Хімічний зв'язок

Хімічний зв'язок w — міжатомна взаємодія, зумовлена ​​перекриттям зовнішніх електронних оболонок атомів, що супроводжується зниженням загальної енергії системи, що утворилася. Хімічний зв'язок може утворюватися шляхом надання від кожного з атомів по одному або декільком неспареним електронам (кратні зв'язки) з утворенням електронних пар (ковалентний зв'язок) або при домінуванні одним атомом електронної пари, а іншим атомом вакантної електронної орбіталі (донорно-акцепторний зв'язок). У освіті хімічного зв'язку беруть участь лише електрони зовнішньої електронної оболонки, а внутрішні електронні рівні не торкаються. В результаті при утворенні хімічного зв'язку у кожного атома утворюється заповнена електронна оболонка зовнішнього електронного рівня, що складається з двох (дуплет) або восьми (октет) електронів. Хімічний зв'язок характеризується довжиною та енергією. Довжина хімічного зв'язку - це відстань між ядрами зв'язаних атомів. Енергія хімічного зв'язку показує скільки необхідно витратити енергії на розведення двох атомів, між якими існує хімічний зв'язок, на відстань, при якому цей хімічний зв'язок буде розірвано.

Виникнення хімічного зв'язку та зміна енергії, що при цьому відбуваються, можна описати наступною моделлю. Спочатку атоми розведені на велику відстань та енергія їхньої взаємодії близька до нуля. При зближенні атомів з-поміж них виникає слабке взаємодія. Коли міжядерна відстань стає порівнянною з радіусами електронних оболонок атомів, між атомами виникають два конкуруючі процеси.З одного боку, відбувається взаємне тяжіння між різноіменно зарядженими ядрами одного атома та електронами іншого атома, а з іншого боку відбувається взаємне відштовхування між однойменно зарядженими ядрами та електронними оболонками обох атомів. На певній відстані ( r 0 >_> ) сили відштовхування і тяжіння між двома атомами вирівнюються, спостерігається мінімум потенційної енергії системи, що утворилася, з двох атомів ( E 1 >_> ) і відбувається утворення хімічного зв'язку.

Валентність

Валентність w (Від латинського valentia - сила) - здатність атома утворювати певну кількість хімічних зв'язків з іншими атомами. У різних сполуках атоми однієї й тієї ж елемента можуть виявляти різну валентність. Валентність атома визначається числом неспарених електронів в основному або збудженому стані, що беруть участь в освіті хімічного зв'язку з іншим атомом.

Види хімічних зв'язків

Ковалентний зв'язок

Теорія ковалентного зв'язку w , Заснована Гільбертом Льюїсом в 1916 році, полягала в тому, що хімічний зв'язок виникає в результаті утворення загальної електронної пари між взаємодіючими атомами.

Характеризує збільшення електронної густини між ядрами зв'язаних атомів. Кожен атом надає один або кілька електронів для утворення хімічного зв'язку. Відбувається утворення загальних електронних пар, які добудовують електронні рівні обох атомів. Залежно від того, скільки електронів здатний надати кожен атом, відбувається утворення однієї (одинарна) або декількох (кратна) електронних пар.В результаті на прямій, що з'єднує два атомні ядра, відбувається збільшення електронної щільності, до якої притягуються атомні ядра. Ідеальний ковалентний зв'язок характерний лише для двох однакових атомів. Наприклад Cl 2 >_> , N 2 >_> . У разі Cl 2 >_> кожен з атомів хлору, що мають на зовнішній електронній оболонці сім електронів і яким для утворення завершеної електронної оболонки не вистачає одного електрона, надає один неспарений електрон для утворення електронної пари, яка рівномірно розподілена між цими двома атомами. У атома азоту на зовнішньому електронному рівні знаходиться 5 електронів, з яких три неспарені, і йому не вистачає 3 електронів для отримання завершеної октетної оболонки. Кожен атом азоту надає по три електрони для утворення трьох електронних пар, які також рівномірно розподілені між атомами і відбувається утворення потрійного зв'язку (кратний ковалентний зв'язок). У разі різних атомів електронна щільність зміщена у бік більш електронегативного атома, тобто того атома, який сильніше притягує до себе електрони. У такому разі говорять про поляризацію хімічного зв'язку. В цьому випадку на одному з атомів, який більш електронегативний, виникає частково негативний заряд, а на іншому атомі - частково позитивний заряд. Наочним прикладом поляризованого ковалентного зв'язку може бути молекула монооксиду вуглецю - CO. Вуглець і кисень надають по 2 електрони для утворення зв'язку реалізуючи таким чином подвійний зв'язок. У той же час електронна щільність зміщена у бік атома кисню як до більш негативного атома і на ньому формується частковий негативний заряд.Відповідно, на атомі вуглецю утворюється частковий позитивний заряд.

Іонний зв'язок

Іонний зв'язок w є крайнім випадком поляризованого ковалентного зв'язку, коли загальна електронна пара повністю належить одному з атомів. У такому разі на одному з атомів реалізується повністю позитивний заряд, а на іншому повністю негативний. Такий тип зв'язку характерний солей. Наприклад, хлорид натрію - NaCl. Кожен із атомів надає по одному електрону для утворення загальної електронної пари. Однак Cl повністю зміщує до себе електронну пару, що утворилася, і тим самим набуває повного негативного заряду, а Na, не має в такому випадку на зовнішньому електронному рівні жодного електрона, має повний позитивний заряд.

Донорно-акцепторний зв'язок

Донорно-акцепторний зв'язок w є окремим випадком ковалентного зв'язку. Механізм утворення такого зв'язку полягає в тому, що власна електронна пара одного атома (донора) переходить у загальне користування донора та іншого атома, що надає вільну орбіталь (акцептора). Такий тип зв'язку добре ілюструє утворення іону амонію - NH 4 + >_>> . Атом азоту надає по одному електрону трьох атомів водню для утворення ковалентного зв'язку. При цьому азот має власну неподілену електронну пару, яку він може надати для утворення зв'язку з іоном водню, у якого немає електрона, але є незаповнений електронний рівень. Як донори електронних пар зазвичай виступають атоми з великою кількістю електронів, але мають невелику кількість неспарених електронів. Наприклад: азот, кисень, фосфор, сірка.

Металевий зв'язок

Металевий зв'язок w характерна лише металів та його сплавів. Атоми металу утворюють кістяк, каркас кристалічної решітки. Електрони металів, що мають малу кількість валентних електронів та їх досить слабкий зв'язок із ядром, здатні легко від них відриватися, утворюючи так званий електронний газ. В результаті атоми металу, що знаходяться у вузлах кристалічної решітки мають позитивний заряд, а валентні електрони, що відірвалися, вільно переміщаються між вузлами решітки і зв'язують іони металу. У свою чергу, позитивно заряджені іони металу не дозволяють розсіюватися електронам за межі кристалічних ґрат. Наявність вільних рухомих електронів зумовлює такі властивості металів як висока електро- та теплопровідність. Пластичність металів пояснюється тим, що при деформації відбувається усунення іонів металу відносно один одного без розриву зв'язку. Також металева зв'язок зберігається у кристалах, а й у розплавах металів.

Водневий зв'язок та ван-дер-ваальсова взаємодія

Дані види зв'язку лише умовно можна назвати хімічними та правильніше їх відносити до міжмолекулярних та внутрішньомолекулярних взаємодій.

Водневий зв'язок w виникає між зв'язаним атомом водню однієї молекули та електронегативним атомом іншої молекули. Водневий зв'язок має частково електростатичний, а частково донорно-акцепторну природу. Наочним прикладом реалізації такого зв'язку може бути об'єднання кількох молекул води в кластери.У молекулі води атом кисню зміщує на себе електронну щільність набуваючи часткового негативного заряду, а водень відповідно — частково позитивний і може взаємодіяти з неподіленою електронною парою кисню сусідньої молекули. водневого зв'язку можливе утворення спіральної структури ДНК.

Ван-дер-ваальсова взаємодія w виникає за рахунок виникнення наведених дипольних моментів. Такий вид взаємодії може виникати як між різними молекулами, так і всередині однієї молекули між сусідніми атомами за рахунок виникнення дипольного моменту у атомів при русі електронів. взаємодія має характер тяжіння, а внутрішньомолекулярне — відштовхування. ван-дер-ваальсова взаємодія робить істотний внесок у геометрію молекули.

Висновок

При всій уявній простоті класифікації хімічних зв'язків не завжди вдається правильне віднесення. хімічних зв'язків та валентності. елементоорганічної хімії. карборан w має у своєму складі атоми вуглецю, які в класичній теорії валентних зв'язків повинні бути шести валентними (1 зв'язок з протоном, 4 або 5 зв'язків з атомами бору та 2 або 1 зв'язок з вуглецем залежно від будови карборану), чого не може бути (на зовнішньому електронному рівні 4 електрони). Однак було введено поняття двох електронних трицентрових зв'язків, коли електронна пара належить не двом атомам, а як би рівномірно розмазана між трьома атомами, що дозволяє обійти цю невідповідність.

• Ця сторінка востаннє була відредагована 3 листопада 2024 року о 08:29.
• Текст доступний за ліцензією Creative Commons Attribution-ShareAlike, в окремих випадках можуть діяти додаткові умови. Детальніше див. Умови використання.

• Політика конфіденційності
• Про Віківерситет
• Відмова від відповідальності
• Кодекс поведінки
• Розробники
• Статистика
• Заява про кукі
• Мобільна версія

Хімічні зв'язки

Ковалентний зв'язок - зв'язок, що утворюється між атомами, у яких однакова або мало відрізняється електронегативність, за рахунок утворення загальної електронної пари.

Як відомо, електрони в атомах знаходяться на орбіталях, а вони в свою чергу можуть мати різну форму:

• s-орбіталі (сферична форма)

• p-орбіталі (гантелеподібна форма)

• d-орбіталі

У разі утворення зв'язку (утворення загальної електронної пари), відбувається перекривання орбіталей, яке може відбуватися різним чином, тому також виділяють:

• σ- зв'язки – утворюються при перекриванні орбіталей так, що область перекривання перетинається лінією, що з'єднує ядра

• π- зв'язки – утворюються при перекриванні орбіталей, у двох областях (над і під лінією, що з'єднує ядра атомів)

Залежно кількості утворених загальних електронних пар (кратності зв'язку) поділяють:

• Прості (одинарні) - є σ-зв'язком

• Подвійні – утворена з одного σ- та одного π- зв'язку

• Потрійні – утворена з одного σ- та двох π- зв'язку

Максимальна валентність атома дорівнює 4!

Валентність — кількість хімічних зв'язків, які утворює атом, чи кількість атомів, що може приєднати чи замістити атом даного елемента.

ЗІснує два типи позначення ковалентного зв'язку:

Поділяють два механізми утворення ковалентного зв'язку:

• Обмінний механізм - зв'язок утворюється за рахунок надання одного електрона від кожного атома

• Донорно-акцепторний – зв'язок, утворений між донором та акцептором

Донор — це атом чи іон, який надає неподілену електронну пару.

Акцептор - атом, що надає вакантну орбіталь.

Донорно-акцепторний тип зв'язку зустрічається в сполуках:

• Солі амонію
• Солі фосфонію
• Чадний газ
• Азотна кислота
• Комплексні з'єднання

Залежно від елементів, що утворюють ковалентний зв'язок, виділяють:

• Неполярні зв'язки – зв'язок, у якому загальна пара електронів рівновіддалена від атомних ядер і однаково належить обом атомам.

Цей зв'язок спостерігається, коли електронегативність атомів, що утворюють зв'язок, однакова. Це говорить про те, що атоми рівноцінно стягую електронну густину, в результаті ймовірність знаходження (щільність ймовірності) електронів зосереджена між двома атомами.

• Полярні зв'язки – зв'язок, електронний обмін між двома атомами в молекулі речовини, у якому загальна пара електронів зміщується одного атому.

Цей зв'язок спостерігається, коли електронегативність атомів, що утворюють зв'язків, неоднакова.Дана відмінність в електронегативності призводить до усунення електронної щільності до більш електронегативного. Слід врахувати, що різниця в електронегативності не повинна бути дуже великою, щоб не відбувалося утворення іонів.

Такий зв'язок зустрічається лише у зв'язках між атомами неметалів різної природи!

Зміщення щільності одного з атомів, призводить до деформації молекули, що стає диполем. Край, у якому лежить більш електронегативний атом, має негативний заряд, а сам атом частково негативні, що позначається як δ - . Відповідно для більш електропозитивного атома δ + , А край позитивний.

Усунення щільності до одного з атомів позначається →, спрямованої до того атома, до якого вона зміщується.

Хімічні властивості ковалентного зв'язку

• Спрямованість
• Насичуваність
• Поляризованість
• Полярність

Спрямованість зв'язку – визначає молекулярну будову речовин та геометричну форму їх молекул. Якщо молекулі більше двох атомів, між двома зв'язками виділяється кут, званий валентним.

Насичуваність зв'язку – здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних зв'язків. Це обмеження фіксується числом вакантних орбіталей.

Поляризуемость зв'язку – усунення електронів у зв'язку під впливом зовнішнього електричного поля, зокрема і інший реагує частки. Поляризуемість визначається рухливістю електронів. Електрони тим рухливіше, що далі вони розташовані від ядер.

Полярність зв'язку – нерівномірний розподіл електронної густини внаслідок відмінності електронегативності атомів. Дана властивість, критерій полярного та неполярного зв'язку.

Всі перелічені вище властивості визначають реакційну здатність молекул, проте з них тільки поляризуемість і полярність визначають реакційну здатність по відношенню до полярних реагентів.

Енергія зв'язку - енергія, що виділяється при утворенні зв'язку, або необхідна для її руйнування. Енергія зв'язку характеризує міцність зв'язку.

Одиниці виміру: Ε [кДж/моль]

Довжина зв'язку – відстань між центрами зв'язаних атомів. Чим більша довжина зв'язку, тим менш міцна і навпаки.

Одиниці виміру: L [нм]; [Å]

Дипольний момент – векторна величина, що характеризує полярність зв'язку.

Одиниці виміру: (Дебай) D = 3,4 Кл * м

Фізичні властивості ковалентного зв'язку

• Низькі температури плавлення та кипіння
• Летючі
• Електричний струм погано проходить через ці з'єднання, тому вони погані провідники струму, отже, хороші ізолятори
• З'єднання типу вуглеводні; сульфіди, галогеніди, оксиди неметалів під дією тепла можуть спалахувати

Іонні зв'язки

Іонний зв'язок — зв'язок, що виникає внаслідок електростатичного тяжіння катіонів та аніонів.

Катіон - позитивно заряджений іон (молекула або атом).

Характеризується величиною позитивного електричного заряду.

Аніон - негативно заряджений іон (молекула або атом). Негативний заряд обумовлений надлишком електронів у порівнянні з кількістю протонів.

Утворення даних іонів обумовлено значною різницею в електронегативності. Як було озвучено в ковалентному зв'язку, важливо знати граничний перехід між ковалентним та іонним зв'язком.

Так іонна в'язь утворюватиметься якщо різниця в електронегативності >2!

Велика різниця е.о.говорить, про сильне зміщення електронної щільності до одного атома, внаслідок чого виникає електростатична взаємодія між атомами (молекулами), що утворюють цей зв'язок, проте важливо враховувати, що повного переходу електрона до атома не відбувається!

Різниця в електронегативності даного прикладу: F(4,0)- Na(0,93)=3,07

Це значення більше 2, тому ми можемо сміливо сказати, що зв'язок іонний.

Іонний зв'язок у більшості випадків проявляється у зв'язках між атомами різної природи, у яких виділяють метали та неметали. Однак можливим є прояв зв'язку між атомом і групою атомів, у ролі яких можуть виступати кислотні залишки, а атомом у цьому випадку буде якийсь метал.

Хімічні властивості іонного зв'язку

Неспрямованість – полягає у поданні іона як зарядженої кулі, яка може притягувати іон протилежного знака в будь-якому напрямку.

Ненасичуваність - проявляється в тому, що взаємодія з іоном протилежного заряду не призводить до повної компенсації силових полів, внаслідок чого здатність притягувати іони в інших напрямках зберігається.

• Нелеткі
• Тугоплавкі
• Тверді
• Дисоціація у воді (розчинність)
• Проводять електричний струм (у розчині та розплаві)

Металевий зв'язок

Металевий зв'язок – це зв'язок між позитивними іонами металів та загальними електронами, які вільно рухаються по всьому об'єму.

Металевий зв'язок спостерігається в металах, де він існує у вигляді кристала, з металевою решіткою, у вузлах якої знаходяться ядра металів. Електрони ж вільно літають серед цих вузлів.

Металевий зв'язок розглядається з погляду теорії електронного газу:

• Часткова іонізація атомів з утворенням катіонів відбувається через те, що електрони атомів металів слабо пов'язані з ядром. Тому, у вузлах кристалічної решітки металу можуть бути як нейтральні атоми, і катіони металу.
• Іонізація призводить до того, що в обсязі металу формується так званий електронний газ, що представляє собою сукупність слабозв'язаних з іонами електронів, що переміщуються у просторі між вузлами кристалічної решітки. Електронний газ підпорядковується кінетичній теорії газів. Атоми, іони та електрони є твердими сферами, які рухаються по прямих лініях до зіткнення один з одним.
• Вздовж будь-якої осі кристал металу є чергуються області позитивного (катіони у вузлах решітки) і негативного заряду (хмари електронного газу). Тому металевий зв'язок не спрямований. Взаємодія між електронами та іонами забезпечує стабільність системи загалом.

У металевому зв'язку переважно розглядаються фізичні властивості, оскільки хімічні властивості, це властивості самого металу.

Фізичні властивості металевого зв'язку

• Електропровідність
• Теплопровідність
• Металевий блиск та непрозорість металів
• Пластичність
• Підвищені температури плавлення

Електропровідність - наявність у системі електронного газу дозволяє існування спрямованого руху електронів під дією зовнішнього електричного поля. Тому всі метали мають високу електропровідність.

Теплопровідність — перенесення теплової енергії відбувається як за рахунок електронів, що переміщаються по системі, так і за рахунок іонів, що коливаються, здатних передавати кінетичну енергію сусіднім іонам, що говорить про високу теплопровідність.Дана властивість дозволяє застосовувати з'єднання з цим зв'язком, наприклад, як матеріал радіаторів.

Металевий блиск і непрозорість металів — пояснюється тим, що простір між вузлами кристалічної решітки зайнято електронним газом, що рухається, тому кванти світла, що потрапляють, пружно взаємодіють з потоком електронів і відбиваються від поверхні металу.

Пластичність – пояснюється тим, що механічна дія на метал, шари атомів та іони зміщуються відносно один одного, що викликає перерозподіл атомів (іонів) та електронного газу в просторі, проте при цьому не відбувається руйнування кристала. Пластичність є відмінною властивістю багатьох металів, завдяки цьому деякі з них можуть бути прокатані в тонкі листи та витягнуті у дріт.

Водневі зв'язки

Водневий зв'язок – зв'язок між позитивно зарядженим атомом водню із сильнонегативними елементами. Найчастіше розглядається N,O,Cl,F.

Ковалентні зв'язки H-O, H-F, H-N, H-Cl є сильно полярними, тому що на атомі водню утворюється надлишковий позитивний заряд, а на протилежних атомах - надмірний негативний заряд. Між різноіменно зарядженими краями виникають сили електростатичного тяжіння водневі зв'язки.

Розрізняють водневі зв'язки:

Енергія водневого зв'язку приблизно в десять разів менше енергії звичайного ковалентного зв'язку, проте водневі зв'язки відіграють велику роль у багатьох фізико-хімічних і біологічних процесах.

Характеристики водневого зв'язку:

Вплив водневого зв'язку на фізичні властивості сполуки:

Присутність водневого зв'язку додає додаткову енергію зв'язування молекул, хоч і невелику, проте її достатньо, щоб призвести до аномальної зміни температури кипіння та плавлення, а саме до їхнього збільшення.

Водневий зв'язок дуже впливає на властивості багатьох речовин, особливо в біологічних системах. Наприклад, водневий зв'язок визначає досить некомпактну упаковку молекул води у льоду, тому щільність льоду менша за щільність рідкої води.

Зміст

• Будова речовини
• Будова атома
• Хімічні зв'язки
• Валентність
• Ступінь окислення
• Кристалічні грати
• Неорганічна хімія
• Класифікація неорганічних сполук. Правила номенклатури та тривіальні назви
• Гідроліз солей у водному розчині
• Розкладання солей
• Оксиди
• Загальні властивості металів
• Лужні метали
• Оксиди та гідроксиди лужних металів
• Неокислювальні кислоти
• Реакції іонного обміну
• Сірчана кислота
• Азотна кислота
• Лужноземельні метали
• Мідь Срібло та їх з'єднання
• Хром та його сполуки
• Залізо
• Марганець та його сполуки
• Водень та кисень
• Галогени
• Халькоген. Сірка та селен.
• Азот
• Фосфор
• Вуглець та кремній
• Органічна хімія
• Основи органічної хімії
• Класифікація органічних сполук
• Номенклатура вуглеводнів
• Алканів. Хімічні властивості та отримання
• Алкени
• Циклоалкани та циклоалкени
• Алкадієни
• Алкіни
• Арени
• Номенклатура органічних функціональних похідних
• Спирти
• Альдегіди
• Кетони
• Складні ефіри
• Аміни
• Амінокислоти
• 33 завдання з хімії в ЄДІ.
• Загальна хімія
• Типи хімічних реакцій у неорганічній хімії
• Швидкість хімічної реакції
• Хімічна рівновага. Чинники, що впливають на зміщення хімічної рівноваги.
• Хімічна рівновага. Завдання на реактори.
• Гідроліз
• Розчинність: теорія та завдання 26 та 34
• Хімічна технологія
• Класична термодинаміка

Типи хімічних зв'язків: повний посібник для початківців

Хімічні зв'язки – це фундаментальна основа існування речовин. Завдяки їм атоми об'єднуються в молекули та кристалічні грати. Давайте розберемося, які бувають основні типи хімічних зв'язків і яку вони грають.

1. Що таке хімічний зв'язок і чому він виникає

Хімічною зв'язком називають взаємодію між атомами, у результаті якого утворюється стійка система - молекула чи кристалічні грати. Причина виникнення такої взаємодії - прагнення атомів придбати електронну конфігурацію шляхетного газу, тобто. заповнити зовнішній електронний шар до 8 електронів.

Існують два основні механізми утворення хімічного зв'язку:

• Обмінний – атоми віддають один одному по одному електрону для утворення загальної електронної пари;
• Донорно-акцепторний - один атом віддає обидва неспарені електрони, а інший атом приймає їх.

Хімічний зв'язок супроводжується виділенням енергії. Чим більше утворюється електронних пар і чим ближче розташовані ядра атомів, тим міцніше зв'язок і вище енергія, що виділяється.

2. Ковалентний хімічний зв'язок – види, механізми освіти, приклади

Ковалентний зв'язок виникає за рахунок усуспільнення електронних пар між атомами. Розрізняють полярний та неполярний ковалентний зв'язок.

• Неполярний ковалентний зв'язок. Цей тип зв'язку утворюється між атомами з однаковою електронегативністю, наприклад, у молекулах Cl₂, O₂, N₂ та ін. Кожен атом віддає одному електрону, утворюючи стійку електронну пару посередині.
• Полярний ковалентний зв'язок. Виникає між атомами з різною електронегативністю.Атом з більшою електронегативністю зміщує себе загальну електронну пару. Такі зв'язки є в молекулах HCl, H₂O, NH₃.

3. Полярний та неполярний ковалентний зв'язок - у чому відмінності

Головна відмінність полярного та неполярного ковалентного зв'язку полягає у розподілі електронної хмари між атомами:

• При неполярному зв'язку електронна густина розподілена рівномірно;
• При полярному зв'язку виникає зміщення електронів до електронегативнішого атома.

Також ці зв'язки відрізняються за полярністю. Неполярний зв'язок не має полярності, а полярний зв'язок має спрямованість від менш електронегативного атома до більш.

4. Іонний хімічний зв'язок - як і де утворюється, особливості

Іонний зв'язок виникає між атомами металів та неметалів. При цьому атом металу віддає 1-3 електрони атому неметалу. В результаті утворюються позитивно та негативно заряджені іони, які притягуються один до одного.

Приклад іонного зв'язку – хлорид натрію NaCl. Атом натрію дав один електрон атому хлору. У результаті вийшов позитивний іон Na + і негативний іон Cl - які і зв'язалися між собою.

Особливості іонного зв'язку:

• Утворюється між металами та неметалами;
• Характерно утворення кристалічної решітки з іонів, що чергуються;
• Має неспрямований характер.

Інші приклади іонних сполук: MgCl₂, CaO, KBr, BeF₂.

5. Металевий зв'язок - приклади речовин та сплавів, схема, характеристики

Металевий зв'язок характерний для атомів металів.Вона заснована на наявності загальної електронної хмари, куди атоми "вносять" свої валентні електрони. Ця хмара вільно переміщається по всьому об'єму металу.

Приклади речовин із металевим зв'язком: Na, Fe, Al, Cu, сплави на їх основі.

Схема металевого зв'язку на прикладі заліза Fe:

Характерні риси металевого зв'язку:

• Ненасиченість – можливість збільшення кількості атомів;
• Неполярність – рівномірний розподіл електронної густини;
• Неспрямованість – немає орієнтації у просторі.

6. Водневий зв'язок - унікальні властивості та де застосовується

Водневий зв'язок відрізняється від інших типів хімічних зв'язків тим, що може виникати як усередині молекули, так і між молекулами різних речовин.

Утворення водневого зв'язку відбувається між атомом водню в одній молекулі та електронегативним атомом (N, O, F) в іншій молекулі.

Завдяки цьому взаємодії утворюються асоціати молекул, які надають речовинам особливі властивості. Наприклад, підвищують температуру кипіння або змінюють розчинність.

Водневі зв'язки відіграють важливу роль у процесах життєдіяльності, оскільки присутні у таких біологічних молекулах, як білки, нуклеїнові кислоти.

7. Як визначити тип хімічного зв'язку - практичні способи та приклади

Щоб визначити типи хімічних зв'язків у конкретній речовині, можна використати кілька практичних підходів.

1. Подивитися, які елементи входять до складу цієї речовини - метали, неметали або ті й інші.
2. Зіставити електронегативність атомів у молекулі.
3. Проаналізувати фізичні властивості речовини – температури плавлення та кипіння, розчинність.

Наприклад, якщо у складі є тільки неметали - швидше за все, є ковалентний зв'язок.Якщо метал та неметал - то іонний зв'язок і т.д. Додаткові відомості про властивості допоможуть це підтвердити.

8. Вплив типу зв'язку на властивості речовин – твердість, температура плавлення та інші параметри

Типи хімічних зв'язків безпосередньо впливають на різні характеристики речовин у твердому стані, такі як:

• Твердість та крихкість
• Температура плавлення
• Електропровідність
• Розчинність

Наприклад, речовини з іонним типом зв'язку, як правило, мають високі температури плавлення та добре розчиняються у воді. А з'єднання з ковалентним зв'язком часто є нерозчинними діелектриками.

Отже, знаючи особливості різних типів хімічних взаємодій між атомами, можна пояснити та спрогнозувати властивості конкретних речовин.

9. Тип зв'язку та кристалічні грати речовини - прямий взаємозв'язок

Існує прямий взаємозв'язок між типом хімічного зв'язку в речовині та видом його кристалічних ґрат.

Якщо між атомами або молекулами переважає ковалентний зв'язок, формується молекулярна решітка. Приклад – лід (H2O).

При іонному зв'язку виникає іонна решітка з позитивних і негативних іонів, що чергуються. Наприклад, у NaCl.

У металах за рахунок металевого зв'язку утворюється металеві кристалічні грати. У її вузлах знаходяться позитивно заряджені іони.

10. Порівняльна таблиця різних видів хімічних зв'язків – ознаки для визначення

Дана таблиця дозволяє порівняти різні типи хімічних зв'язків за ключовими ознаками та швидко визначити, де і за яких умов утворюється той чи інший вид зв'язку.

11. Цікаві факти про хімічні зв'язки - дивовижні приклади з реального життя

• Найміцніший одинарний хімічний зв'язок утворюється в молекулі фтороводню HF і може витримати навантаження в 63 тонни на 1 см2!
• Чим коротший зв'язок між атомами, тим він міцніший. Рекордсменом за довжиною є зв'язок Hg-Hg у молекулі ртуті.
• Без водневих зв'язків наша планета виглядала б зовсім інакше. Не було б хмар, дощів, річок, озер.

Хімічні зв'язки діють незримо, але вони відповідають більшість дивовижних явищ, із якими ми зіштовхуємося повсякденно.

12. Ковалентний зв'язок в органічних сполуках

Особливу роль ковалентний хімічний зв'язок грає в органічній хімії, оскільки вона поєднує атоми вуглецю в складні молекули органічних речовин та полімерів.

Наприклад, молекула етанолу складається з атомів C, H та O, з'єднаних ковалентними зв'язками різної кратності. Саме ці взаємодії надають їй характерної просторової структури.

13. Механізми розриву хімічних зв'язків

Хімічні зв'язки можуть розриватися під впливом різних чинників, як-от теплова енергія, світло, електричний струм, механічні впливу.

При нагріванні частина теплової енергії перетворюється на кінетичну енергію руху атомів та молекул. Атоми починають інтенсивніше вагатися і вібрувати. Зі збільшенням амплітуди коливань відбувається ослаблення та розрив хімічних зв'язків.

• Фотоліз. Під впливом світла певної частоти електрони в молекулах переходять більш високі енергетичні рівні.Це активує та послаблює хімічні зв'язки, що призводить до їх розриву. Такий процес називається фотолізом.
• Електроліз. При пропущенні електричного струму через розплав чи розчин відбувається розкладання речовини із розривом хімічних зв'язків. Цей процес отримав назву електролізу.

14. Ковалентний зв'язок у неорганічних сполуках

Крім органічних речовин, ковалентний зв'язок широко представлений і в неорганічних сполуках.

Яскравий приклад - оксид кремнію SiO2, який входить до складу багатьох гірських порід, піску, кварцу. Атом кремнію утворює чотири ковалентні зв'язки з атомами кисню.

Інші неорганічні речовини з ковалентним типом зв'язку - оксид вуглецю(IV) CO2, сірководень H2S,аміак NH3.

15. Перспективи використання знань про хімічні зв'язки

Розуміння природи та механізмів виникнення різних типів хімічних зв'язків відкриває великі перспективи для:

• Розробка нових матеріалів із заздалегідь заданими властивостями;
• прогнозування реакційної здатності різних речовин;
• Створення ефективних та безпечних лікарських препаратів.