Какъв е видът на връзката в молекулата. Характеристики на химичната връзка. Вещества с молекулярна и немолекулна структура. Тип кристална решетка. Зависимост на свойствата на веществата от техния състав и структура

Най-важните характеристики на връзката включват: дължина, полярност, диполен момент, насищане, насоченост, сила и честота на връзката.

Дължина на комуникация- нарича се разстоянието между ядрата на атомите в една молекула. Дължината на връзката се определя от размера на ядрата и степента на припокриване на електронните облаци.

Дължината на връзката в HF е 0,92 ∙ 10 -10, в HCl - 1,28 ∙ 10 -10 м. Колкото по-къса е нейната дължина, толкова по-силна е химическата връзка.

Ъгъл на свързване (валентен ъгъл)наречен ъгъл между въображаеми линии, преминаващи през ядрата на химически свързани атоми. ∟HOH = 104 0,5; ∟H2S = 92,20; ∟H 2 S е = 91 0, 0.

Най-важната характеристика на химическата връзка е енергияопределяйки го сила.

Количествено силата на връзката се характеризира с енергията, изразходвана за нейното разрушаване, и се измерва в kJ на 1 мол от веществото.

Следователно силата на връзката се характеризира количествено с енергията на сублимация E subl. вещества и енергията на дисоциация на молекулата на атоми E дис. ... Под енергията на сублимацията се разбира енергията, изразходвана за прехода на веществото от твърдо в газообразно състояние. За двуатомните молекули енергията на свързване е равна на енергията на дисоциация на молекулата на два атома.

Например, E diss. (и следователно E St.) в молекулата H2 е 435 kJ / mol. В молекулата F 2 = 159 kJ / mol, в молекулата на N 2 = 940 kJ / mol.

За не двуатомни, а многоатомни молекули от типа AB n, средната енергия на свързване

поради AB n = A + nB.

Например енергията, погълната в процеса

е равно на 924 kJ / mol.

Комуникационна енергия

E OH = = = = 462 kJ / mol.

Заключението за структурата на молекулите и структурата на веществото се прави според резултатите, получени по различни методи. В този случай се използва получената информация не само за дължините и енергиите на връзките, ъглите на свързване, но и други свойства на веществото, като например магнитни, оптични, електрически, термични и други.

Наборът от експериментално получени данни за структурата на материята допълва и обобщава резултатите от квантово-химичните изчислителни методи, които използват концепцията на квантовомеханичната теория на химическото свързване. Смята се, че химическата връзка се осъществява главно от валентни електрони. За s- и p-елементите валентност са електрони на орбиталите на външния слой, а за d-елементите - електрони на s-орбитала на външния слой и d-орбитала на пред-външния слой.

Естеството на химическата връзка.

Химична връзка се образува само ако общата енергия на системата (E kin. + E pot.) намалява с приближаването на атомите.

Нека разгледаме естеството на химичната връзка, като използваме примера на молекулярния водороден йон H 2 +. (Получава се чрез облъчване на водородни молекули с H 2 електрони; в газов разряд). За такава най-проста молекулярна система уравнението на Шрьодингер е най-точно решено.

Във водородния йон H2 + един електрон се движи в полето на две ядра - протони. Разстоянието между ядрата е 0,106 nm, енергията на свързване (дисоциация на Н атоми и Н + йон) е 255,7 kJ / mol. Тоест, частицата е силна.

В молекулния йон Н 2 + действат електростатични сили от два вида - силите на привличане на електрона към двете ядра и силите на отблъскване между ядрата. Силата на отблъскване се проявява между положително заредените ядра H A + и H A +, което може да бъде представено под формата на следната фиг. 3. Силата на отблъскване се стреми да отдели ядрата едно от друго.

Ориз. 3. Силата на отблъскване (а) и привличане (б) между две ядра, която възниква, когато те се приближат едно към друго на разстояние от порядъка на размера на атомите.

Силите на привличане действат между отрицателно заредения електрон e - и положително заредените ядра H + и H +. Молекула се образува, ако резултатът от силите на привличане и отблъскване е нула, тоест взаимното отблъскване на ядрата трябва да се компенсира от привличането на електрона към ядрата. Тази компенсация зависи от разположението на електрона e - спрямо ядрата (фиг. 3 b и c). Това не означава позицията на електрона в пространството (което не може да бъде определено), а вероятността да се намери електрон в пространството. Местоположението на електронната плътност в пространството, съответстващо на фиг. 3.b) насърчава конвергенцията на ядрата, а съответната фиг. 3.в) - отблъскване на ядрата, тъй като в този случай силите на привличане са насочени в една посока и отблъскването на ядрата не се компенсира. По този начин има свързващ участък, когато електронната плътност се разпределя между ядрата и регион на разхлабване или антисвързване, когато електронната плътност се разпределя извън ядрата.

Ако електрон влезе в зоната на свързване, тогава се образува химическа връзка. Ако електронът попадне в зоната на разхлабване, тогава химическа връзка не се образува.

В зависимост от естеството на разпределението на електронната плътност в областта на свързване се разграничават три основни типа химични връзки: ковалентни, йонни и метални. В чиста форма тези връзки не се осъществяват и обикновено във връзките присъства комбинация от тези видове връзки.

Видове връзки.

В химията се разграничават следните видове връзки: ковалентни, йонни, метални, водородни връзки, ван дер Ваалсови връзки, донорно-акцепторни връзки и дативни връзки.

Ковалентна връзка

Когато се образува ковалентна връзка, атомите споделят електрони един с друг. Пример за ковалентна връзка е химическа връзка в Cl2 молекула. За първи път Луис (1916) предполага, че в такава връзка всеки от двата хлорни атома споделя един от външните си електрони с друг хлорен атом. За да се припокриват атомните орбитали, два атома трябва да се приближат възможно най-близо един до друг. Споделена двойка електрони образува ковалентна връзка. Тези електрони заемат една и съща орбитала и техните завъртания са насочени в противоположни посоки.

По този начин ковалентната връзка се осъществява чрез споделяне на електрони от различни атоми в резултат на сдвояване на електрони с противоположни спинове.

Ковалентната връзка е широко разпространен вид връзка. Ковалентна връзка може да възникне не само в молекули, но и в кристали. Възниква между едни и същи атоми (в молекулите на H2, Cl 2, диамант) и между различни атоми (в молекулите на H2O, NH 3 ...)

Механизъм на образуване на ковалентна връзка

Нека разгледаме механизма на примера на образуването на молекулата Н 2.

H + H = H 2, ∆H = -436 kJ / mol

Ядрото на свободния водороден атом е заобиколено от сферично симетричен електронен облак, образуван от 1s електрон. Когато атомите се приближат на определено разстояние, има частично припокриване на техните електронни облаци (орбитали) (фиг. 4).

Ориз. 4. Механизмът на образуване на връзка в молекулата на водорода.

Ако разстоянието между ядрата на водородните атоми, които са се приближили преди докосването, е 0,106 nm, то след припокриването на електронните облаци това разстояние е 0,074 nm.

В резултат на това между центровете на ядрата се появява молекулен двуелектронен облак, който има максимална електронна плътност в пространството между ядрата. Увеличаването на плътността на отрицателния заряд между ядрата благоприятства силното увеличаване на силите на привличане между ядрата, което води до освобождаване на енергия. Колкото по-голямо е припокриването на електронните орбитали, толкова по-силна е химическата връзка. В резултат на възникването на химическа връзка между два водородни атома всеки от тях достига електронната конфигурация на атом на благороден газ - хелий.

Има два метода, обясняващи от квантовомеханична гледна точка образуването на припокриващия се участък от електронни облаци и образуването на ковалентна връзка, съответно. Единият от тях се нарича метод на VS (валентни връзки), другият се нарича MO (молекулярни орбитали).

При метода на валентните връзки се разглежда припокриването на атомни орбитали на избрана двойка атоми. При МО метода молекулата се разглежда като цяло и разпределението на електронната плътност (от един електрон) се размазва върху цялата молекула. От позицията на MO 2H в H 2 са свързани поради привличането на ядрата към електронния облак, разположен между тези ядра.

Изображение на ковалентна връзка

Връзките се представят по различни начини:

1). Използване на електрони като точки

В този случай образуването на водородна молекула е показано на схемата

H ∙ + H ∙ → H: H

2). Използване на квадратни клетки (орбитали) като поставяне на два електрона с противоположни завъртания в една молекулярна квантова клетка

Тази диаграма показва, че нивото на молекулната енергия е по-ниско от първоначалните атомни нива, което означава, че молекулярното състояние на материята е по-стабилно от атомното.

3). Ковалентната връзка е изобразена като линия

Например, H - N. тази черта символизира двойка електрони.

Ако една ковалентна връзка е възникнала между атомите (една обща електронна двойка), тогава тя се нарича единичен, ако повече, тогава кратно двойно(две общи електронни двойки), тройна(три общи електронни двойки). Единична връзка се изобразява с една линия, двойна - с две, тройна - с три.

Тирето между атомите показва, че те имат обобщена двойка електрони.

Класификация на ковалентните връзки

В зависимост от посоката на припокриване на електронните облаци се разграничават σ-, π-, δ-връзки. σ-връзката възниква, когато електронните облаци се припокриват по оста, свързваща ядрата на взаимодействащите атоми.

Примери за σ-връзка:

Ориз. 5. Образуване на σ-връзка между s-, p-, d- електрони.

Пример за образуване на σ-връзка при припокриване на s-s-облаци се наблюдава в молекула на водорода.

π-връзката възниква, когато електронните облаци се припокриват от двете страни на оста, свързвайки атомните ядра.

Ориз. 6. Образуване на π-връзка между p-, d- електрони.

δ-свързването възниква, когато два d-електронни облака, разположени в успоредни равнини, се припокриват. δ връзката е по-малко силна от π връзката, а π връзката е по-малко силна от σ връзката.

Свойства на ковалентна връзка

а). полярност.

Има два вида ковалентни връзки: неполярни и полярни.

В случай на неполярна ковалентна връзка, електронен облак, образуван от обща двойка електрони, се разпределя в пространството симетрично по отношение на ядрата на атомите. Пример са двуатомни молекули, състоящи се от атоми на един елемент: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2. Електронната им двойка принадлежи еднакво и на двата атома.

В случай на полярна връзка, електронният облак, образуващ връзката, се измества към атом с по-голяма относителна електроотрицателност.

Примери са молекули: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3 и др. Помислете за образуването на HCl молекула, която може да бъде представена със следната схема

Електронната двойка е отклонена към хлорния атом, т.к относителната електроотрицателност на хлорния атом (2.83) е по-голяма от тази на водородния атом (2.1).

б). Насищаемост.

Способността на атомите да участват в образуването на ограничен брой ковалентни връзки се нарича насищане на ковалентната връзка. Насищането на ковалентните връзки се дължи на факта, че в химичното взаимодействие участват само външни енергийни нива, тоест ограничен брой електрони.

v) ... Фокусиранеи хибридизация на ковалентна връзка.

Ковалентната връзка се характеризира с насоченост в пространството. Това се дължи на факта, че електронните облаци имат определена форма и максималното им припокриване е възможно при определена пространствена ориентация.

Насочеността на ковалентната връзка определя геометричната структура на молекулите.

Например, за вода, тя има триъгълна форма.

Ориз. 7. Пространствена структура на водната молекула.

Експериментално е установено, че разстоянието между ядрата на водорода и кислорода във водната молекула H2O е 0,096 nm (96 pm). Ъгълът между линиите, минаващи през ядрата, е 104,5 0. По този начин молекулата на водата има ъглова форма и нейната структура може да бъде изразена под формата на представената фигура.

Хибридизация

Както показват експериментални и теоретични изследвания (Slater, Pauling), при образуването на някои съединения, като BeCl 2, BeF 2, BeBr 2, състоянието на валентните електрони на атома в молекулата се описва не с чист s-, p -, d-wave функции, но чрез техните линейни комбинации ... Такива смесени структури се наричат ​​хибридни орбитали, а процесът на смесване се нарича хибридизация.

Както е показано от квантово-химичните изчисления, смесването на s- и p-орбиталите на атома е процес, благоприятен за образуването на молекула. В този случай се отделя повече енергия, отколкото при образуването на връзки с участието на чисти s и p орбитали. Следователно хибридизацията на електронните орбитали на атома води до голямо намаляване на енергията на системата и съответно до повишаване на стабилността на молекулата. Хибридизираната орбитала е по-удължена от едната страна на ядрото, отколкото от другата. Следователно, електронната плътност в припокриващата се област на хибридния облак ще бъде по-висока от електронната плътност в областта на припокриване на s и p орбиталите поотделно, в резултат на което връзката, образувана от електроните на хибридната орбитала, се характеризира с по-голяма сила.

Има няколко вида хибридни състояния. По време на хибридизация на s- и p-орбитали (наречена sp-хибридизация) се появяват две хибридни орбитали, разположени една спрямо друга под ъгъл от 180 0. В този случай се образува линейна структура. Тази конфигурация (структура) е известна за повечето халогениди на алкалоземни метали (например BeX 2, където X = Cl, F, Br), т.е. ъгълът на свързване е 180 0 С.

Ориз. 8.sp-хибридизация

Друг вид хибридизация, наречена sp 2 -хибридизация (образувана от една s и две p-орбитали), води до образуването на три хибридни орбитали, които са разположени под ъгъл от 120 0 една спрямо друга. В този случай в пространството се образува тригонална структура на молекула (или правилен триъгълник). Такива структури са известни за съединения BX 3 (X = Cl, F, Br).

Ориз. 9.sp 2 -хибридизация.

Не по-рядко се случва и Sp 3 -хибридизация, която се образува от една s- и три p-орбитали. В този случай се образуват четири хибридни орбитали, ориентирани в пространството симетрично към четирите върха на тетраедъра, тоест те са разположени под ъгъл 109 0 28". Това пространствено положение се нарича тетраедрично. Тази структура е известна за NH 3, H 2 O молекули и като цяло за елементите от период II, изгледът му в пространството може да бъде показан на следната фигура

Ориз. 10. Пространствено разположение на връзките в амонячната молекула,

проектирани върху равнина.

Образуването на тетраедрични връзки поради sp 3 -хибридизация може да бъде представено по следния начин (фиг. 11):

Ориз. 11. Образуване на тетраедрични връзки по време на sp 3 -хибридизация.

Образуването на тетраедрични връзки по време на sp 3 - хибридизация е показано на фиг. 1 за примера на CCl 4 молекулата. 12.

Фиг. 12. Образуване на тетраедрични връзки по време на sp 3 - хибридизация в CCl 4 молекули

Хибридизацията засяга не само s и p орбитали. За да се обяснят стереохимичните елементи на III и следващите периоди, става необходимо да се конструират хибридни орбитали едновременно, включващи s-, p-, d- орбитали.

Веществата с ковалентна връзка включват:

1. органични съединения;

2. твърди и течни вещества, в които се образуват връзки между двойки халогенни атоми, както и между двойки водородни, азотни и кислородни атоми, например Н2;

3. елементи от група VI (например спирални вериги от телур), елементи от група V (например арсен), елементи от група IV (диамант, силиций, германий);

4. съединения, подчиняващи се на правилото 8-N (като InSb, CdS, GaAs, CdTe), когато елементите, които ги образуват, са разположени в периодичната таблица в групи II-VI, III-V.

В твърдите тела с ковалентна връзка могат да се образуват различни кристални структури за едно и също вещество, чиято енергия на свързване е практически еднаква. Например, структурата на ZnS може да бъде кубична (цинкова смес) или шестоъгълна (вюрцит). Подредбата на най-близките съседи в цинковата смес и вюрцита е една и съща и единствената малка разлика в енергиите на тези две структури се определя от разположението на атомите, следващи най-близките. Тази способност на някои вещества се нарича алотропия или полиморфизъм. Друг пример за алотропия е силициевият карбид, който има редица политипове с различни структури от чисто кубични до шестоъгълни. Тези многобройни кристални модификации на ZnS, SiC съществуват при стайна температура.

Йонна връзка

Йонната връзка е електростатичната сила на привличане между йони с противоположни заряди (т.е. + и -).

Концепцията за йонната връзка се формира въз основа на идеите на В.Косел. Той предполага (1916), че когато два атома взаимодействат, единият ги отказва, а другият приема електрони. По този начин, йонна връзка се образува в резултат на прехвърлянето на един или повече електрони от един атом към друг. Например, в натриевия хлорид се образува йонна връзка в резултат на прехвърлянето на електрон от натриев атом към хлорен атом. В резултат на това прехвърляне се образуват натриев йон със заряд +1 и хлорен йон със заряд -1. Те се привличат един към друг от електростатични сили, образувайки стабилна молекула. Моделът на електронен трансфер, предложен от Косел, дава възможност да се обясни образуването на такива съединения като литиев флуорид, калциев оксид и литиев оксид.

Най-типичните йонни съединения се състоят от метални катиони, принадлежащи към групи I и II на периодичната таблица, и аниони на неметални елементи, принадлежащи към групи VI и VII.

Лекотата на образуване на йонно съединение зависи от лекотата на образуване на съставните му катиони и аниони. Лекотата на образуване е толкова по-висока, колкото по-ниска е йонизационната енергия на атома, даряващ електрони (донор на електрони), а атомът, прикрепващ електрони (акцептор на електрони), има по-голям афинитет към електрон. Електронен афинитетТова е мярка за способността на атома да прикрепи електрон. Количествено се определя като промяна в енергията, която настъпва, когато един мол еднократно заредени аниони се образува от един мол атоми. Това е така наречената концепция за "първи електронен афинитет". Вторият електронен афинитет е промяната в енергията, която настъпва, когато един мол двойно заредени аниони се образува от един мол еднократно заредени аниони. Тези понятия, тоест енергия на йонизация и афинитет на електрони, се отнасят до газообразни вещества и са характеристики на атоми и йони в газообразно състояние. Но трябва да се има предвид, че повечето йонни съединения са най-стабилни в твърдо състояние. Това обстоятелство се обяснява със съществуването на кристална решетка в твърдо състояние. Възниква въпросът. Защо йонните съединения са по-стабилни под формата на кристални решетки, а не в газообразно състояние? Отговорът на този въпрос е изчисляването на енергията на кристалната решетка въз основа на електростатичния модел. В допълнение към това, това изчисление е и тест за теорията на йонното свързване.

За да се изчисли енергията на кристалната решетка, е необходимо да се определи работата, която трябва да се изразходва за разрушаването на кристалната решетка с образуването на газообразни йони. За извършване на изчислението се използва концепцията за силите на привличане и отблъскване. Изразът за потенциалната енергия на взаимодействие на еднозаредени йони се получава чрез сумиране на енергията на привличане и енергията на отблъскване

E = E pr + E rep (1).

Енергията на кулоновското привличане на йони с противоположни знаци се приема като E, например Na + и Cl - за съединението NaCl

E при = -e 2 / 4πε 0 r (2),

тъй като разпределението на заряда на електрона в запълнената електронна обвивка е сферично симетрично. Поради отблъскването, произтичащо от принципа на Паули, когато запълнените обвивки на аниона и катиона се припокриват, разстоянието, на което йоните могат да се приближат, е ограничено. Енергията на отблъскване се променя бързо с междуядреното разстояние и може да се запише под формата на следните два приблизителни израза:

E OT = A / r n (n≈12) (3)

E OT = B ∙ exp (-r / ρ) (4),

където A и B са константи, r е разстоянието между йоните, ρ е параметър (характерна дължина).

Трябва да се отбележи, че нито един от тези изрази не съответства на сложния квантовомеханичен процес, който води до отблъскване.

Въпреки сближаването на тези формули, те позволяват точно да се изчисли и съответно да се опише химичната връзка в молекулите на такива йонни съединения като NaCl, KCl, CaO.

Тъй като електрическото поле на йона има сферична симетрия (фиг. 13), йонната връзка, за разлика от ковалентната, няма насоченост. Взаимодействието на два противоположно заредени йона се компенсира от силите на отблъскване само в посоката, свързваща центровете на йонните ядра, в други посоки компенсацията на електрическите полета на йоните не настъпва. Следователно те са в състояние да взаимодействат с други йони. По този начин йонната връзка не е наситена.

Ориз. 13. Сферична симетрия на електростатичното поле

противоположно заредени заряди.

Поради ненасочеността и ненаситеността на йонната връзка е енергийно най-благоприятно, когато всеки йон е заобиколен от максимален брой йони от противоположния знак. Поради това най-предпочитаната форма на съществуване на йонно съединение е кристалът. Например, в кристал NaCl всеки катион има шест аниона като най-близки съседи.

Само при високи температури в газообразно състояние съществуват йонни съединения под формата на несвързани молекули.

В йонните съединения координационното число не зависи от спецификата на електронната структура на атомите, както в ковалентните съединения, а се определя от съотношението на размерите на йоните. При съотношение на йонните радиуси в диапазона 0,41 - 0,73 се наблюдава октаедрична координация на йони, със съотношение 0,73-1,37, кубична координация и др.

По този начин, при нормални условия, йонните съединения са кристални вещества. Концепцията за двуйонни молекули, например, NaCL, CsCl, не е приложима за тях. Всеки кристал се състои от голям брой йони.

Йонната връзка може да се разглежда като крайна полярна връзка, за която ефективният заряд на атома е близо до единица. За чисто ковалентна неполярна връзка ефективният заряд на атомите е нула. В реалните вещества има малко чисто йонни и чисто ковалентни връзки. Повечето от съединенията имат природата на междинна връзка между неполярна ковалентна и полярна йонна. Тоест в тези съединения ковалентната връзка е частично йонна. Природата на йонните и ковалентните връзки в реалните вещества е показана на фигура 14.

Ориз. 14. Йонна и ковалентна природа на връзката.

Пропорцията на йонната природа на връзката се нарича степен на йонност. Характеризира се с ефективните заряди на атомите в молекулата. Степента на йонност нараства с увеличаване на разликата между електроотрицателността на образуващите я атоми.

Метална връзка

В металните атоми външните валентни електрони се задържат много по-слабо, отколкото в неметалните атоми. Това причинява загуба на връзката на електроните с отделните атоми за достатъчно дълъг период от време и тяхната социализация. Образува се социализиран ансамбъл от външни електрони. Съществуването на такава електронна система води до появата на сили, които поддържат положителните метални йони в близко състояние, въпреки сходния им заряд. Такава връзка се нарича метална. Такава връзка е характерна само за метала и съществува в твърдо и течно състояние на материята. Металната връзка е вид химическа връзка. Тя се основава на социализацията на външни електрони, които губят връзката си с атома и затова се наричат ​​свободни електрони (фиг. 15).

Ориз. 15. Метална връзка.

Съществуването на метална връзка се потвърждава от следните факти. Всички метали имат висока топлопроводимост и висока електропроводимост, която се осигурява поради наличието на свободни електрони. В допълнение, същото обстоятелство определя добрата отразяваща способност на металите към светлинно облъчване, техния блясък и непрозрачност, висока пластичност и положителен температурен коефициент на електрическо съпротивление.

Стабилността на кристалната решетка на металите не може да се обясни с такива видове връзки като йонни и ковалентни. Йонната връзка между металните атоми, разположени във възлите на кристалната решетка, е невъзможна, тъй като те имат еднакъв заряд. Ковалентна връзка между метални атоми също е малко вероятна, тъй като всеки атом има от 8 до 12 най-близки съседи, а образуването на ковалентни връзки с толкова много споделени електронни двойки е неизвестно.

Металните структури се характеризират с това, че имат доста рядко подреждане на атоми (междуядрените разстояния са големи) и голям брой най-близки съседи за всеки атом в кристалната решетка. Таблица 1 изброява три типични метални конструкции.

маса 1

Характеристики на структурите на трите най-разпространени метала

Виждаме, че всеки атом участва в образуването на голям брой връзки (например с 8 атома). Толкова голям брой връзки (с 8 или 12 атома) не могат да бъдат едновременно локализирани в пространството. Връзката трябва да се осъществи поради резонанса на осцилаторното движение на външните електрони на всеки атом, в резултат на което всички външни електрони на кристала се колективизират с образуването на електронен газ. В много метали е достатъчно да се вземе един електрон от всеки атом, за да се образува метална връзка. Точно това се наблюдава при лития, който има само един електрон на външната обвивка. Литиевият кристал е решетка от Li + йони (топки с радиус 0,068 nm), заобиколена от електронен газ.

Ориз. 16. Различни видове кристална опаковка: a-шестоъгълна плътна опаковка; b - лицево-центрирана кубична опаковка; в-тяло-центрирана кубична опаковка.

Има прилики между металните и ковалентните връзки. Той се крие във факта, че и двата вида връзки се основават на споделянето на валентни електрони. Ковалентната връзка обаче свързва само два съседни атома, а споделените електрони са в непосредствена близост до свързаните атоми. В метална връзка няколко атома участват в социализацията на валентните електрони.

По този начин концепцията за метална връзка е неразривно свързана с концепцията за металите като набор от положително заредени йонни ядра с големи пролуки между йони, запълнени с електронен газ, докато на макроскопско ниво системата остава електрически неутрална.

В допълнение към горните типове химични връзки, има и други видове връзки, които са междумолекулни: водородна връзка, взаимодействие на ван дер Ваалс, взаимодействие донор-акцептор.

Донорно-акцепторно взаимодействие на молекули

Механизмът за образуване на ковалентна връзка поради двуелектронен облак на един атом и свободна орбитала на друг се нарича донор-акцептор. Атом или частица, която осигурява двуелектронен облак за комуникация, се нарича донор. Атом или частица със свободна орбитала, която приема тази електронна двойка, се нарича акцептор.

Основните видове междумолекулни взаимодействия. Водородна връзка

Между наситените с валентност молекули на разстояния, превишаващи размера на частиците, могат да се появят електростатични сили на междумолекулно привличане. Те се наричат ​​сили на ван дер Ваалс. Взаимодействието на Ван дер Ваалс винаги съществува между близко разположени атоми, но играе важна роля само при липса на по-силни механизми на свързване. Това слабо взаимодействие с характерна енергия от 0,2 eV / атом възниква между неутрални атоми и между молекули. Името на взаимодействието е свързано с името на Ван дер Ваалс, тъй като той е този, който за първи път предположи, че уравнението на състоянието, като се вземе предвид слабото взаимодействие между газовите молекули, описва свойствата на реалните газове много по-добре от уравнението на състояние на идеален газ. Естеството на тази сила на привличане обаче е обяснено едва през 1930 г. от Лондон. Понастоящем следните три типа взаимодействия се приписват на привличането на Ван дер Ваалс: ориентационно, индуктивно, дисперсионно (ефект на Лондон). Енергията на привличането на Ван дер Ваалс се определя от сумата от ориентационни, индукционни и дисперсионни взаимодействия.

E pr = E op + E ind + E disp (5).

Ориентационното взаимодействие (или дипол-диполно взаимодействие) се проявява между полярни молекули, които при приближаване се обръщат (ориентират) една към друга с противоположни полюси, така че потенциалната енергия на системата от молекули става минимална. Енергията на ориентационното взаимодействие е толкова по-значима, колкото по-голям е диполният момент μ на молекулите и толкова по-малко е разстоянието l между тях:

E op = - (μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ ε 0 ∙ l 6) (6),

където ε 0 е електрическа константа.

Индукционното взаимодействие е свързано с процесите на молекулярна поляризация от околните диполи. То е толкова по-значимо, колкото по-висока е поляризуемостта α на неполярната молекула и толкова по-голям е диполният момент μ на полярната молекула

E ind = - (αμ 2) / (8π 2 ∙ ε 0 ∙ l 6) (7).

Поляризацията α на неполярна молекула се нарича деформационна, тъй като е свързана с деформацията на частицата, докато μ характеризира изместването на електронния облак и ядрата спрямо предишните им позиции.

Дисперсионно взаимодействие (ефектът на Лондон) възниква във всякакви молекули, независимо от тяхната структура и полярност. Поради мигновеното несъвпадение на центровете на тежестта на зарядите на електронния облак и ядрата се образува моментен дипол, който индуцира мигновени диполи в други частици. Движението на мигновените диполи става последователно. В резултат на това съседните частици изпитват взаимно привличане. Енергията на дисперсионното взаимодействие зависи от енергията на йонизация E I и поляризуемостта на молекулите α

E disp = - (E I 1 ∙ E I 2) ∙ α 1 α 2 / (E I 1 + E I 2) l 6 (8).

Водородната връзка е междинно между валентните и междумолекулните взаимодействия. Енергията на водородната връзка е малка, 8 - 80 kJ / mol, но по-висока от енергията на взаимодействието на Ван дер Ваалс. Водородната връзка е характерна за течности като вода, алкохоли, киселини и се дължи на положително поляризиран водороден атом. Малкият размер и липсата на вътрешни електрони позволяват на водородния атом, присъстващ в течност във всяко съединение, да влезе в допълнително взаимодействие с отрицателно поляризиран атом на друга или същата молекула, ковалентно несвързана с него

A δ- - H δ + .... A δ- - H δ +.

Тоест има асоциация на молекули. Свързването на молекулите води до намаляване на летливостта, повишаване на точката на кипене и топлината на изпаряване и увеличаване на вискозитета и диелектричната константа на течностите.

Водата е особено подходяща за водородни връзки, тъй като нейната молекула има два водородни атома и две самотни двойки при кислородния атом. Това причинява висок диполен момент на молекулата (μ D = 1,86 D) и способността за образуване на четири водородни връзки: две като донор на протони и две като акцептор на протони

(H 2 O .... H - O ... H 2 O) 2 пъти.

От експерименти е известно, че с промяна на молекулното тегло в серията водородни съединения на елементите от третия и следващите периоди, точката на кипене се повишава. Ако това правило се приложи към водата, тогава нейната точка на кипене не трябва да бъде 100 0 C, а 280 0 C. Това противоречие потвърждава съществуването на водородна връзка във водата.

Експериментите показват, че молекулярните асоциати се образуват във вода в течна и особено в твърда вода. Ледът има тетраедрична кристална решетка. В центъра на тетраедъра има кислороден атом от една водна молекула, в четири върха има кислородни атоми на съседни молекули, които са свързани с водородна връзка с най-близките съседи. В течната вода водородните връзки са частично разрушени; в нейната структура се наблюдава динамично равновесие между асоциираните молекули и свободните молекули.

Метод на валентна връзка

Теорията на валентните връзки или локализираните електронни двойки предполага, че всяка двойка атоми в молекула се държи заедно от една или повече споделени електронни двойки. От гледна точка на теорията на валентните връзки, химическата връзка е локализирана между два атома, тоест тя е двуцентрова и двуелектронна.

Методът на валентната връзка се основава на следните основни принципи:

Всяка двойка атоми в една молекула се държи заедно от една или повече общи електронни двойки;

Единична ковалентна връзка се образува от два електрона с антипаралелни спинове, разположени върху валентните орбитали на свързващите атоми;

Когато се образува връзка, вълновите функции на електроните се припокриват, което води до увеличаване на електронната плътност между атомите и намаляване на общата енергия на системата;

Няма единна теория за химическата връзка, условно химическата връзка се разделя на ковалентна (универсален тип връзка), йонна (специален случай на ковалентна връзка), метална и водородна.

Ковалентна връзка

Образуването на ковалентна връзка е възможно чрез три механизма: обменен, донор-акцептор и датив (Луис).

Според обменен механизъмобразуването на ковалентна връзка се получава поради социализацията на общи електронни двойки. В този случай всеки атом се стреми да придобие обвивка от инертен газ, т.е. получите завършено външно енергийно ниво. Образуването на химична връзка според вида на обмена е изобразено с помощта на формулите на Люис, в които всеки валентен електрон на атома е представен с точки (фиг. 1).

Ориз. 1 Образуване на ковалентна връзка в молекулата на HCl чрез обменния механизъм

С развитието на теорията за атомната структура и квантовата механика образуването на ковалентна връзка се представя като припокриване на електронни орбитали (фиг. 2).

Ориз. 2. Образуване на ковалентна връзка поради припокриване на електронни облаци

Колкото по-голямо е припокриването на атомните орбитали, толкова по-силна е връзката, толкова по-къса е дължината на връзката и толкова по-голяма е нейната енергия. Ковалентна връзка може да се образува чрез припокриване на различни орбитали. В резултат на припокриване на s-s, s-p орбитали, както и на d-d, p-p, d-p орбитали от странични лопатки, възниква образуването на връзки. Образува се връзка перпендикулярно на линията, свързваща ядрата на 2 атома. Една и една връзка могат да образуват множествена (двойна) ковалентна връзка, характерна за органичните вещества от класа алкени, алкадиени и др. Една и две връзки образуват множествена (тройна) ковалентна връзка, характерна за органичните вещества на клас алкини (ацетилени).

Образуване на ковалентна връзка донорно-акцепторен механизъмразгледайте примера на амониевия катион:

NH3 + H + = NH4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Азотният атом има свободна самотна двойка електрони (електроните не участват в образуването на химични връзки в молекулата), а водородният катион има свободна орбитала, така че те са съответно донор и акцептор на електрони.

Нека разгледаме дативния механизъм на образуване на ковалентна връзка, като използваме хлорна молекула като пример.

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

Хлорният атом има както свободна самотна двойка електрони, така и свободни орбитали, следователно може да проявява свойствата както на донор, така и на акцептор. Следователно, когато се образува хлорна молекула, единият хлорен атом действа като донор, а другият като акцептор.

Основното характеристики на ковалентна връзкаса: насищане (наситените връзки се образуват, когато един атом прикрепя към себе си толкова електрони, колкото позволяват неговите валентни възможности; ненаситените връзки се образуват, когато броят на прикачените електрони е по-малък от валентните възможности на атома); насоченост (тази стойност е свързана с геометрията на молекулата и концепцията за "ъгъл на връзката" - ъгълът между връзките).

Йонна връзка

Няма съединения с чиста йонна връзка, въпреки че това се разбира като химически свързано състояние на атоми, при което се създава стабилна електронна среда на атом с пълен преход на общата електронна плътност към атом на по-електроотрицателен елемент. Йонната връзка е възможна само между атомите на електроотрицателните и електроположителните елементи в състояние на противоположно заредени йони - катиони и аниони.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

йонсе наричат ​​електрически заредени частици, образувани от отделянето или прикрепването на електрон към атом.

Когато се пренася електрон, атомите на метали и неметали са склонни да образуват стабилна конфигурация на електронната обвивка около своето ядро. Неметалният атом създава около ядрото си обвивка от следващия инертен газ, а металният атом - предишния инертен газ (фиг. 3).

Ориз. 3. Образуване на йонна връзка по примера на молекула на натриев хлорид

Молекулите, в които съществува йонна връзка в чиста форма, се намират в парното състояние на веществото. Йонната връзка е много силна, следователно веществата с тази връзка имат висока точка на топене. За разлика от ковалентната, йонната връзка не се характеризира с насоченост и насищане, тъй като електрическото поле, създадено от йони, действа еднакво върху всички йони поради сферична симетрия.

Метална връзка

Металната връзка се осъществява само в металите - това е взаимодействие, което държи металните атоми в една решетка. В образуването на връзка участват само валентните електрони на металните атоми, принадлежащи към целия му обем. В металите електроните постоянно се откъсват от атомите, които се движат по цялата маса на метала. Металните атоми, лишени от електрони, се превръщат в положително заредени йони, които са склонни да приемат движещи се електрони. Този непрекъснат процес образува т. нар. "електронен газ" вътре в метала, който здраво свързва всички атоми на метала (фиг. 4).

Металната връзка е силна, следователно металите се характеризират с висока точка на топене, а наличието на "електронен газ" придава на металите пластичност и пластичност.

Водородна връзка

Водородната връзка е специфично междумолекулно взаимодействие, т.к външният му вид и сила зависят от химическата природа на веществото. Образува се между молекули, в които водороден атом е свързан със силно електроотрицателен атом (O, N, S). Появата на водородна връзка зависи от две причини, първо, водороден атом, свързан с електроотрицателен атом, няма електрони и може лесно да бъде включен в електронните облаци на други атоми, и второ, има валентна s-орбитала, a водородният атом е в състояние да приеме самотна двойка електрони на електроотрицателен атом и да образува връзка с него по механизма донор-акцептор.

Всички известни в момента химични елементи, разположени в периодичната таблица, са условно разделени на две големи групи: метали и неметали. За да станат не просто елементи, а съединения, химикали, да взаимодействат помежду си, те трябва да съществуват под формата на прости и сложни вещества.

Именно за това някои електрони се опитват да приемат, а други - да дадат. Попълвайки се взаимно по този начин, елементите и образуват различни химически молекули. Но какво ги държи заедно? Защо има вещества с такава сила, че дори най-сериозните инструменти не могат да унищожат? Други, напротив, биват унищожени от най-малкото въздействие. Всичко това се обяснява с образуването на различни видове химични връзки между атомите в молекулите, образуването на кристална решетка с определена структура.

Видове химични връзки в съединенията

Общо могат да се разграничат 4 основни типа химични връзки.

1. Ковалентна неполярна. Образува се между два еднакви неметала поради социализацията на електроните, образуването на общи електронни двойки. В образуването му участват несдвоени валентни частици. Примери: халогени, кислород, водород, азот, сяра, фосфор.
2. Ковалентно полярно. Образува се между два различни неметала или между много слаб метал по отношение на свойствата и неметал със слаба електроотрицателност. Също така се основава на общи електронни двойки и тяхното привличане към себе си от този атом, чийто електронен афинитет е по-висок. Примери: NH 3, SiC, P 2 O 5 и др.
3. Водородна връзка. Най-нестабилният и най-слабият, той се образува между силно електроотрицателен атом на една молекула и положителен един на друга. Най-често това се случва, когато веществата се разтварят във вода (алкохол, амоняк и т.н.). Благодарение на тази връзка могат да съществуват макромолекули на протеини, нуклеинови киселини, сложни въглехидрати и т.н.
4. Йонна връзка. Образува се поради силите на електростатично привличане на различно заредени йони на метали и неметали. Колкото по-силна е разликата в този индикатор, толкова по-изразена е йонната природа на взаимодействието. Примери за съединения: бинарни соли, комплексни съединения - основи, соли.
5. Метална връзка, чийто механизъм на образуване, както и нейните свойства, ще бъдат разгледани по-нататък. Образувани в метали, техните сплави от различни видове.

Има такова нещо като единство на химическа връзка. Просто се казва, че е невъзможно всяка химическа връзка да се разглежда като стандарт. Всички те са просто конвенционално обозначени единици. Всъщност всички взаимодействия се основават на един-единствен принцип - електронно-статично взаимодействие. Следователно йонните, металните, ковалентните връзки и водородните връзки имат една и съща химическа природа и са само гранични случаи една на друга.

Металите и техните физични свойства

Металите се намират в преобладаващото мнозинство от всички химични елементи. Това се дължи на техните специални свойства. Значителна част от тях са получени от хората чрез ядрени реакции в лаборатория, те са радиоактивни с кратък период на полуразпад.

Повечето обаче са естествени елементи, които образуват цели скали и руди и са част от най-важните съединения. Именно от тях хората се научиха да леят сплави и да правят много красиви и важни продукти. Това са като мед, желязо, алуминий, сребро, злато, хром, манган, никел, цинк, олово и много други.

За всички метали могат да се разграничат общи физични свойства, които се обясняват със схемата за образуване на метална връзка. Какви са тези свойства?

1. Ковкост и пластичност. Известно е, че много метали могат да бъдат валцувани дори до състояние на фолио (злато, алуминий). Други се използват за производство на тел, метални гъвкави листове, продукти, които могат да се деформират при физическо въздействие, но незабавно възстановяват формата си след спирането му. Именно тези качества на металите се наричат ​​ковкост и пластичност. Причината за тази функция е металният тип връзка. Йоните и електроните в кристал се плъзгат един спрямо друг, без да се счупят, което позволява да се запази целостта на цялата структура.
2. Метален блясък. Това обяснява и металната връзка, механизма на образуване, неговите характеристики и характеристики. Така че не всички частици са способни да абсорбират или отразяват светлинни вълни с еднаква дължина. Атомите на повечето метали отразяват късовълнови лъчи и придобиват почти същия цвят на сребрист, бял, бледосинкав оттенък. Изключение правят мед и злато, цветовете им са съответно червеникаво-червени и жълти. Те са в състояние да отразяват радиация с по-голяма дължина на вълната.
3. Топлинна и електрическа проводимост. Тези свойства се обясняват и със структурата на кристалната решетка и факта, че при нейното образуване се реализира метален тип връзка. Благодарение на "електронния газ", който се движи вътре в кристала, електрическият ток и топлината се разпределят моментално и равномерно между всички атоми и йони и се пренасят през метала.
4. Твърдо агрегатно състояние при нормални условия. Тук единственото изключение е живакът. Всички останали метали са задължително здрави, твърди съединения, както и техните сплави. Това също е резултат от наличието на метална връзка в металите. Механизмът на образуване на този тип свързване на частици напълно потвърждава свойствата.

Това са основните физически характеристики на металите, които се обясняват и определят от схемата на образуване на метална връзка. Този метод на свързване на атоми е от значение именно за елементите на металите, техните сплави. Тоест за тях в твърдо и течно състояние.

Метален тип химическа връзка

Каква е неговата особеност? Въпросът е, че такава връзка се образува не поради различно заредени йони и тяхното електростатично привличане, а не поради разликата в електроотрицателността и наличието на свободни електронни двойки. Тоест, йонните, металните, ковалентните връзки имат малко по-различен характер и отличителни черти на свързаните частици.

Всички метали имат такива характеристики като:

• малък брой електрони на (с изключение на някои изключения, които могат да имат 6,7 и 8);
• голям атомен радиус;
• ниска енергия на йонизация.

Всичко това допринася за лесното отделяне на външните несдвоени електрони от ядрото. В този случай атомът има много свободни орбитали. Схемата за образуване на метална връзка просто ще покаже припокриването на многобройни орбитални клетки от различни атоми помежду си, които в резултат образуват общо вътрешнокристално пространство. В него се подават електрони от всеки атом, които започват да се скитат свободно в различни части на решетката. Периодично всеки от тях се прикрепя към йон на място на кристал и го превръща в атом, след което отново се отделя, образувайки йон.

По този начин металната връзка е връзка между атоми, йони и свободни електрони в общ метален кристал. Електронен облак, който се движи свободно в структурата, се нарича "електронен газ". Именно на тях се обясняват повечето метали и техните сплави.

Как точно се реализира една метална химическа връзка? Има различни примери. Нека се опитаме да разгледаме парче литий. Дори да го вземете с размерите на грахово зърно, ще има хиляди атоми. Така че нека си представим, че всеки от тези хиляди атоми дарява своя единствен валентен електрон на общото кристално пространство. Освен това, като знаете електронната структура на даден елемент, можете да видите броя на празните орбитали. Литият ще има 3 от тях (р-орбитали от второ енергийно ниво). Три за всеки атом от десетки хиляди - това е общото пространство вътре в кристала, в което "електронният газ" се движи свободно.

Вещество с метална връзка винаги е силно. В крайна сметка електронният газ не позволява на кристала да се срине, а само измества слоевете и незабавно се възстановява. Той блести, има определена плътност (най-често висока), топимост, ковкост и пластичност.

Къде другаде се реализира металната връзка? Примери за вещества:

• метали под формата на прости конструкции;
• всички метални сплави един с друг;
• всички метали и техните сплави в течно и твърдо състояние.

Има просто невероятно количество конкретни примери, защото има повече от 80 метала в периодичната таблица!

Метална връзка: механизмът на образуване

Ако го разгледаме в общи линии, тогава вече очертахме основните точки по-горе. Наличието на свободни и лесно отделящи се електрони от ядрото поради ниската йонизационна енергия са основните условия за образуването на този вид връзка. Така се оказва, че се реализира между следните частици:

• атоми в възлите на кристалната решетка;
• свободни електрони, които са били валентни в метала;
• йони в местата на кристалната решетка.

Резултатът е метална връзка. Механизмът на образуване най-общо се изразява със следното обозначение: Ме 0 - e - ↔ Ме n +. От диаграмата е очевидно кои частици присъстват в металния кристал.

Самите кристали могат да имат различни форми. Зависи от конкретното вещество, с което имаме работа.

Видове метални кристали

Тази структура на метала или неговата сплав се характеризира с много плътна опаковка от частици. Осигурява се от йони във възлите на кристала. Самите решетки могат да бъдат с различни геометрични форми в пространството.

1. Телоцентрична кубична решетка - алкални метали.
2. Шестоъгълна компактна структура - всички алкалноземни с изключение на барий.
3. Лицецентриран куб - алуминий, мед, цинк, много преходни метали.
4. Ромбоедричната структура се намира в живака.
5. Тетрагонална - индий.

Колкото повече и по-ниско се намира в периодичната таблица, толкова по-сложна е нейната опаковка и пространствена организация на кристала. В този случай метална химическа връзка, примери за която могат да бъдат дадени за всеки съществуващ метал, е решаваща при изграждането на кристал. Сплавите имат много разнообразна организация в пространството, някои от тях все още не са напълно разбрани.

Комуникационни характеристики: ненасочена

Ковалентната и металната връзка имат една много изразена отличителна черта. За разлика от първата, металната връзка не е насочена. Какво означава? Тоест електронният облак вътре в кристала се движи напълно свободно в своите граници в различни посоки, всеки от електроните е в състояние да се прикрепи към абсолютно всеки йон във възлите на структурата. Тоест взаимодействието се осъществява в различни посоки. Следователно се казва, че металната връзка е ненасочена.

Механизмът на ковалентната връзка включва образуването на общи електронни двойки, тоест облаци от припокриващи се атоми. Освен това се извършва стриктно по определена линия, свързваща техните центрове. Следователно те говорят за посоката на такава връзка.

Насищаемост

Тази характеристика отразява способността на атомите да взаимодействат ограничено или неограничено с други. Така че ковалентните и металните връзки в този индикатор отново са противоположни.

Първият е насищащ. Атомите, участващи в образуването му, имат строго определен брой валентни външни електрони, които участват пряко в образуването на съединението. Повече, отколкото има, няма да има електрони. Следователно броят на образуваните връзки е ограничен от валентността. Оттук и наситеността на връзката. Поради тази характеристика повечето съединения имат постоянен химичен състав.

Металните и водородните връзки, от друга страна, са ненаситени. Това се дължи на наличието на множество свободни електрони и орбитали вътре в кристала. Също така, йоните играят роля в местата на кристалната решетка, всеки от които може да стане атом и отново йон по всяко време.

Друга характеристика на металната връзка е делокализацията на вътрешния електронен облак. Проявява се в способността на малък брой обикновени електрони да свързват заедно много атомни ядра на метали. Това означава, че плътността е, като че ли, делокализирана, разпределена равномерно между всички връзки на кристала.

Примери за образуване на връзки в метали

Помислете за няколко конкретни опции, които илюстрират как се образува метална връзка. Примери за вещества са както следва:

• цинк;
• алуминий;
• калий;
• хром.

Образуване на метална връзка между цинкови атоми: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. Цинковият атом има четири енергийни нива. Свободни орбитали, базирани на електронната структура, той има 15 - 3 на p-орбитала, 5 на 4 d и 7 на 4f. Електронната структура е следната: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, в атома има 30 електрона. Тоест две свободни валентни отрицателни частици могат да се движат в рамките на 15 просторни и незаети орбитали. И така с всеки атом. В резултат на това - огромно общо пространство, състоящо се от празни орбитали и малък брой електрони, свързващи цялата структура заедно.

Метална връзка между алуминиеви атоми: AL 0 - e - ↔ AL 3+. Тринадесетте електрона на алуминиевия атом са разположени на три енергийни нива, които явно са им достатъчни в изобилие. Електронна структура: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0. Безплатни орбитали - 7 бр. Очевидно електронният облак ще бъде малък в сравнение с общото вътрешно свободно пространство в кристала.

Хром метална връзка. Този елемент е специален по своята електронна структура. Всъщност, за да стабилизира системата, един електрон пада от 4s на 3d орбитала: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0. Има общо 24 електрона, от които шест са валентни. Именно те влизат в общото електронно пространство за образуване на химическа връзка. Има 15 свободни орбитали, което все още е много повече от необходимото за запълване. Следователно хромът също е типичен пример за метал със съответна връзка в молекулата.

Калият е един от най-активните метали, които реагират дори с обикновена вода с огън. Какво обяснява тези свойства? Отново, в много отношения това е метален тип връзка. Този елемент има само 19 електрона, но те са разположени на 4 енергийни нива. Тоест в 30 орбитали от различни поднива. Електронна структура: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0. Само две с много ниска йонизираща енергия. Свободно слезте и отидете в общо електронно пространство. Има 22 орбитали за преместване на един атом, тоест много голямо свободно пространство за "електронен газ".

Прилики и разлики с други видове взаимоотношения

Като цяло този въпрос вече беше обсъден по-горе. Може само да се обобщи и да се направи извод. Основните отличителни черти на металните кристали от всички други видове комуникация са:

• няколко вида частици, които участват в процеса на свързване (атоми, йони или атом-йони, електрони);
• различна пространствена геометрична структура на кристалите.

С водородните и йонните връзки металните връзки са обединени от ненаситеност и ненасоченост. С ковалентно полярно, силно електростатично привличане между частиците. Отделно от йонните - вида на частиците във възлите на кристалната решетка (йони). С ковалентни неполярни - атоми във възлите на кристала.

Видове връзки в метали с различни агрегатни състояния

Както отбелязахме по-горе, металната химическа връзка, примери за която са дадени в статията, се образува в две агрегатни състояния на метали и техните сплави: твърдо и течно.

Възниква въпросът: какъв тип връзка в металните пари? Отговор: ковалентен полярен и неполярн. Както при всички съединения под формата на газ. Тоест, при продължително нагряване на метала и преминаването му от твърдо състояние в течно състояние, връзките не се прекъсват и кристалната структура се запазва. Въпреки това, когато става въпрос за прехвърляне на течност в състояние на пара, кристалът се разрушава и металната връзка се превръща в ковалентна.

Химическа връзка

В природата не съществуват единични атоми. Всички те са в състава на прости и сложни съединения, където тяхното комбиниране в молекули се осигурява от образуването на химични връзки помежду си.

Образуването на химични връзки между атомите е естествен, спонтанен процес, тъй като това води до намаляване на енергията на молекулярната система, т.е. енергията на молекулярната система е по-малка от общата енергия на изолираните атоми. Това е движещата сила зад образуването на химическа връзка.

Природата на химичните връзки е електростатична, т.к атомите са съвкупност от заредени частици, между които действат силите на привличане и отблъскване, които влизат в равновесие.

Образуването на връзки включва несдвоени електрони, разположени във външните атомни орбитали (или готови електронни двойки) - валентни електрони.Твърди се, че когато се образуват връзки, електронните облаци се припокриват, в резултат на което се появява област между ядрата на атоми, където вероятността за намиране на електроните на двата атома е максимална.

s, p - елементи	d - елементи
Валентните електрони са външното ниво Например, H +1) 1 д 1s 1 1 валентен електрон O +8) 2 д) 6 д 1s 2 2s 2 2p 4 Външно ниво не е завършено - 6 валентни електрона	Валентните електрони са външното ниво иd - електрони от пред-външно ниво Например , Cr +24) 2e) 8e) 8e + 5д )1д 6 валентни електрона (5e + 1e)

Химическа връзка - Това е взаимодействието на атомите, осъществявано чрез обмен на електрони.

Когато се образува химическа връзка, атомите са склонни да придобият стабилна осемелектронна (или двуелектронна - H, He) външна обвивка, съответстваща на структурата на атома на най-близкия инертен газ, т.е. завършете външното си ниво.

Класификация на химичните връзки.

1. По механизма на образуване на химическа връзка.

а) обмен когато и двата атома, образуващи връзка, осигуряват несдвоени електрони за нея.

Например, образуването на молекули на водород H 2 и хлор Cl 2:

б) донор - акцептор , когато един от атомите осигурява готова двойка електрони (донор) за образуване на връзка, а вторият атом осигурява празна свободна орбитала.

Например, образуването на амониев йон (NH 4) + (заредена частица):

2. Между другото, електронните орбитали се припокриват.

а) σ - комуникация (сигма)когато максималното припокриване лежи на линията, свързваща центровете на атомите.

Например,

H 2 σ (s -s)

Cl 2 σ (p-p)

HClσ (s-p)

б) π - комуникация (pi)ако максималното припокриване не лежи на линията, свързваща центровете на атомите.

3. Чрез постигане на пълна електронна обвивка.

Всеки атом се стреми да завърши външната си електронна обвивка, докато може да има няколко начина за постигане на такова състояние.

Атрибут за сравнение	Ковалентен		йонен	метални
	неполярни	полярни
Как се постига пълна електронна обвивка?	Общност на електроните	Общност на електроните	Пълен трансфер на електрони, образуване на йони (заредени частици).	Обединяване на електрони от всички атоми в криста. решетка
Какви атоми участват?	nemet - немет EO = EO	1) Немет-Немет 1 2) Met-nemet EO < ЭО	мет + [тъпо] - EO << EO	Възлите съдържат катиони и метални атоми. Връзката се осъществява от електрони, свободно движещи се в междусайтовото пространство.
∆c = EO 1 - EO 2		< 1,7	> 1,7
Примери за	простите вещества са неметали.

Понастоящем всички видове химични връзки са разделени на ковалентни, йонни, донорно-акцепторни, ван дер Ваалсови, водородни и метални.

Ковалентна връзка се образува, когато два атома могат да "обобщават" електрони:

A. + B. → A: B

йоненВръзка образува се, когато "обменът" стане толкова неравномерен, че един електрон се откъсва от неговия атом Аи отива изцяло към атома Б, в резултат на което се образува двойка йони:

A. + B. → A +: B -

Ние вярваме, че йонната връзка е краен случай на този тип химическа връзка като ковалентна.

Полярна ковалентна връзка

Ако няма такова нещо като "абсолютна йонна" връзка, може би има напълно ковалентна? Отговорът е да. Такъв е случаят, когато две ядра привличат електрон с еднакво усилие. Тази позиция е гарантирана за хомонуклеарни двуатомни молекули - молекули, състоящи се от два еднакви атома. По този начин, в Cl2, O2, H2електроните са разделени поравно между два еднакви атома. При такива молекули центърът на положителния заряд съвпада точно с центъра на отрицателния заряд – в средата между двете ядра. Свързващите електрони са в пространството между свързаните атоми.

Характеристика на ковалентната връзка е и нейната поляризуемост. Ако една молекула се състои от два атома, които са свързани с полярна връзка, тогава такава молекула е полярна молекула, т.е. представлява .

Донор- акцепторна връзка

Друг вид химическа връзка е донор-акцептор. Правете разлика между обмен и донор-акцептормеханизъм за формиране на комуникация. Ковалентна връзка, образувана от механизма донор-акцептор (т.е. поради двойка електрони на един от атомите), се нарича донор-акцептор. Така че горният пример с LiF е пример за донорно-акцепторна връзка.

A: + B → A: B

Междумолекулни взаимодействия - взаимодействие на молекулите една с друга, което не води до разкъсване или образуване на нови химични връзки. Те се основават, както и химичните връзки, се основават на електрически взаимодействия.

Силите на Ван дер Ваалс

Силите на Ван дер Ваалс включват всички видове междумолекулно привличане и отблъскване(взаимодействие на молекулите една с друга). Те са кръстени на J.D. Ван дер Ваалс, който беше първият, който взе предвид междумолекулните взаимодействия, за да обясни свойствата на реалните газове и течности.

Силите на Ван дер Ваалс също се основават на силите на кулоново взаимодействие между електроните и ядрата на една молекула и ядрата и електроните на друга. На определено разстояние между молекулите силите на привличане и отблъскване се балансират взаимно и се образува стабилна система.

Фиг. 1 Сили на Ван дер Ваалс

Силите на Ван дер Ваалс са забележимо по-ниски от всеки тип химическа връзка. Например, силите, които задържат хлорните атоми в хлорна молекула, са почти десет пъти по-големи от силите, които свързват Cl 2 молекулите заедно. Но без това слабо междумолекулно привличане не може да се получи течен и твърд хлор.

Водородни връзки

Водород-съдържащи групи от атоми (където водороден атом е комбиниран с флуорен, кислороден или азотен атом, по-рядко: хлор, сяра или други неметали) често образуват стабилна химическа връзка с електроотрицателни атоми, които са част от друг или същата молекула. Този тип химическа връзка се нарича водородна връзка... Това е специален случай на силите на ван дер Ваалс.

Ковалентните връзки H-O, H-F, H-N са силно полярни, поради което върху водородния атом се натрупва излишък положителен заряд, а на противоположните полюси - излишък отрицателен заряд. Силите на електростатично привличане - водородни връзки - възникват между противоположно заредени полюси. Водородният тип химична връзка може да бъде както междумолекулен, така и вътрешномолекулен. Енергията на водородната връзка е около десет пъти по-малка от енергията на конвенционалната ковалентна връзка, но въпреки това водородните връзки играят важна роля в много физикохимични и биологични процеси. По-специално, ДНК молекулите са двойни спирали, в които две вериги от нуклеотиди са свързани с водородни връзки.

Един от признаците на този тип химическа връзка може да бъде разстоянието между водороден атом и друг атом, който го образува. Тя трябва да бъде по-малка от сумата на радиусите на тези атоми. По-чести са асиметричните водородни връзки, при които разстоянието H ... B е по-голямо от AB. Въпреки това, в редки случаи (флуороводород, някои карбоксилни киселини) водородната връзка е симетрична. Най-силните водородни връзки се образуват с участието на флуорни атоми. В симетричен йон - енергията на водородната връзка е 155 kJ / mol и е сравнима с енергията на друг вид връзка - ковалентна връзка. Енергията на водородната връзка между водните молекули вече е забележимо по-ниска (25 kJ / mol).

Ориз. 2. Водородна връзка между водните молекули