Charakterystyka wiązań chemicznych
Doktryna wiązania chemicznego stanowi podstawę całej chemii teoretycznej. Wiązanie chemiczne jest rozumiane jako oddziaływanie atomów, które wiąże je w cząsteczki, jony, rodniki i kryształy. Istnieją cztery rodzaje wiązań chemicznych: jonowe, kowalencyjne, metaliczne i wodór. W tych samych substancjach można znaleźć różne typy wiązań.
1. W zasadach: pomiędzy atomami tlenu i wodoru w grupach hydroksylowych wiązanie jest polarne kowalencyjne, a pomiędzy metalem a grupą hydroksylową jonowe.
2. W solach kwasów zawierających tlen: pomiędzy atomem niemetalu a tlenem reszty kwasowej - kowalencyjna polarna i pomiędzy metalem a resztą kwasową - jonowa.
3. W solach amonowych, metyloamoniowych itp. pomiędzy atomami azotu i wodoru występuje polarny kowalencyjny, a pomiędzy jonami amonowymi lub metyloamoniowymi a resztą kwasową – jonowy.
4. W nadtlenkach metali (na przykład Na 2 O 2) wiązanie między atomami tlenu jest kowalencyjne, niepolarne, a między metalem a tlenem jest jonowe itp.
Powodem jedności wszystkich typów i typów wiązań chemicznych jest ich identyczny charakter chemiczny - oddziaływanie elektron-jądro. W każdym przypadku utworzenie wiązania chemicznego jest wynikiem oddziaływania elektronowo-jądrowego atomów, któremu towarzyszy uwolnienie energii.
Metody tworzenia wiązania kowalencyjnego
Kowalencyjne wiązanie chemiczne to wiązanie powstające pomiędzy atomami w wyniku tworzenia się wspólnych par elektronów.
Związki kowalencyjne to zwykle gazy, ciecze lub ciała stałe o stosunkowo niskiej temperaturze topnienia. Jednym z nielicznych wyjątków jest diament, który topi się w temperaturze powyżej 3500 °C. Wyjaśnia to struktura diamentu, który jest ciągłą siecią kowalencyjnie związanych atomów węgla, a nie zbiorem pojedynczych cząsteczek. Tak naprawdę każdy kryształ diamentu, niezależnie od jego wielkości, to jedna wielka cząsteczka.
Wiązanie kowalencyjne powstaje, gdy elektrony dwóch atomów niemetalu łączą się. Powstała struktura nazywana jest cząsteczką.
Mechanizmem powstawania takiego wiązania może być wymiana lub dawca-akceptor.
W większości przypadków dwa związane kowalencyjnie atomy mają różną elektroujemność, a wspólne elektrony nie należą do obu atomów w równym stopniu. W większości przypadków są bliżej jednego atomu niż drugiego. Na przykład w cząsteczce chlorowodoru elektrony tworzące wiązanie kowalencyjne znajdują się bliżej atomu chloru, ponieważ jego elektroujemność jest wyższa niż wodoru. Jednakże różnica w zdolności przyciągania elektronów nie jest na tyle duża, aby nastąpiło całkowite przeniesienie elektronów z atomu wodoru do atomu chloru. Dlatego wiązanie pomiędzy atomami wodoru i chloru można uznać za skrzyżowanie wiązania jonowego (całkowite przeniesienie elektronu) z niepolarnym wiązaniem kowalencyjnym (symetryczne ułożenie pary elektronów pomiędzy dwoma atomami). Częściowy ładunek atomów jest oznaczony grecką literą δ. Takie wiązanie nazywa się polarnym wiązaniem kowalencyjnym, a cząsteczkę chlorowodoru nazywa się polarną, to znaczy ma koniec naładowany dodatnio (atom wodoru) i koniec naładowany ujemnie (atom chloru).
1. Mechanizm wymiany działa, gdy atomy tworzą wspólne pary elektronów, łącząc niesparowane elektrony.
1) H2 - wodór.
Wiązanie zachodzi w wyniku utworzenia wspólnej pary elektronów przez s-elektrony atomów wodoru (nakładające się s-orbitale).
2) HCl - chlorowodór.
Wiązanie zachodzi w wyniku utworzenia wspólnej pary elektronów s- i p-elektronów (nakładające się orbitale s-p).
3) Cl 2: W cząsteczce chloru powstaje wiązanie kowalencyjne z powodu niesparowanych elektronów p (nakładające się orbitale p-p).
4) N 2: W cząsteczce azotu między atomami powstają trzy wspólne pary elektronów.
Mechanizm donor-akceptor tworzenia wiązań kowalencyjnych
Dawca ma parę elektronów akceptor- wolny orbital, który może zajmować ta para. W jonie amonowym wszystkie cztery wiązania z atomami wodoru są kowalencyjne: trzy powstały w wyniku utworzenia wspólnych par elektronów przez atom azotu i atomy wodoru zgodnie z mechanizmem wymiany, jedno - poprzez mechanizm donor-akceptor. Wiązania kowalencyjne klasyfikuje się ze względu na sposób nakładania się orbitali elektronów oraz ich przemieszczenie w kierunku jednego ze związanych atomów. Nazywa się wiązania chemiczne powstałe w wyniku nakładania się orbitali elektronów wzdłuż linii wiązania σ - połączenia(wiązania sigma). Wiązanie sigma jest bardzo silne.
Orbitale p mogą nakładać się na siebie w dwóch obszarach, tworząc wiązanie kowalencyjne poprzez boczne nakładanie się.
Wiązania chemiczne powstałe w wyniku „bocznego” nakładania się orbitali elektronowych poza linię wiązania, czyli w dwóch obszarach, nazywane są wiązaniami pi.
W zależności od stopnia przemieszczenia wspólnych par elektronów do jednego z połączonych atomów, wiązanie kowalencyjne może być polarne lub niepolarne. Kowalencyjne wiązanie chemiczne utworzone między atomami o tej samej elektroujemności nazywa się niepolarnym. Pary elektronów nie są przesunięte w stronę żadnego z atomów, ponieważ atomy mają tę samą elektroujemność - właściwość przyciągania elektronów walencyjnych z innych atomów. Na przykład,
to znaczy cząsteczki prostych substancji niemetalowych powstają w wyniku kowalencyjnego wiązania niepolarnego. Kowalencyjne wiązanie chemiczne pomiędzy atomami pierwiastków o różnej elektroujemności nazywa się polarnymi.
Na przykład NH3 oznacza amoniak. Azot jest pierwiastkiem bardziej elektroujemnym niż wodór, więc wspólne pary elektronów są przesunięte w stronę jego atomu.
Charakterystyka wiązania kowalencyjnego: długość i energia wiązania
Charakterystycznymi właściwościami wiązania kowalencyjnego są jego długość i energia. Długość wiązania to odległość pomiędzy jądrami atomowymi. Im krótsza długość wiązania chemicznego, tym jest ono silniejsze. Jednakże miarą siły wiązania jest energia wiązania, która jest określana na podstawie ilości energii potrzebnej do rozerwania wiązania. Zwykle mierzy się go w kJ/mol. Zatem, zgodnie z danymi doświadczalnymi, długości wiązań cząsteczek H2, Cl2 i N2 wynoszą odpowiednio 0,074, 0,198 i 0,109 nm, a energie wiązań wynoszą odpowiednio 436, 242 i 946 kJ/mol.
Jony. Wiązanie jonowe
Istnieją dwie główne możliwości, aby atom przestrzegał reguły oktetu. Pierwszym z nich jest tworzenie wiązań jonowych. (Drugie to utworzenie wiązania kowalencyjnego, które zostanie omówione poniżej). Kiedy tworzy się wiązanie jonowe, atom metalu traci elektrony, a atom niemetalu zyskuje elektrony.
Wyobraźmy sobie, że „spotykają się” dwa atomy: atom metalu z grupy I i atom niemetalu z grupy VII. Atom metalu ma pojedynczy elektron na swoim zewnętrznym poziomie energii, podczas gdy atomowi niemetalu brakuje tylko jednego elektronu, aby jego zewnętrzny poziom był kompletny. Pierwszy atom z łatwością odda drugiemu swój elektron, który jest daleko od jądra i słabo z nim związany, a drugi zapewni mu wolne miejsce na jego zewnętrznym poziomie elektronowym. Wtedy atom pozbawiony jednego ze swoich ładunków ujemnych stanie się cząstką naładowaną dodatnio, a druga cząstką naładowaną ujemnie pod wpływem powstałego elektronu. Takie cząstki nazywane są jonami.
Jest to wiązanie chemiczne występujące pomiędzy jonami. Liczby pokazujące liczbę atomów lub cząsteczek nazywane są współczynnikami, a liczby pokazujące liczbę atomów lub jonów w cząsteczce nazywane są indeksami.
Połączenie metalowe
Metale mają specyficzne właściwości, różniące się od właściwości innych substancji. Takimi właściwościami są stosunkowo wysokie temperatury topnienia, zdolność odbijania światła oraz wysoka przewodność cieplna i elektryczna. Cechy te wynikają z istnienia w metalach specjalnego rodzaju wiązania – wiązania metalicznego.
Wiązanie metaliczne to wiązanie pomiędzy jonami dodatnimi w kryształach metali, powstające w wyniku przyciągania elektronów poruszających się swobodnie po krysztale. Atomy większości metali na poziomie zewnętrznym zawierają niewielką liczbę elektronów - 1, 2, 3. Elektrony te łatwo się zerwać, a atomy zamieniają się w jony dodatnie. Odłączone elektrony przemieszczają się od jednego jonu do drugiego, wiążąc je w jedną całość. Łącząc się z jonami, elektrony te chwilowo tworzą atomy, po czym ponownie się rozrywają i łączą z innym jonem, itd. Proces zachodzi w nieskończoność, co można schematycznie przedstawić następująco:
W rezultacie w objętości metalu atomy ulegają ciągłej przemianie w jony i odwrotnie. Wiązanie w metalach między jonami poprzez wspólne elektrony nazywa się metalicznym. Wiązanie metaliczne ma pewne podobieństwa do wiązania kowalencyjnego, ponieważ opiera się na współdzieleniu zewnętrznych elektronów. Jednak w przypadku wiązania kowalencyjnego zewnętrzne niesparowane elektrony tylko dwóch sąsiednich atomów są wspólne, podczas gdy w przypadku wiązania metalicznego wszystkie atomy biorą udział w dzieleniu tych elektronów. Dlatego kryształy z wiązaniem kowalencyjnym są kruche, ale z wiązaniem metalowym z reguły są plastyczne, przewodzą prąd elektryczny i mają metaliczny połysk.
Wiązanie metaliczne jest charakterystyczne zarówno dla czystych metali, jak i mieszanin różnych metali - stopów w stanie stałym i ciekłym. Jednak w stanie pary atomy metali są połączone ze sobą wiązaniem kowalencyjnym (na przykład pary sodu wypełniają lampy o żółtym świetle, aby oświetlić ulice dużych miast). Pary metali składają się z pojedynczych cząsteczek (jednoatomowych i dwuatomowych).
Wiązanie metaliczne różni się także od wiązania kowalencyjnego siłą: jego energia jest 3-4 razy mniejsza niż energia wiązania kowalencyjnego.
Energia wiązania to energia potrzebna do rozerwania wiązania chemicznego we wszystkich cząsteczkach tworzących jeden mol substancji. Energie wiązań kowalencyjnych i jonowych są zwykle duże i wynoszą wartości rzędu 100-800 kJ/mol.
Wiązanie wodorowe
Wiązanie chemiczne pomiędzy dodatnio spolaryzowane atomy wodoru w jednej cząsteczce(lub jego części) i ujemnie spolaryzowane atomy pierwiastków silnie elektroujemnych mając wspólne pary elektronów (F, O, N i rzadziej S i Cl), inna cząsteczka (lub jej części) nazywana jest wodorem. Mechanizm tworzenia wiązań wodorowych jest częściowo elektrostatyczny, częściowo d charakter honorowo-akceptujący.
Przykłady międzycząsteczkowych wiązań wodorowych:
W obecności takiego połączenia nawet substancje niskocząsteczkowe mogą w normalnych warunkach być cieczami (alkohol, woda) lub łatwo skroplonymi gazami (amoniak, fluorowodór). W biopolimerach - białkach (struktura drugorzędowa) - występuje wewnątrzcząsteczkowe wiązanie wodorowe pomiędzy tlenem karbonylowym a wodorem grupy aminowej:
Cząsteczki polinukleotydowe – DNA (kwas dezoksyrybonukleinowy) – to podwójne helisy, w których dwa łańcuchy nukleotydów są połączone ze sobą wiązaniami wodorowymi. W tym przypadku działa zasada komplementarności, tj. wiązania te powstają pomiędzy pewnymi parami składającymi się z zasad purynowych i pirymidynowych: tymina (T) znajduje się naprzeciw nukleotydu adeninowego (A), a cytozyna (C) naprzeciw guaniny (G).
Substancje posiadające wiązania wodorowe mają molekularne sieci krystaliczne.
5) do elementów s
6) do p-elementów
7) do pierwiastków d
8) do f - elementy
2. Ile elektronów zawierają atomy metali ziem alkalicznych na zewnętrznym poziomie energii
1) Jeden 2) dwa 3) trzy 4) cztery
3. W reakcjach chemicznych wykazują atomy glinu
3) Właściwości utleniające. 2) Właściwości kwasowe
4) 3) właściwości redukujące 4) właściwości podstawowe
4. Oddziaływanie wapnia z chlorem odnosi się do reakcji
1) Rozkłady 2) związki 3) podstawienia 4) wymiana
5. Masa cząsteczkowa wodorowęglanu sodu wynosi:
1) 84 2) 87 3) 85 4) 86
3. Który atom jest cięższy – żelazo czy krzem – i ile razy?4. Wyznaczać względne masy cząsteczkowe prostych substancji: wodoru, tlenu, chloru, miedzi, diamentu (węgla). Pamiętaj, które z nich składają się z cząsteczek dwuatomowych, a które z atomów.
5.obliczyć względne masy cząsteczkowe następujących związków: dwutlenek węgla CO2 kwas siarkowy H2SO4 cukier C12H22O11 alkohol etylowy C2H6O marmur CaCPO3
6. W nadtlenku wodoru na każdy atom tlenu przypada jeden atom wodoru. Określ wzór przedtlenku wodoru, jeśli wiadomo, że jego względna masa cząsteczkowa wynosi 34. Jaki jest stosunek masowy wodoru i tlenu w tym związku?
7. Ile razy cząsteczka dwutlenku węgla jest cięższa od cząsteczki tlenu?
Proszę o pomoc, zadanie z klasy 8.
Zadanie nr 1
Z podanej listy wybierz dwa związki zawierające jonowe wiązanie chemiczne.
- 1. Ca(ClO 2) 2
- 2. HClO 3
- 3.NH4Cl
- 4. HClO 4
- 5.Cl2O7
Odpowiedź: 13
W zdecydowanej większości przypadków obecność wiązania jonowego w związku można określić na podstawie tego, że w jego jednostkach strukturalnych znajdują się jednocześnie atomy typowego metalu i atomy niemetalu.
Na podstawie tej cechy ustalamy, że w związku nr 1 istnieje wiązanie jonowe - Ca(ClO 2) 2, ponieważ w jego formule widać atomy typowego metalu - wapnia oraz atomy niemetali - tlenu i chloru.
Jednak na tej liście nie ma już związków zawierających atomy metalu i niemetalu.
Wśród związków wskazanych w zadaniu znajduje się chlorek amonu, w którym wiązanie jonowe realizowane jest pomiędzy kationem amonowym NH 4 + i jonem chlorkowym Cl − .
Zadanie nr 2
Z podanej listy wybierz dwa związki, w których rodzaj wiązania chemicznego jest taki sam jak w cząsteczce fluoru.
1) tlen
2) tlenek azotu (II)
3) bromowodór
4) jodek sodu
Wpisz numery wybranych połączeń w polu odpowiedzi.
Odpowiedź: 15
Cząsteczka fluoru (F 2) składa się z dwóch atomów jednego niemetalowego pierwiastka chemicznego, dlatego wiązanie chemiczne w tej cząsteczce jest kowalencyjne niepolarne.
Kowalencyjne wiązanie niepolarne może powstać tylko pomiędzy atomami tego samego pierwiastka chemicznego niemetalu.
Spośród proponowanych opcji tylko tlen i diament mają kowalencyjne niepolarne wiązanie. Cząsteczka tlenu jest dwuatomowa, składa się z atomów jednego pierwiastka chemicznego niemetalu. Diament ma budowę atomową i w swojej strukturze każdy atom węgla, który jest niemetalem, jest połączony z 4 innymi atomami węgla.
Tlenek azotu (II) to substancja składająca się z cząsteczek utworzonych przez atomy dwóch różnych niemetali. Ponieważ elektroujemność różnych atomów jest zawsze różna, wspólna para elektronów w cząsteczce jest przesunięta w stronę pierwiastka bardziej elektroujemnego, w tym przypadku tlenu. Zatem wiązanie w cząsteczce NO jest polarne kowalencyjne.
Bromowodór składa się również z cząsteczek dwuatomowych składających się z atomów wodoru i bromu. Wspólna para elektronów tworząca wiązanie H-Br jest przesunięta w stronę bardziej elektroujemnego atomu bromu. Wiązanie chemiczne w cząsteczce HBr jest również kowalencyjne polarne.
Jodek sodu jest substancją o strukturze jonowej utworzonej przez kation metalu i anion jodkowy. Wiązanie w cząsteczce NaI powstaje w wyniku przeniesienia elektronu z 3 S-orbitale atomu sodu (atom sodu przekształca się w kation) do niedopełnienia 5 P-orbital atomu jodu (atom jodu zamienia się w anion). To wiązanie chemiczne nazywa się jonowym.
Zadanie nr 3
Z podanej listy wybierz dwie substancje, których cząsteczki tworzą wiązania wodorowe.
- 1. C 2 H 6
- 2. C2H5OH
- 3.H2O
- 4. CH 3 OCH 3
- 5. CH 3 COCH 3
Wpisz numery wybranych połączeń w polu odpowiedzi.
Odpowiedź: 23
Wyjaśnienie:
Wiązania wodorowe występują w substancjach o budowie molekularnej, które zawierają wiązania kowalencyjne H-O, H-N, H-F. Te. wiązania kowalencyjne atomu wodoru z atomami trzech pierwiastków chemicznych o największej elektroujemności.
Zatem oczywiście istnieją wiązania wodorowe między cząsteczkami:
2) alkohole
3) fenole
4) kwasy karboksylowe
5) amoniak
6) aminy pierwszorzędowe i drugorzędowe
7) kwas fluorowodorowy
Zadanie nr 4
Z podanej listy wybierz dwa związki posiadające jonowe wiązania chemiczne.
- 1.PCl 3
- 2.CO2
- 3. NaCl
- 4.H2S
- 5. MgO
Wpisz numery wybranych połączeń w polu odpowiedzi.
Odpowiedź: 35
Wyjaśnienie:
W zdecydowanej większości przypadków wniosek o obecności wiązania jonowego w związku można wyciągnąć z faktu, że jednostkami strukturalnymi substancji są jednocześnie atomy typowego metalu i atomy niemetalu.
Na podstawie tej cechy ustalamy, że w związkach o numerach 3 (NaCl) i 5 (MgO) występuje wiązanie jonowe.
Notatka*
Oprócz powyższej cechy, obecność wiązania jonowego w związku można stwierdzić, jeśli jego jednostka strukturalna zawiera kation amonowy (NH 4 +) lub jego organiczne analogi - kationy alkiloamoniowe RNH 3 +, dialkiloamoniowy R 2 NH 2 +, kationy trójalkiloamoniowe R3NH+ lub tetraalkiloamoniowe R4N+, gdzie R oznacza pewien rodnik węglowodorowy. Na przykład wiązanie jonowe występuje w związku (CH 3) 4NCl pomiędzy kationem (CH 3) 4 + i jonem chlorkowym Cl -.
Zadanie nr 5
Z podanej listy wybierz dwie substancje o tym samym typie budowy.
4) sól kuchenna
Wpisz numery wybranych połączeń w polu odpowiedzi.
Odpowiedź: 23
Zadanie nr 8
Z proponowanej listy wybierz dwie substancje o strukturze niemolekularnej.
2) tlen
3) biały fosfor
5) krzem
Wpisz numery wybranych połączeń w polu odpowiedzi.
Odpowiedź: 45
Zadanie nr 11
Z proponowanej listy wybierz dwie substancje, których cząsteczki zawierają podwójne wiązanie między atomami węgla i tlenu.
3) formaldehyd
4) kwas octowy
5) gliceryna
Wpisz numery wybranych połączeń w polu odpowiedzi.
Odpowiedź: 34
Zadanie nr 14
Z podanej listy wybierz dwie substancje posiadające wiązania jonowe.
1) tlen
3) tlenek węgla (IV)
4) chlorek sodu
5) tlenek wapnia
Wpisz numery wybranych połączeń w polu odpowiedzi.
Odpowiedź: 45
Zadanie nr 15
Z podanej listy wybierz dwie substancje o tym samym typie sieci krystalicznej co diament.
1) krzemionka SiO2
2) tlenek sodu Na 2 O
3) tlenek węgla CO
4) fosfor biały P 4
5) krzem Si
Wpisz numery wybranych połączeń w polu odpowiedzi.
Odpowiedź: 15
Zadanie nr 20
Z podanej listy wybierz dwie substancje, których cząsteczki mają jedno wiązanie potrójne.
- 1. HCOOH
- 2.HCOH
- 3. C 2 H 4
- 4. N 2
- 5. C 2 H 2
Wpisz numery wybranych połączeń w polu odpowiedzi.
Odpowiedź: 45
Wyjaśnienie:
Aby znaleźć poprawną odpowiedź, narysujmy wzory strukturalne związków z przedstawionej listy:
Widzimy zatem, że w cząsteczkach azotu i acetylenu występuje potrójne wiązanie. Te. poprawne odpowiedzi 45
Zadanie nr 21
Z proponowanej listy wybierz dwie substancje, których cząsteczki zawierają kowalencyjne wiązanie niepolarne.
„Wiązanie chemiczne” to energia rozpadu sieci na jony _Ekul = Uresh. Podstawowe zasady metody MO. Rodzaje nakładania się atomowych AO. wiążące i antywiążące MO z kombinacją orbitali atomowych s i s pz i pz px i px. H?C? C?H. ? - Współczynnik odpychania. Qeff =. Ao. Podstawowe teorie wiązań chemicznych.
„Rodzaje wiązań chemicznych” – Substancje posiadające wiązania jonowe tworzą jonową sieć krystaliczną. Atomy. Elektroujemność. Miejska Placówka Oświatowa Liceum nr 18 nauczyciel chemii Kalinina L.A. Jony. Na przykład: Na1+ i Cl1-, Li1+ i F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) . Jeśli dodamy e -, jon stanie się naładowany ujemnie. Rama atomowa ma wysoką wytrzymałość.
„Życie Mendelejewa” - 18 lipca D.I. Mendelejew ukończył gimnazjum w Tobolsku. 9 sierpnia 1850 - 20 czerwca 1855 w czasie studiów w Głównym Instytucie Pedagogicznym. „Jeśli nie znasz imion, wiedza o rzeczach umrze” K. Liney. Życie i twórczość D.I. Mendelejewa. Iwan Pawłowicz Mendelejew (1783–1847), ojciec naukowca. Odkrycie prawa okresowości.
„Rodzaje wiązań chemicznych” – H3N. Al2O3. Struktura materii.” H2S. MgO. H2. Cu. Mg S.CS2. I. Zapisz wzory substancji: 1.c K.N.S. 2.s K.P.S. 3. z I.S. K.N.S. NaF. C.K.P.S. Określ rodzaj wiązania chemicznego. Która z cząsteczek odpowiada schematowi: A A ?
„Mendelejew” – Triady żywiołów Dobereinera. Gazy. Praca. Życie i osiągnięcia naukowe. Układ okresowy pierwiastków (forma długa). Prawo oktaw Newlandsa. Działalność naukowa. Rozwiązania. Nowy etap życia. Druga wersja układu elementów Mendelejewa. Część tabeli pierwiastków L. Meyera. Odkrycie prawa okresowości (1869).
„Życie i twórczość Mendelejewa” – Iwan Pawłowicz Mendelejew (1783–1847), ojciec naukowca. 1834, 27 stycznia (6 lutego) - D.I. Mendelejew urodził się w mieście Tobolsk na Syberii. 1907, 20 stycznia (2 lutego) D.I. Mendelejew zmarł z powodu paraliżu serca. DI. Menedeleev (obwód południowo-kazachstański, miasto Szymkent). Przemysł. 18 lipca 1849 r. D.I. Mendelejew ukończył gimnazjum w Tobolsku.
Nie ma jednolitej teorii wiązań chemicznych, wiązania chemiczne umownie dzieli się na kowalencyjne (uniwersalny rodzaj wiązania), jonowe (szczególny przypadek wiązania kowalencyjnego), metaliczne i wodorowe.
Wiązanie kowalencyjne
Tworzenie wiązania kowalencyjnego możliwe jest poprzez trzy mechanizmy: wymianę, donor-akceptor i celownik (Lewis).
Według mechanizm metaboliczny Tworzenie wiązania kowalencyjnego następuje w wyniku współdzielenia wspólnych par elektronów. W tym przypadku każdy atom ma tendencję do nabywania powłoki gazu obojętnego, tj. uzyskać pełny poziom energii zewnętrznej. Tworzenie wiązania chemicznego według typu wymiany przedstawiono za pomocą wzorów Lewisa, w których każdy elektron walencyjny atomu jest reprezentowany przez kropki (ryc. 1).
Ryż. 1 Tworzenie wiązania kowalencyjnego w cząsteczce HCl poprzez mechanizm wymiany
Wraz z rozwojem teorii budowy atomu i mechaniki kwantowej tworzenie wiązania kowalencyjnego jest przedstawiane jako nakładanie się orbitali elektronowych (ryc. 2).
Ryż. 2. Tworzenie wiązania kowalencyjnego w wyniku nakładania się chmur elektronów
Im większe nakładanie się orbitali atomowych, tym silniejsze wiązanie, tym krótsza długość wiązania i większa jego energia. Wiązanie kowalencyjne można utworzyć poprzez nakładanie się różnych orbitali. W wyniku nakładania się orbitali s-s, s-p oraz d-d, p-p, d-p przez listki boczne powstaje wiązanie. Prostopadle do linii łączącej jądra 2 atomów powstaje wiązanie. Wiązania jedno i jedno mogą tworzyć wiązanie kowalencyjne wielokrotne (podwójne), charakterystyczne dla substancji organicznych z klasy alkenów, alkadienów itp. Wiązania jedno- i dwukrotne tworzą wiązanie kowalencyjne wielokrotne (potrójne), charakterystyczne dla substancji organicznych substancje z klasy alkinów (acetylenów).
Tworzenie wiązania kowalencyjnego mechanizm dawca-akceptor Spójrzmy na przykład kationu amonowego:
NH3 + H + = NH4 +
7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Atom azotu ma wolną parę elektronów (elektrony nie biorące udziału w tworzeniu wiązań chemicznych w cząsteczce), a kation wodoru ma wolny orbital, więc są one odpowiednio donorem i akceptorem elektronów.
Rozważmy mechanizm celowniczy tworzenia wiązań kowalencyjnych na przykładzie cząsteczki chloru.
17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Atom chloru ma zarówno wolną parę elektronów, jak i wolne orbitale, dlatego może wykazywać właściwości zarówno donora, jak i akceptora. Dlatego też, gdy powstaje cząsteczka chloru, jeden atom chloru działa jako donor, a drugi jako akceptor.
Główny Charakterystyka wiązania kowalencyjnego są to: nasycenie (wiązania nasycone powstają, gdy atom przyłącza do siebie tyle elektronów, na ile pozwalają jego możliwości walencyjne; wiązania nienasycone powstają, gdy liczba przyłączonych elektronów jest mniejsza niż możliwości walencyjne atomu); kierunkowość (wartość ta jest związana z geometrią cząsteczki i pojęciem „kąta wiązania” – kąta pomiędzy wiązaniami).
Wiązanie jonowe
Nie ma związków z czystym wiązaniem jonowym, chociaż rozumie się przez to stan związany chemicznie atomów, w którym tworzy się stabilne środowisko elektronowe atomu, gdy całkowita gęstość elektronowa zostanie całkowicie przeniesiona na atom pierwiastka bardziej elektroujemnego. Wiązanie jonowe jest możliwe tylko pomiędzy atomami pierwiastków elektroujemnych i elektrododatnich, które są w stanie jonów o przeciwnych ładunkach – kationów i anionów.
DEFINICJA
Jon to cząstki naładowane elektrycznie, powstałe w wyniku usunięcia lub dodania elektronu do atomu.
Podczas przenoszenia elektronu atomy metalu i niemetalu mają tendencję do tworzenia stabilnej konfiguracji powłoki elektronowej wokół swojego jądra. Atom niemetalu tworzy wokół swojego rdzenia powłokę kolejnego gazu obojętnego, a atom metalu tworzy powłokę poprzedniego gazu obojętnego (ryc. 3).
Ryż. 3. Tworzenie wiązania jonowego na przykładzie cząsteczki chlorku sodu
Cząsteczki, w których występują wiązania jonowe w czystej postaci, występują w stanie pary substancji. Wiązanie jonowe jest bardzo silne, dlatego substancje posiadające to wiązanie mają wysoką temperaturę topnienia. W przeciwieństwie do wiązań kowalencyjnych, wiązania jonowe nie charakteryzują się kierunkowością i nasyceniem, ponieważ pole elektryczne wytwarzane przez jony działa jednakowo na wszystkie jony ze względu na symetrię sferyczną.
wiązanie metaliczne
Wiązanie metaliczne realizowane jest tylko w metalach - jest to interakcja, która utrzymuje atomy metalu w jednej siatce. W tworzeniu wiązania biorą udział tylko elektrony walencyjne atomów metalu należących do całej jego objętości. W metalach elektrony są stale usuwane z atomów i przemieszczają się po całej masie metalu. Atomy metali pozbawione elektronów zamieniają się w dodatnio naładowane jony, które mają tendencję do przyjmowania poruszających się elektronów. Ten ciągły proces tworzy wewnątrz metalu tzw. „gaz elektronowy”, który mocno wiąże ze sobą wszystkie atomy metalu (rys. 4).
Wiązanie metaliczne jest mocne, dlatego metale charakteryzują się wysoką temperaturą topnienia, a obecność „gazu elektronowego” nadaje metalom plastyczność i ciągliwość.
Wiązanie wodorowe
Wiązanie wodorowe jest specyficznym oddziaływaniem międzycząsteczkowym, ponieważ jego występowanie i siła zależą od charakteru chemicznego substancji. Tworzy się pomiędzy cząsteczkami, w których atom wodoru jest związany z atomem o dużej elektroujemności (O, N, S). Występowanie wiązania wodorowego zależy od dwóch powodów: po pierwsze, atom wodoru związany z atomem elektroujemnym nie posiada elektronów i można go łatwo włączyć do chmur elektronowych innych atomów, a po drugie, posiadając s-orbital walencyjny, atom wodoru jest w stanie przyjąć wolną parę elektronów atomu elektroujemnego i utworzyć z nim wiązanie poprzez mechanizm donor-akceptor.
