyć kropkami: Н ··· O. Im większa elektroujemność atomu połączonego z wodorem i im mniejszy jego rozmiar, tym silniejsze wiązanie wodorowe. Charakteryzuje się przede wszystkim związkami fluor z wodorem a także do tlen z wodorem , mniej azot z wodorem .

Wiązania wodorowe powstają między następującymi substancjami:

— fluorowodór HF(gaz, roztwór fluorowodoru w wodzie - kwas fluorowodorowy), woda H 2 O (para, lód, ciekła woda):

— roztwór amoniaku i amin organicznych- między amoniakiem a cząsteczkami wody;

— związki organiczne, w których wiązania O-H lub N-H: alkohole, kwasy karboksylowe, aminy, aminokwasy, fenole, anilina i jej pochodne, białka, roztwory węglowodanów – monosacharydów i disacharydów.

Wiązanie wodorowe wpływa na właściwości fizyczne i chemiczne substancji. Tak więc dodatkowe przyciąganie między cząsteczkami utrudnia gotowanie substancji. W przypadku substancji z wiązaniami wodorowymi obserwuje się nienormalny wzrost temperatury wrzenia.

Na przykład , z reguły wraz ze wzrostem masy cząsteczkowej obserwuje się wzrost temperatury wrzenia substancji. Jednak w wielu substancjach H2O-H2S-H2Se-H2Te nie obserwujemy liniowej zmiany temperatur wrzenia.

Mianowicie, w temperatura wrzenia wody nienormalnie wysoka - nie mniej niż -61 o C, jak pokazuje nam linia prosta, ale znacznie więcej, +100 o C. Tę anomalię tłumaczy się obecnością wiązań wodorowych między cząsteczkami wody. Dlatego w normalnych warunkach (0-20 ° C) woda jest płyn według stanu fazy.

Niezwykle rzadko chemikalia składają się z oddzielnych, niepowiązanych ze sobą atomów pierwiastków chemicznych. Tylko niewielka liczba gazów zwanych gazami szlachetnymi ma taką strukturę w normalnych warunkach: hel, neon, argon, krypton, ksenon i radon. Najczęściej substancje chemiczne nie składają się z rozproszonych atomów, ale z ich asocjacji w różnych grupach. Takie asocjacje atomów mogą liczyć kilka jednostek, setki, tysiące, a nawet więcej atomów. Siła, która utrzymuje te atomy w składzie takich ugrupowań, nazywa się wiązanie chemiczne.

Innymi słowy, możemy powiedzieć, że wiązanie chemiczne to interakcja, która zapewnia wiązanie między poszczególnymi atomami w bardziej złożone struktury (cząsteczki, jony, rodniki, kryształy itp.).

Powodem powstania wiązania chemicznego jest to, że energia bardziej złożonych struktur jest mniejsza niż całkowita energia poszczególnych atomów, które je tworzą.

Tak więc w szczególności, jeśli cząsteczka XY powstaje podczas interakcji atomów X i Y, oznacza to, że energia wewnętrzna cząsteczek tej substancji jest niższa niż energia wewnętrzna poszczególnych atomów, z których została utworzona:

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

Z tego powodu, gdy między poszczególnymi atomami tworzą się wiązania chemiczne, uwalniana jest energia.

W tworzeniu wiązań chemicznych biorą udział elektrony zewnętrznej warstwy elektronowej o najniższej energii wiązania z jądrem, zwane wartościowość... Na przykład w borze są to elektrony o 2 poziomach energii - 2 elektrony na 2 s- orbitale i 1 na 2 P-orbitale:

Kiedy tworzy się wiązanie chemiczne, każdy atom dąży do uzyskania konfiguracji elektronowej atomów gazów szlachetnych, tj. tak, że w jego zewnętrznej warstwie elektronowej znajduje się 8 elektronów (2 dla pierwiastków pierwszego okresu). Zjawisko to nazywa się regułą oktetu.

Osiągnięcie przez atomy konfiguracji elektronowej gazu szlachetnego jest możliwe, jeśli początkowo pojedyncze atomy tworzą część swoich elektronów walencyjnych wspólnych dla innych atomów. W takim przypadku powstają wspólne pary elektronów.

W zależności od stopnia uspołecznienia elektronów można wyróżnić wiązania kowalencyjne, jonowe i metaliczne.

Wiązanie kowalencyjne

Wiązanie kowalencyjne występuje najczęściej między atomami pierwiastków niemetalicznych. Jeśli atomy niemetali tworzące wiązanie kowalencyjne należą do różnych pierwiastków chemicznych, takie wiązanie nazywa się kowalencyjnym wiązaniem polarnym. Powodem tej nazwy jest fakt, że atomy różnych pierwiastków mają również różną zdolność przyciągania wspólnej pary elektronów. Oczywiście prowadzi to do przemieszczenia wspólnej pary elektronów w kierunku jednego z atomów, w wyniku czego powstaje na niej częściowy ładunek ujemny. Z kolei na drugim atomie powstaje częściowy ładunek dodatni. Na przykład w cząsteczce chlorowodoru para elektronów jest przesunięta z atomu wodoru na atom chloru:

Przykłady substancji z kowalencyjnym wiązaniem polarnym:

СCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 itd.

Pomiędzy atomami niemetali tego samego pierwiastka chemicznego powstaje kowalencyjne wiązanie niepolarne. Ponieważ atomy są identyczne, ich zdolność do ściągania wspólnych elektronów jest taka sama. W związku z tym nie obserwuje się przemieszczenia pary elektronów:

Powyższy mechanizm tworzenia wiązania kowalencyjnego, gdy oba atomy dostarczają elektrony do tworzenia wspólnych par elektronów, nazywa się wymianą.

Istnieje również mechanizm dawcy-akceptora.

Kiedy wiązanie kowalencyjne jest tworzone przez mechanizm donor-akceptor, powstaje wspólna para elektronów z powodu wypełnionego orbitalu jednego atomu (z dwoma elektronami) i pustego orbitalu innego atomu. Atom dostarczający samotną parę elektronów nazywany jest donorem, a atom z wolnym orbitalem nazywany jest akceptorem. Atomy ze sparowanymi elektronami działają jako dawcy par elektronów, na przykład N, O, P, S.

Na przykład, zgodnie z mechanizmem donor-akceptor, w kationie amonowym NH 4 + powstaje czwarte wiązanie kowalencyjne N-H:

Oprócz polaryzacji wiązania kowalencyjne charakteryzują się również energią. Energia wiązania to minimalna energia wymagana do zerwania wiązania między atomami.

Energia wiązania maleje wraz ze wzrostem promieni związanych atomów. Ponieważ, jak wiemy, promienie atomów rosną w dół wzdłuż podgrup, można na przykład stwierdzić, że siła wiązania halogen-wodór wzrasta w szeregu:

CZEŚĆ< HBr < HCl < HF

Również energia wiązania zależy od jego wielokrotności – im większa krotność wiązania, tym większa jego energia. Wielość wiązań odnosi się do liczby wspólnych par elektronów między dwoma atomami.

Wiązanie jonowe

Wiązanie jonowe można uznać za przypadek graniczny kowalencyjnego wiązania polarnego. Jeśli w wiązaniu kowalencyjnym-polarnym całkowita para elektronów jest częściowo przesunięta do jednego z par atomów, to w jonowym jest prawie całkowicie „oddana” jednemu z atomów. Atom, który oddał elektron (y) uzyskuje ładunek dodatni i staje się kation, a atom, który zabrał z niego elektrony, uzyskuje ładunek ujemny i staje się anion.

Zatem wiązanie jonowe jest wiązaniem utworzonym w wyniku elektrostatycznego przyciągania kationów do anionów.

Powstawanie tego typu wiązania jest charakterystyczne dla oddziaływania atomów typowych metali i typowych niemetali.

Na przykład fluorek potasu. Kation potasu powstaje w wyniku oderwania jednego elektronu od atomu obojętnego, a jon fluoru powstaje, gdy jeden elektron jest przyłączony do atomu fluoru:

Pomiędzy powstałymi jonami powstaje siła przyciągania elektrostatycznego, w wyniku której powstaje związek jonowy.

Podczas tworzenia wiązania chemicznego elektrony z atomu sodu przechodziły do ​​atomu chloru i tworzyły się przeciwnie naładowane jony, które mają pełny poziom energii zewnętrznej.

Stwierdzono, że elektrony z atomu metalu nie są całkowicie odłączone, a jedynie przemieszczone w kierunku atomu chloru, jak w wiązaniu kowalencyjnym.

Większość związków binarnych zawierających atomy metali jest jonowych. Na przykład tlenki, halogenki, siarczki, azotki.

Wiązanie jonowe występuje również między kationami prostymi a anionami prostymi (F -, Cl -, S 2-) oraz między kationami prostymi i złożonymi (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) . Dlatego związki jonowe obejmują sole i zasady (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH)

Wiązanie metaliczne

Ten rodzaj wiązania powstaje w metalach.

Atomy wszystkich metali mają elektrony na zewnętrznej warstwie elektronowej, które mają niską energię wiązania z jądrem atomowym. Dla większości metali proces utraty elektronów zewnętrznych jest energetycznie korzystny.

Wobec tak słabego oddziaływania z jądrem elektrony te w metalach są bardzo ruchliwe i w każdym krysztale metalu zachodzi w sposób ciągły następujący proces:

М 0 - ne - = M n +,

gdzie M 0 oznacza neutralny atom metalu, a M n + kation tego samego metalu. Poniższy rysunek przedstawia ilustrację trwających procesów.

Oznacza to, że elektrony „niosą” wzdłuż kryształu metalu, odrywając się od jednego atomu metalu, tworząc z niego kation, łącząc się z innym kationem, tworząc neutralny atom. Zjawisko to nazwano „wiatrem elektronicznym”, a zbiór wolnych elektronów w krysztale niemetalicznego atomu nazwano „gazem elektronowym”. Ten rodzaj interakcji między atomami metali nazwano wiązaniem metalicznym.

Wiązanie wodorowe

Jeśli atom wodoru w jakiejkolwiek substancji jest powiązany z pierwiastkiem o wysokiej elektroujemności (azot, tlen lub fluor), taka substancja charakteryzuje się takim zjawiskiem jak wiązanie wodorowe.

Ponieważ atom wodoru jest związany z atomem elektroujemnym, na atomie wodoru powstaje częściowy ładunek dodatni, a na atomie elektroujemnym częściowy ładunek ujemny. W związku z tym przyciąganie elektrostatyczne staje się możliwe między częściowo dodatnio naładowanym atomem wodoru jednej cząsteczki a elektroujemnym atomem drugiej. Na przykład wiązanie wodorowe obserwuje się dla cząsteczek wody:

To właśnie wiązanie wodorowe wyjaśnia nienormalnie wysoką temperaturę topnienia wody. Oprócz wody silne wiązania wodorowe powstają również w takich substancjach jak fluorowodór, amoniak, kwasy zawierające tlen, fenole, alkohole i aminy.

Wiązanie metaliczne. Właściwości wiązania metali.

Wiązanie metaliczne to wiązanie chemiczne spowodowane obecnością stosunkowo swobodnych elektronów. Jest to typowe zarówno dla czystych metali, jak i ich stopów oraz związków międzymetalicznych.

Metalowy mechanizm linkowy

Dodatnie jony metali znajdują się we wszystkich węzłach sieci krystalicznej. Pomiędzy nimi elektrony walencyjne, oderwane od atomów podczas tworzenia jonów, poruszają się losowo, jak cząsteczki gazu. Elektrony te działają jak cement͵ utrzymujący razem jony dodatnie; w przeciwnym razie sieć rozpadłaby się pod działaniem sił odpychających między jonami. Jednocześnie elektrony są utrzymywane przez jony w sieci krystalicznej i nie mogą jej opuścić. Siły wiążące nie są zlokalizowane ani skierowane. Z tego powodu w większości przypadków pojawiają się wysokie liczby koordynacyjne (na przykład 12 lub 8). Kiedy dwa atomy metalu łączą się, orbitale ich zewnętrznych powłok nakładają się, tworząc orbitale molekularne. Jeśli trzeci atom jest odpowiedni, jego orbital pokrywa się z orbitalami pierwszych dwóch atomów, co daje kolejny orbital molekularny. Gdy atomów jest wiele, powstaje ogromna liczba trójwymiarowych orbitali molekularnych, rozciągających się we wszystkich kierunkach. Ze względu na wielokrotne nakładanie się orbitali, na elektrony walencyjne każdego atomu wpływa wiele atomów.

Charakterystyczne sieci krystaliczne

Większość metali tworzy jedną z następujących wysoce symetrycznych, gęsto upakowanych sieci: sześcienna wyśrodkowana na ciele, sześcienna wyśrodkowana na twarzy i sześciokątna.

W sześciennej sieci skupionej wokół ciała (BCC) atomy znajdują się na wierzchołkach sześcianu, a jeden atom w środku objętości sześcianu. Metale mają sześcienną sieć skupioną wokół ciała: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba itp.

W sieci sześciennej skoncentrowanej na twarzy (FCC) atomy znajdują się na wierzchołkach sześcianu i na środku każdej ściany. Metale tego typu mają siatkę: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co itp.

W siatce sześciokątnej atomy znajdują się w wierzchołkach i środku sześciokątnych podstaw pryzmatu, a trzy atomy znajdują się w środkowej płaszczyźnie pryzmatu. Metale mają takie upakowanie atomów: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca itp.

Inne właściwości

Swobodnie poruszające się elektrony zapewniają wysoką przewodność elektryczną i cieplną. Substancje z wiązaniem metalicznym często łączą siłę z plastycznością, ponieważ gdy atomy są przesunięte względem siebie, wiązania nie ulegają zerwaniu. Ważną właściwością jest również metaliczny aromat.

Metale dobrze przewodzą ciepło i elektryczność, są wystarczająco mocne, mogą ulegać deformacji bez zniszczenia. Niektóre metale są plastyczne (można je kuć), inne są lepkie (można je wyciągnąć z drutu). Te wyjątkowe właściwości tłumaczy specjalny rodzaj wiązania chemicznego, które łączy ze sobą atomy metalu - wiązanie metaliczne.

Metale w stanie stałym istnieją w postaci kryształów jonów dodatnich, jakby „unosiły się” w morzu swobodnie poruszających się między nimi elektronów.

Wiązanie metaliczne wyjaśnia właściwości metali, w szczególności ich wytrzymałość. Pod działaniem siły deformującej metalowa siatka może zmieniać swój kształt bez pękania, w przeciwieństwie do kryształów jonowych.

Wysokie przewodnictwo cieplne metali tłumaczy się tym, że jeśli kawałek metalu zostanie podgrzany z jednej strony, energia kinetyczna elektronów wzrośnie. Ten wzrost energii będzie rozprzestrzeniał się w „morze elektronowym” w całej próbce z dużą prędkością.

Wyraźna staje się również przewodność elektryczna metali. Jeśli do końców próbki metalu zostanie przyłożona różnica potencjałów, chmura zdelokalizowanych elektronów przesunie się w kierunku potencjału dodatniego: ten przepływ elektronów poruszających się w jednym kierunku jest znanym prądem elektrycznym.

Wiązanie metaliczne. Właściwości wiązania metali. - koncepcja i rodzaje. Klasyfikacja i cechy kategorii „Wiązanie metaliczne. Właściwości wiązania metalicznego”. 2017, 2018.

Cel lekcji

• Podaj pojęcie metalicznego wiązania chemicznego.

• Naucz się zapisywać powstawanie wiązania metalowego.

• Zapoznaj się z właściwościami fizycznymi metali.

• Naucz się wyraźnie rozróżniać typy wiązania chemiczne .

Cele Lekcji

• Dowiedz się, jak wchodzą ze sobą w interakcje atomy metali

• Określ, jak wiązanie metaliczne wpływa na właściwości utworzonych przez nie substancji

Podstawowe warunki:

• Elektroujemność - chemiczna właściwość atomu, która jest ilościową charakterystyką zdolności atomu w cząsteczce do przyciągania do siebie wspólnych par elektronów.
• Wiązanie chemiczne - zjawisko wzajemnego oddziaływania atomów, wynikające z nakładania się chmur elektronowych oddziałujących atomów.
• Metalowe wiązanie - Jest to wiązanie w metalach między atomami i jonami, powstałe w wyniku socjalizacji elektronów.
• Wiązanie kowalencyjne - wiązanie chemiczne, utworzone przez nakładanie się pary elektronów walencyjnych. Elektrony, które zapewniają wiązanie, nazywane są wspólną parą elektronów. Istnieją 2 typy: polarny i niepolarny.
• Wiązanie jonowe - wiązanie chemiczne, które tworzy się między atomami niemetali, w którym wspólna para elektronów przechodzi do atomu o większej elektroujemności. W rezultacie atomy są przyciągane jak przeciwnie naładowane ciała.
• Wiązanie wodorowe - wiązanie chemiczne między atomem elektroujemnym a atomem wodoru H, kowalencyjnie związane z innym atomem elektroujemnym. N, O lub F mogą działać jako atomy elektroujemne.Wiązania wodorowe mogą być międzycząsteczkowe lub wewnątrzcząsteczkowe.

  PODCZAS ZAJĘĆ

Metaliczne wiązanie chemiczne

Zidentyfikuj elementy, które znajdują się w niewłaściwej „kolejce”. Dlaczego?
Ca Fe P K Al Mg Na
Jakie elementy ze stołu Mendelejew nazywane są metalami?
Dziś dowiemy się, jakie właściwości mają metale i jak zależą one od wiązania tworzonego między jonami metali.
Na początek pamiętajmy o lokalizacji metali w układzie okresowym?
Metale, jak wszyscy wiemy, zwykle nie istnieją w postaci izolowanych atomów, ale w postaci bryły, wlewka lub produktu metalowego. Dowiedzmy się, co zbiera atomy metalu w integralnej objętości.

W przykładzie widzimy kawałek złota. A tak przy okazji, złoto to wyjątkowy metal. Za pomocą kucia z czystego złota można wykonać folię o grubości 0,002 mm! Tak cienki arkusz folii jest prawie przezroczysty i ma zielony odcień w świetle. W rezultacie ze sztabki złota wielkości pudełka zapałek można uzyskać cienką folię, która pokryje obszar kortu tenisowego.
Pod względem chemicznym wszystkie metale charakteryzują się łatwością oddawania elektronów walencyjnych, w wyniku czego powstają dodatnio naładowane jony i wykazują tylko dodatnie utlenianie. Dlatego wolne metale są czynnikami redukującymi. Wspólną cechą atomów metali jest ich duży rozmiar w stosunku do niemetali. Elektrony zewnętrzne znajdują się w dużych odległościach od jądra i dlatego są z nim słabo związane, przez co łatwo się odrywają.
Atomy o dużej liczbie metali na poziomie zewnętrznym mają niewielką liczbę elektronów - 1,2,3. Te elektrony są łatwo odrywane, a atomy metalu stają się jonami.
Ме0 - n ē ⇆ Mężczyźni +
atomy metalu - elektrony zewnętrzne orbity ⇆ jony metali

Tak więc oderwane elektrony mogą przemieszczać się od jednego jonu do drugiego, to znaczy stają się wolne i niejako łącząc je w jedną całość.Okazuje się zatem, że wszystkie oderwane elektrony są wspólne, ponieważ jest to niemożliwe zrozumieć, który elektron należy do którego z atomów metalu.
Elektrony mogą łączyć się z kationami, wtedy chwilowo tworzą się atomy, z których elektrony są następnie wyrywane z wąchania. Proces ten odbywa się w sposób ciągły i bez zatrzymywania. Okazuje się, że większość atomów metalu jest w sposób ciągły przekształcana w jony i odwrotnie. W tym przypadku niewielka liczba zwykłych elektronów wiąże dużą liczbę atomów i jonów metali. Ale ważne jest, aby liczba elektronów w metalu była równa całkowitemu ładunkowi jonów dodatnich, to znaczy okazuje się, że metal jako całość pozostaje elektrycznie obojętny.
Proces ten jest przedstawiony jako model - jony metali znajdują się w chmurze elektronów. Taka chmura elektronów nazywana jest „gazem elektronowym”.

Na przykład na tym zdjęciu widzimy, jak elektrony poruszają się wśród nieruchomych jonów wewnątrz sieci krystalicznej metalu.

Ryż. 2. Ruch elektroniczny

Aby lepiej zrozumieć, czym jest gaz elektronowy i jak zachowuje się w reakcjach chemicznych różnych metali, obejrzymy ciekawy film. (złoto w tym filmie jest określane wyłącznie jako kolor!)

Teraz możemy zapisać definicję: wiązanie metaliczne to wiązanie w metalach między atomami i jonami, utworzone przez socjalizację elektronów.

Porównajmy wszystkie typy połączeń, które znamy i napraw je, aby lepiej je rozróżnić, w tym celu obejrzymy wideo.

Wiązanie metaliczne występuje nie tylko w czystych metalach, ale także charakterystyczne dla mieszanin różnych metali, stopów w różnych stanach skupienia.
Wiązanie metaliczne jest ważne i determinuje podstawowe właściwości metali
- przewodnictwo elektryczne - nieuporządkowany ruch elektronów w objętości metalu. Ale z niewielką różnicą potencjałów, aby elektrony poruszały się w uporządkowany sposób. Metale o najlepszej przewodności to Ag, Cu, Au, Al.
- plastyczność
Wiązania pomiędzy warstwami metalu nie są zbyt duże, co pozwala na przesuwanie warstw pod obciążeniem (odkształcanie metalu bez jego łamania). Najlepsze metale odkształcalne (miękkie) Au, Ag, Cu.
- metaliczny połysk
Gaz elektronowy odbija prawie wszystkie promienie świetlne. To dlatego czyste metale tak mocno lśnią i są najczęściej w kolorze szarym lub białym. Metale, które najlepiej odbijają światło Ag, Cu, Al, Pd, Hg

Zadanie domowe

Ćwiczenie 1
Wybierz formuły substancji, które mają
a) kowalencyjne wiązanie polarne: Cl2, KCl, NH3, O2, MgO, CCl4, SO2;
b) z wiązaniem jonowym: HCl, KBr, P4, H2S, Na2O, CO2, CaS.
Ćwiczenie 2
Wykreśl niepotrzebne:
a) CuCl2, Al, MgS
b) N2, HCl, O2
c) Ca, CO2, Fe
d) MgCl2, NH3, H2

Metaliczny sód, metaliczny lit i inne metale alkaliczne zmieniają kolor płomienia. Metaliczny lit i jego sole nadają ogniu czerwony kolor, metaliczne sole sodowe i sodowe - żółty, metaliczny potas i jego sole - fioletowe, a rubid i cez - również fioletowe, ale jaśniejsze.

Ryż. 4. Kawałek metalicznego litu

Ryż. 5. Barwienie płomienia metalami

Lit (Li). Metaliczny lit, podobnie jak sód metaliczny, należy do metali alkalicznych. Oba rozpuszczają się w wodzie. Sód rozpuszcza się w wodzie i tworzy sodę kaustyczną, bardzo mocny kwas. Kiedy metale alkaliczne rozpuszczają się w wodzie, uwalniane jest dużo ciepła i gazu (wodór). Wskazane jest, aby nie dotykać takich metali rękami, ponieważ można się poparzyć.

Bibliografia

1. Lekcja na temat „Metaliczne wiązanie chemiczne”, nauczyciel chemii Tukhta Valentina Anatolyevna MOU „Szkoła średnia Esenovichskaya”
2. F. A. Derkach „Chemia” – podręcznik naukowy i metodologiczny. - Kijów, 2008.
3. LB Tsvetkova "Chemia nieorganiczna" - wydanie 2, poprawione i rozszerzone. - Lwów, 2006.
4. V. V. Malinowski, P. G. Nagorny „Chemia nieorganiczna” - Kijów, 2009.
5. Glinka N.L. Chemia ogólna. - 27. ed. / Under. wyd. V.A. Rabinowicz. - L .: Chemia, 2008 .-- 704 s.

Zredagowane i wysłane przez A.V. Lisnyaka

Pracował na lekcji:

Tuchta V.A.

Lisnyak A.V.

Możesz zadać pytanie o nowoczesną edukację, wyrazić pomysł lub rozwiązać pilny problem na Forum Edukacyjne gdzie rada edukacyjna świeżej myśli i działania spotyka się na arenie międzynarodowej. Tworząc blog, klasa 8 z chemii