Kovová je multicentrická väzba, ktorá existuje v kovoch a ich zliatinách medzi kladne nabitými iónmi a valenčnými elektrónmi, ktoré sú spoločné pre všetky ióny a voľne sa pohybujú v kryštáli.
Majú malý počet valenčných elektrónov a nízku ionizáciu. Kvôli veľkým polomerom atómov kovu sú tieto elektróny dosť slabo viazané na ich jadrá a môžu sa z nich ľahko odtrhnúť a stať sa spoločnými pre celý kovový kryštál. Výsledkom je, že v kryštálovej mriežke kovu sa objavujú kladne nabité kovové ióny a elektrónový plyn - súbor mobilných elektrónov, ktoré sa voľne pohybujú po celom kovovom kryštáli.
Výsledkom je, že kov pozostáva z množstva kladných iónov lokalizovaných v určitých polohách a veľkého počtu elektrónov, ktoré sa relatívne voľne pohybujú v poli kladných centier. Priestorová štruktúra kovov je kryštál, ktorý si možno predstaviť ako bunku s kladne nabitými iónmi v uzloch, ponorenú do záporne nabitého elektrónového plynu. Všetky atómy sa vzdávajú svojich valenčných elektrónov, aby vytvorili elektrónový plyn; voľne sa pohybujú vo vnútri kryštálu bez porušenia chemickej väzby.
Teória voľného pohybu elektrónov v kryštálovej mriežke kovov bola experimentálne potvrdená experimentom Tolmana a Stewarta (v roku 1916): pri prudkom brzdení predtým nepokrútenej cievky navinutým drôtom sa voľné elektróny ešte nejaký čas pohybovali. zotrvačnosťou a v tomto čase ampérmeter pripojený k cievkam obvodu zaznamenal impulz elektrického prúdu.
Odrody modelov kovových väzieb
Známky kovovej väzby sú nasledujúce charakteristiky:
- Multielektronika, keďže všetky valenčné elektróny sa podieľajú na tvorbe kovovej väzby;
- Multicentrickosť alebo delokalizácia - väzba súčasne spája veľké množstvo atómov obsiahnutých v kovovom kryštáli;
- Izotropia alebo nesmerovosť - vďaka nerušenému pohybu elektrónového plynu súčasne vo všetkých smeroch je kovová väzba sféricky symetrická.
Kovové kryštály tvoria hlavne tri typy kryštálových mriežok, ale niektoré kovy môžu mať rôzne štruktúry v závislosti od teploty.
Kryštálové mriežky kovov: a) kubické plošne centrované (Cu, Au, Ag, Al); b) kubický na telo (Li, Na, Ba, Mo, W, V); c) šesťuholníkové (Mg, Zn, Ti, Cd, Cr) Kovové väzby existujú v kryštáloch a taveninách všetkých kovov a zliatin. IN čistej forme je charakteristická pre alkalické kovy a kovy alkalických zemín. V prechodných d-kovoch je väzba medzi atómami čiastočne kovalentná.
Kovová väzba v dôsledku prítomnosti voľných elektrónov (elektrónový plyn) a ich rovnomerné rozloženie v kryštáli vedie k charakteristickým všeobecným vlastnostiam kovov a zliatin, najmä vysokej tepelnej a elektrickej vodivosti, plasticite (t.j. schopnosti deformovať sa). pri normálnych alebo zvýšených úrovniach bez deštrukcie), nepriehľadnosť a kovový lesk v dôsledku ich schopnosti odrážať svetlo.
Medzi atómami kovu vzniká kovová väzba. Charakteristickým znakom atómov kovov je malý počet elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni, slabo držaných jadrom a veľký počet voľných atómových orbitálov s podobnými energiami, takže kovová väzba je nenasýtená.
Valenčné elektróny sa podieľajú na tvorbe väzieb s 8 alebo 12 atómami naraz (v súlade s koordinačným počtom atómov kovu). Za týchto podmienok sa valenčné elektróny s nízkou ionizačnou energiou pohybujú dostupnými orbitálmi všetkých susedných atómov a zabezpečujú medzi nimi komunikáciu.
Kovové spojenie charakterizovaná slabou interakciou zdieľaných elektrónov s jadrami spojených atómov a úplnou delokalizáciou týchto elektrónov medzi všetky atómy v kryštáli, čo zaisťuje stabilitu tejto väzby.
Schéma vzniku kovovej väzby (M – kov):
М 0 – nie М n +
Kovy majú špeciálnu kryštálovú mriežku, v ktorej uzloch sú neutrálne aj kladne nabité atómy kovu, medzi ktorými sa voľne pohybujú socializované elektróny („elektrónový plyn“) (v rámci kryštálu). Pohyb bežných elektrónov v kovoch sa uskutočňuje prostredníctvom rôznych molekulárnych orbitálov, ktoré vznikajú v dôsledku fúzie veľkého počtu voľných orbitálov spojených atómov, ktoré pokrývajú mnohé atómové jadrá. V prípade kovovej väzby nemožno hovoriť o jej smerovosti, pretože spoločné elektróny sú v kryštáli rovnomerne delokalizované.
Štrukturálne vlastnosti kovov určujú ich charakteristické fyzikálne vlastnosti: tvrdosť, kujnosť, vysoká elektrická a tepelná vodivosť, ako aj špeciálny kovový lesk.
Kovová väzba je charakteristická pre kovy nielen v pevnom, ale aj v kvapalnom stave, to znamená, že je to vlastnosť agregátov atómov umiestnených v tesnej blízkosti. V plynnom stave sú atómy kovov navzájom spojené jednou alebo viacerými kovalentnými väzbami do molekúl, napríklad Li 2 (Li–Li), Be 2 (Be=Be), Al 4 - každý atóm hliníka je spojený s tromi ďalšími vytvoriť štvorstennú štruktúru:
4. Vodíková väzba
Vodíková väzba je špeciálny typ väzby, ktorá je jedinečná pre atómy vodíka. Vyskytuje sa v prípadoch, keď je atóm vodíka naviazaný na atóm najviac elektronegatívnych prvkov, predovšetkým fluóru, kyslíka a dusíka. Uvažujme ako príklad vytvorenie vodíkovej väzby pomocou fluorovodíka. Elektronegatívny atóm vodíka má iba jeden elektrón, vďaka čomu môže vytvárať kovalentnú väzbu s atómom fluóru. V tomto prípade sa objavuje molekula fluorovodíka H-F, v ktorej je spoločný elektrónový pár posunutý k atómu fluóru.
V dôsledku tohto rozdelenia hustoty elektrónov predstavuje molekula fluorovodíka dipól, ktorého kladným pólom je atóm vodíka. V dôsledku skutočnosti, že väzbový elektrónový pár je posunutý smerom k atómu fluóru, je čiastočne uvoľnený 1 s-orbitál atómu vodíka a jeho jadro je čiastočne obnažené. V ktoromkoľvek inom atóme je kladný náboj jadra po odstránení valenčných elektrónov tienený vnútornými elektrónovými obalmi, ktoré zabezpečujú odpudzovanie elektrónových obalov iných atómov. Atóm vodíka takéto obaly nemá, jeho jadrom je veľmi malá (subatomárna) kladne nabitá častica - protón (priemer protónu je približne 10 5-krát menší ako priemery atómov a v dôsledku nedostatku elektrónov je priťahovaný elektrónovým obalom iných elektricky neutrálnych alebo záporne nabitých atómov).
Sila elektrického poľa v blízkosti čiastočne „nahého“ atómu vodíka je taká silná, že môže aktívne priťahovať záporný pól susednej molekuly. Keďže tento pól je atóm fluóru, ktorý má tri neväzbové elektrónové páry a s- Ak je orbitál atómu vodíka čiastočne prázdny, potom dochádza k interakcii donor-akceptor medzi pozitívne polarizovaným atómom vodíka jednej molekuly a negatívne polarizovaným atómom fluóru susednej molekuly.
V dôsledku spoločných elektrostatických a donor-akceptorových interakcií teda vzniká ďalšia druhá väzba za účasti atómu vodíka. Tak to je vodíková väzba, …H–F H–F…
Od kovalentnej sa líši energiou a dĺžkou. Vodíková väzba je dlhšia a menej pevná ako kovalentná väzba. Energia vodíkovej väzby je 8–40 kJ/mol a energia kovalentnej väzby je 80–400 kJ/mol. V pevnom fluorovodíku je dĺžka kovalentnej väzby H–F 95 pm a dĺžka vodíkovej väzby FH je 156 pm. Vďaka vodíkovej väzbe medzi molekulami HF sa kryštály pevného fluorovodíka skladajú z nekonečných plochých cik-cak reťazcov, pretože systém troch atómov vytvorený vodíkovou väzbou je spravidla lineárny.
Vodíkové väzby medzi molekulami HF sú čiastočne zachované v kvapalnom a dokonca aj v plynnom fluorovodíku.
Vodíková väzba sa bežne píše ako tri bodky a je znázornená nasledovne:
kde X, Y sú atómy F, O, N, Cl, S.
Energiu a dĺžku vodíkovej väzby určuje dipólový moment väzby H–X a veľkosť atómu Y. Dĺžka vodíkovej väzby sa zmenšuje a jej energia rastie so zvyšujúcim sa rozdielom elektronegativity X a atómy Y (a podľa toho aj dipólový moment väzby H–X) a so zmenšujúcou sa veľkosťou atómu Y .
Vodíkové väzby vznikajú aj medzi molekulami, ktoré majú väzby O–H (napríklad voda H 2 O, kyselina chloristá HClO 4, kyselina dusičná HNO 3, karboxylové kyseliny RCOOH, fenol C 6 H 5 OH, alkoholy ROH) a N–H (napríklad amoniak NH 3, kyselina tiokyanová HNCS, organické amidy RCONH 2 a amíny RNH 2 a R 2 NH).
Látky, ktorých molekuly sú spojené vodíkovými väzbami, sa líšia svojimi vlastnosťami od látok, ktoré sú si molekulárnou štruktúrou podobné, ale netvoria vodíkové väzby. Teploty topenia a varu hydridov prvky skupiny IVA, v ktorých nie sú vodíkové väzby, postupne klesajú s klesajúcim číslom periódy (obr. 15) V hydridoch prvkov skupín VA-VIIA sa pozoruje porušenie tejto závislosti. Tri látky, ktorých molekuly sú spojené vodíkovými väzbami (amoniak NH 3, voda H 2 O a fluorovodík HF), majú oveľa vyššie teploty topenia a varu ako ich analógy (obr. 15). Okrem toho majú tieto látky širší teplotný rozsah existencie v kvapalnom stave, vyššie teplo topenia a vyparovania.
Vodíková väzba hrá dôležitú úlohu v procesoch rozpúšťania a kryštalizácie látok, ako aj pri tvorbe kryštalických hydrátov.
Vodíkové väzby sa môžu vytvárať nielen medzi molekulami (medzimolekulová vodíková väzba, IBC) , ako je tomu v príkladoch diskutovaných vyššie, ale aj medzi atómami tej istej molekuly (intramolekulárna vodíková väzba, HB) . Napríklad v dôsledku intramolekulárnych vodíkových väzieb medzi atómami vodíka aminoskupín a atómami kyslíka karbonylových skupín majú polypeptidové reťazce, ktoré tvoria molekuly proteínov, špirálovitý tvar.
kreslenie????????????????
Vodíkové väzby hrajú obrovskú úlohu v procesoch reduplikácie a biosyntézy bielkovín. Dve vlákna dvojzávitnice DNA (deoxyribonukleová kyselina) sú držané pohromade vodíkovými väzbami. Počas procesu reduplikácie sa tieto spojenia prerušia. Pri transkripcii dochádza aj k syntéze RNA (ribonukleovej kyseliny) pomocou DNA ako templátu v dôsledku tvorby vodíkových väzieb. Oba procesy sú možné, pretože vodíkové väzby sa ľahko tvoria a ľahko sa lámu.
Ryža. 15. Teploty topenia ( A) a varenie ( b) hydridy prvkov skupín IVA-VIIA.
Iónová väzba
(boli použité materiály zo stránky http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)
K iónovej väzbe dochádza prostredníctvom elektrostatickej príťažlivosti medzi opačne nabitými iónmi. Tieto ióny vznikajú ako výsledok prenosu elektrónov z jedného atómu na druhý. Iónová väzba sa vytvára medzi atómami, ktoré majú veľké rozdiely v elektronegativite (zvyčajne väčšie ako 1,7 na Paulingovej stupnici), napríklad medzi atómami alkalického kovu a atómami halogénu.
Uvažujme o výskyte iónovej väzby na príklade tvorby NaCl.
Z elektronických vzorcov atómov
Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 a
Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Je vidieť, že na dokončenie vonkajšej úrovne je pre atóm sodíka jednoduchšie vzdať sa jedného elektrónu ako získať sedem a pre atóm chlóru je ľahšie získať jeden elektrón ako získať sedem. Pri chemických reakciách sa atóm sodíka vzdá jedného elektrónu a atóm chlóru ho odoberie. Ako výsledok elektronické mušle Atómy sodíka a chlóru sa premieňajú na stabilné elektrónové obaly vzácnych plynov (elektronická konfigurácia katiónu sodíka
Na + 1s 2 2s 2 2p 6,
a elektronická konfigurácia aniónu chlóru je
Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).
Elektrostatická interakcia iónov vedie k vytvoreniu molekuly NaCl.
Povaha chemickej väzby sa často odráža v stave agregácie a fyzikálnych vlastnostiach látky. Iónové zlúčeniny, ako je chlorid sodný NaCl, sú tvrdé a žiaruvzdorné, pretože medzi nábojmi ich iónov „+“ a „–“ sú silné elektrostatické príťažlivé sily.
Záporne nabitý ión chlóru priťahuje nielen „svoj“ ión Na+, ale aj ďalšie sodíkové ióny okolo seba. To vedie k tomu, že v blízkosti žiadneho z iónov nie je jeden ión s opačným znamienkom, ale niekoľko.
Štruktúra kryštálu chloridu sodného NaCl.
V skutočnosti je okolo každého iónu chlóru 6 iónov sodíka a okolo každého iónu sodíka 6 iónov chlóru. Toto usporiadané balenie iónov sa nazýva iónový kryštál. Ak je v kryštáli izolovaný jediný atóm chlóru, potom medzi atómami sodíka, ktoré ho obklopujú, už nie je možné nájsť ten, s ktorým chlór reagoval.
Ióny, ktoré sú navzájom priťahované elektrostatickými silami, sú extrémne neochotné meniť svoje umiestnenie pod vplyvom vonkajšej sily alebo zvýšenia teploty. Ak sa však chlorid sodný roztopí a pokračuje v zahrievaní vo vákuu, odparí sa a vytvorí dvojatómové molekuly NaCl. To naznačuje, že kovalentné väzbové sily nie sú nikdy úplne vypnuté.
Základná charakteristika iónových väzieb a vlastnosti iónových zlúčenín
1. Iónová väzba je silná chemická väzba. Energia tejto väzby je rádovo 300 – 700 kJ/mol.
2. Na rozdiel od kovalentnej väzby je iónová väzba nesmerová, pretože ión môže priťahovať ióny opačného znamienka k sebe v akomkoľvek smere.
3. Na rozdiel od kovalentnej väzby je iónová väzba nenasýtená, keďže interakcia iónov opačného znamienka nevedie k úplnej vzájomnej kompenzácii ich silových polí.
4. Pri tvorbe molekúl s iónovou väzbou nedochádza k úplnému prenosu elektrónov, preto stopercentné iónové väzby v prírode neexistujú. V molekule NaCl je chemická väzba iba 80% iónová.
5. Zlúčeniny s iónovými väzbami sú kryštalické pevné látky, ktoré majú vysoké teploty topenia a varu.
6. Väčšina iónových zlúčenín je rozpustná vo vode. Roztoky a taveniny iónových zlúčenín vedú elektrický prúd.
Kovové spojenie
Kovové kryštály majú odlišnú štruktúru. Ak preskúmate kúsok kovového sodíka, zistíte, že jeho vzhľad je veľmi odlišný od kuchynskej soli. Sodík je mäkký kov, ľahko sa krája nožom, splošťuje kladivom, dá sa ľahko roztaviť v pohári na liehovej lampe (teplota topenia 97,8 o C). V kryštáli sodíka je každý atóm obklopený ôsmimi ďalšími podobnými atómami.
Kryštalická štruktúra kovového Na.
Obrázok ukazuje, že atóm Na v strede kocky má 8 najbližších susedov. To isté sa však dá povedať o akomkoľvek inom atóme v kryštáli, pretože všetky sú rovnaké. Kryštál pozostáva z „nekonečne“ sa opakujúcich fragmentov znázornených na tomto obrázku.
Atómy kovu na vonkajšej energetickej úrovni obsahujú malý počet valenčných elektrónov. Pretože ionizačná energia atómov kovov je nízka, valenčné elektróny sú v týchto atómoch slabo zadržané. V dôsledku toho sa v kryštálovej mriežke kovov objavujú kladne nabité ióny a voľné elektróny. V tomto prípade sú kovové katióny umiestnené v uzloch kryštálovej mriežky a elektróny sa voľne pohybujú v poli kladných centier a tvoria takzvaný „elektrónový plyn“.
Prítomnosť záporne nabitého elektrónu medzi dvoma katiónmi spôsobuje, že každý katión interaguje s týmto elektrónom.
teda Kovová väzba je väzba medzi kladnými iónmi v kovových kryštáloch, ku ktorej dochádza prostredníctvom príťažlivosti elektrónov, ktoré sa voľne pohybujú v kryštáli.
Pretože valenčné elektróny v kove sú rovnomerne rozložené v kryštáli, kovová väzba, podobne ako iónová väzba, je nesmerová väzba. Na rozdiel od kovalentnej väzby je kovová väzba nenasýtenou väzbou. Kovová väzba sa tiež líši od kovalentnej väzby v sile. Energia kovovej väzby je približne tri až štyrikrát menšia ako energia kovalentnej väzby.
Vďaka vysokej pohyblivosti elektrónového plynu sa kovy vyznačujú vysokou elektrickou a tepelnou vodivosťou.
Kovový kryštál vyzerá celkom jednoducho, ale v skutočnosti je jeho elektronická štruktúra zložitejšia ako štruktúra kryštálov iónové soli. Vo vonkajšom elektrónovom obale kovových prvkov nie je dostatok elektrónov na vytvorenie plnohodnotnej „oktetovej“ kovalentnej alebo iónovej väzby. Preto v plynnom stave väčšina kovov pozostáva z monatomických molekúl (t. j. jednotlivých atómov, ktoré nie sú navzájom spojené). Typickým príkladom sú ortuťové výpary. Kovová väzba medzi atómami kovu sa teda vyskytuje iba v kvapalnom a pevnom stave agregácie.
Kovovú väzbu možno opísať takto: niektoré atómy kovu vo výslednom kryštáli odovzdajú svoje valenčné elektróny priestoru medzi atómami (pre sodík je to...3s1) a premenia sa na ióny. Pretože všetky atómy kovu v kryštáli sú rovnaké, každý z nich má rovnakú šancu stratiť valenčný elektrón.
Inými slovami, k prenosu elektrónov medzi neutrálnymi a ionizovanými atómami kovu dochádza bez spotreby energie. V tomto prípade niektoré elektróny vždy skončia v priestore medzi atómami vo forme „elektrónového plynu“.
Tieto voľné elektróny po prvé držia atómy kovu v určitej rovnovážnej vzdialenosti od seba.
Po druhé, dávajú kovom charakteristický „kovový lesk“ (voľné elektróny môžu interagovať so svetelnými kvantami).
Po tretie, voľné elektróny poskytujú kovom dobrú elektrickú vodivosť. Vysoká tepelná vodivosť kovov sa vysvetľuje aj prítomnosťou voľných elektrónov v medziatómovom priestore - ľahko „reagujú“ na zmeny energie a prispievajú k jej rýchlemu prenosu v kryštáli.
Zjednodušený model elektrónovej štruktúry kovového kryštálu.
******** Na príklade kovu sodíka uvažujme o povahe kovovej väzby z hľadiska predstáv o atómových orbitáloch. Atóm sodíka, rovnako ako mnoho iných kovov, má nedostatok valenčných elektrónov, ale existujú voľné valenčné orbitály. Jediný 3s elektrón sodíka je schopný presunúť sa na ktorýkoľvek z voľných a energeticky blízkych susedných orbitálov. Keď sa atómy v kryštáli približujú k sebe, vonkajšie orbitály susedných atómov sa prekrývajú, čo umožňuje uvoľneným elektrónom voľne sa pohybovať po kryštáli.
„Elektrónový plyn“ však nie je taký neusporiadaný, ako by sa mohlo zdať. Voľné elektróny v kovovom kryštáli sú v prekrývajúcich sa orbitáloch a sú do určitej miery zdieľané, čím vytvárajú niečo ako kovalentné väzby. Sodík, draslík, rubídium a iné kovové s-prvky majú jednoducho málo zdieľaných elektrónov, takže ich kryštály sú krehké a taviteľné. So zvyšujúcim sa počtom valenčných elektrónov sa vo všeobecnosti zvyšuje sila kovov.
Kovové väzby teda bývajú tvorené prvkami, ktorých atómy majú vo svojich vonkajších obaloch málo valenčných elektrónov. Tieto valenčné elektróny, ktoré uskutočňujú kovovú väzbu, sú zdieľané natoľko, že sa môžu pohybovať celým kovovým kryštálom a poskytovať vysokú elektrickú vodivosť kovu.
Kryštál NaCl nevedie elektrinu, pretože v priestore medzi iónmi nie sú žiadne voľné elektróny. Všetky elektróny darované atómami sodíka sú pevne držané iónmi chlóru. Toto je jeden z významných rozdielov medzi iónovými kryštálmi a kovovými.
To, čo teraz viete o spájaní kovov, pomáha vysvetliť vysokú kujnosť (ťažnosť) väčšiny kovov. Kov môže byť sploštený do tenkého plechu a ťahaný do drôtu. Faktom je, že jednotlivé vrstvy atómov v kovovom kryštáli sa môžu po sebe pomerne ľahko posúvať: pohyblivý „elektrónový plyn“ neustále zmäkčuje pohyb jednotlivých kladných iónov a navzájom ich chráni.
Samozrejme, nič také sa nedá robiť s kuchynskou soľou, hoci soľ je tiež kryštalická látka. V iónových kryštáloch sú valenčné elektróny pevne viazané na jadro atómu. Posun jednej vrstvy iónov voči druhej približuje ióny rovnakého náboja k sebe a spôsobuje medzi nimi silné odpudzovanie, čo vedie k deštrukcii kryštálu (NaCl je krehká látka).
Posun vrstiev iónového kryštálu spôsobuje vznik veľkých odpudivých síl medzi podobnými iónmi a deštrukciu kryštálu.
Navigácia
- Riešenie kombinovaných problémov na základe kvantitatívnych charakteristík látky
- Riešenie problémov. Zákon stálosti zloženia látok. Výpočty využívajúce pojmy „molárna hmotnosť“ a „chemické množstvo“ látky
Všetky v súčasnosti známe chemické prvky nachádzajúce sa v periodickej tabuľke sú rozdelené do dvoch veľkých skupín: kovy a nekovy. Aby sa nestali len prvkami, ale zlúčeninami, chemikálie, by sa mohli navzájom ovplyvňovať, musia existovať vo forme jednoduchých a zložitých látok.
To je dôvod, prečo sa niektoré elektróny snažia prijímať, zatiaľ čo iné sa snažia rozdávať. Vzájomným dopĺňaním sa prvky tvoria rôzne chemické molekuly. Čo ich však drží spolu? Prečo existujú látky takej sily, že ani tie najvážnejšie nástroje nemožno zničiť? Iné sú naopak zničené najmenším nárazom. Všetko závisí od vzdelania. rôzne druhy chemické väzby medzi atómami v molekulách, vznik kryštálovej mriežky určitej štruktúry.
Typy chemických väzieb v zlúčeninách
Celkovo existujú 4 hlavné typy chemických väzieb.
- Kovalentné nepolárne. Vzniká medzi dvoma rovnakými nekovmi v dôsledku zdieľania elektrónov, tvorby spoločných elektrónových párov. Na jej vzniku sa podieľajú valenčné nepárové častice. Príklady: halogény, kyslík, vodík, dusík, síra, fosfor.
- Kovalentná polárna. Vzniká medzi dvoma rôznymi nekovmi alebo medzi kovom s veľmi slabými vlastnosťami a nekovom so slabou elektronegativitou. Je tiež založená na spoločných elektrónových pároch a ich priťahovaní k sebe atómom, ktorého elektrónová afinita je vyššia. Príklady: NH 3, SiC, P 2 O 5 a iné.
- Vodíková väzba. Najnestabilnejší a najslabší, vzniká medzi vysoko elektronegatívnym atómom jednej molekuly a kladným atómom druhej. Najčastejšie sa to stane, keď sú látky rozpustené vo vode (alkohol, amoniak atď.). Vďaka tomuto spojeniu môžu existovať makromolekuly proteínov, nukleových kyselín, komplexné sacharidy a pod.
- Iónová väzba. Vzniká vďaka silám elektrostatickej príťažlivosti rôzne nabitých kovových a nekovových iónov. Čím silnejší je rozdiel v tomto indikátore, tým jasnejšie je vyjadrená iónová povaha interakcie. Príklady zlúčenín: binárne soli, komplexné zlúčeniny - zásady, soli.
- Kovová väzba, ktorej mechanizmus tvorby, ako aj jej vlastnosti budú diskutované ďalej. Tvorí sa v kovoch a ich zliatinách rôznych druhov.
Existuje niečo ako jednota chemickej väzby. Hovorí len, že nie je možné považovať každú chemickú väzbu za štandard. Všetko sú to len konvenčne označené jednotky. Všetky interakcie sú totiž založené na jedinom princípe – elektrón-statickej interakcii. Preto iónové, kovové, kovalentné a vodíkové väzby majú rovnakú chemickú povahu a sú len hraničnými prípadmi jeden druhého.
Kovy a ich fyzikálne vlastnosti
Kovy sa nachádzajú v drvivej väčšine všetkých chemické prvky. Je to spôsobené ich špeciálnymi vlastnosťami. Značnú časť z nich ľudia získali jadrovými reakciami v laboratórnych podmienkach, sú rádioaktívne s krátkym polčasom rozpadu.
Väčšinu však tvoria prírodné prvky, ktoré tvoria celok skaly a rudy, sú súčasťou najdôležitejších zlúčenín. Práve od nich sa ľudia naučili odlievať zliatiny a vyrábať množstvo krásnych a dôležitých výrobkov. Ide o meď, železo, hliník, striebro, zlato, chróm, mangán, nikel, zinok, olovo a mnohé ďalšie.
Pre všetky kovy možno identifikovať spoločné fyzikálne vlastnosti, ktoré sa vysvetľujú tvorbou kovovej väzby. Aké sú tieto vlastnosti?
- Kujnosť a ťažnosť. Je známe, že mnohé kovy možno valcovať aj do stavu fólie (zlato, hliník). Iní vyrábajú drôty, ohybné plechy a výrobky, ktoré sa môžu pri fyzickom náraze zdeformovať, ale po zastavení okamžite obnovia svoj tvar. Práve tieto vlastnosti kovov sa nazývajú kujnosť a ťažnosť. Dôvodom tejto funkcie je kovový typ pripojenia. Ióny a elektróny v kryštáli kĺžu voči sebe bez toho, aby sa rozbili, čo umožňuje zachovať integritu celej štruktúry.
- Kovový lesk. Vysvetľuje tiež kovovú väzbu, mechanizmus tvorby, jej vlastnosti a vlastnosti. Nie všetky častice sú teda schopné absorbovať alebo odrážať svetelné vlny rovnakej vlnovej dĺžky. Atómy väčšiny kovov odrážajú krátkovlnné lúče a získavajú takmer rovnakú farbu strieborného, bieleho a bledomodrého odtieňa. Výnimkou sú medené a zlaté, ich farby sú červeno-červené a žlté. Sú schopné odrážať žiarenie s väčšou vlnovou dĺžkou.
- Tepelná a elektrická vodivosť. Tieto vlastnosti sú vysvetlené aj štruktúrou kryštálovej mriežky a skutočnosťou, že pri jej tvorbe sa realizuje kovový typ väzby. V dôsledku pohybu „elektrónového plynu“ vo vnútri kryštálu sa elektrický prúd a teplo okamžite a rovnomerne rozdelia medzi všetky atómy a ióny a prechádzajú cez kov.
- Pevný stav agregácie pri normálnych podmienkach. Jedinou výnimkou je tu ortuť. Všetky ostatné kovy sú nevyhnutne silné, pevné zlúčeniny, ako aj ich zliatiny. Je to tiež dôsledok kovových väzieb prítomných v kovoch. Mechanizmus vzniku tohto typu väzby častíc plne potvrdzuje vlastnosti.
Toto sú hlavné fyzicka charakteristika pre kovy, ktoré sú presne vysvetlené a určené schémou tvorby kovovej väzby. Tento spôsob spájania atómov je relevantný najmä pre kovové prvky a ich zliatiny. Teda pre nich v pevnom a kvapalnom skupenstve.
Chemická väzba kovového typu
V čom spočíva jeho zvláštnosť? Ide o to, že takáto väzba sa nevytvára v dôsledku rozdielne nabitých iónov a ich elektrostatickej príťažlivosti a nie v dôsledku rozdielu v elektronegativite a prítomnosti voľných elektrónových párov. To znamená, že iónové, kovové, kovalentné väzby majú mierne odlišnú povahu a charakteristické črty viazaných častíc.
Všetky kovy majú nasledujúce vlastnosti:
- malý počet elektrónov na (okrem niektorých výnimiek, ktoré môžu mať 6, 7 a 8);
- veľký atómový polomer;
- nízka ionizačná energia.
To všetko prispieva k ľahkému oddeleniu vonkajších nepárových elektrónov od jadra. Atóm má zároveň veľa voľných orbitálov. Diagram tvorby kovovej väzby presne ukáže vzájomné prekrytie početných orbitálnych buniek rôznych atómov, ktoré v dôsledku toho tvoria spoločný intrakryštalický priestor. Z každého atómu sa do nej privádzajú elektróny, ktoré začnú voľne putovať rôznymi časťami mriežky. Každý z nich sa pravidelne pripája k iónu na mieste v kryštáli a mení ho na atóm, potom sa opäť odpája a vytvára ión.
Kovová väzba je teda väzba medzi atómami, iónmi a voľnými elektrónmi v bežnom kovovom kryštáli. Elektrónový oblak, ktorý sa voľne pohybuje v štruktúre, sa nazýva „elektrónový plyn“. To vysvetľuje väčšinu kovov a ich zliatin.
Ako presne sa kovová chemická väzba realizuje? Možno uviesť rôzne príklady. Skúsme sa na to pozrieť na kúsku lítia. Aj keď to vezmete o veľkosti hrášku, budú tam tisíce atómov. Predstavme si teda, že každý z týchto tisícov atómov odovzdá svoj jediný valenčný elektrón spoločnému kryštalickému priestoru. Zároveň, keď poznáte elektronickú štruktúru daného prvku, môžete vidieť počet prázdnych orbitálov. Lítium ich bude mať 3 (p-orbitály druhej energetickej hladiny). Tri pre každý atóm z desiatok tisíc - toto je spoločný priestor vo vnútri kryštálu, v ktorom sa „elektrónový plyn“ voľne pohybuje.
Látka s kovovou väzbou je vždy silná. Koniec koncov, elektrónový plyn neumožňuje kryštálu kolaps, ale iba premiestňuje vrstvy a okamžite ich obnovuje. Leskne sa, má určitú hustotu (zvyčajne vysokú), tavivosť, tvárnosť a plasticitu.
Kde inde sa predáva kovové lepenie? Príklady látok:
- kovy vo forme jednoduchých štruktúr;
- všetky kovové zliatiny navzájom;
- všetky kovy a ich zliatiny v tekutom a pevnom stave.
Konkrétnych príkladov je jednoducho neskutočné množstvo, keďže v periodickej tabuľke je viac ako 80 kovov!
Kovová väzba: mechanizmus tvorby
Ak to zvážime vo všeobecnosti, hlavné body sme už načrtli vyššie. Prítomnosť voľných elektrónov a elektrónov, ktoré sa ľahko oddelia od jadra v dôsledku nízkej ionizačnej energie, sú hlavnými podmienkami pre vznik tohto typu väzby. Ukazuje sa teda, že sa realizuje medzi nasledujúcimi časticami:
- atómy v miestach kryštálovej mriežky;
- voľné elektróny, ktoré boli valenčnými elektrónmi v kove;
- ióny v miestach kryštálovej mriežky.
Výsledkom je kovová väzba. Mechanizmus vzniku je všeobecne vyjadrený nasledovným zápisom: Me 0 - e - ↔ Me n+. Z diagramu je zrejmé, aké častice sú prítomné v kovovom kryštáli.
Samotné kryštály môžu mať rôzne tvary. Závisí to od konkrétnej látky, s ktorou máme dočinenia.
Druhy kovových kryštálov
Táto štruktúra kovu alebo jeho zliatiny sa vyznačuje veľmi hustým zhlukom častíc. Poskytujú ho ióny v kryštálových uzloch. Samotné mriežky môžu mať v priestore rôzne geometrické tvary.
- Telesocentrická kubická mriežka - alkalické kovy.
- Šesťhranná kompaktná štruktúra - všetky alkalické zeminy okrem bária.
- Face-centric kubický - hliník, meď, zinok, veľa prechodných kovov.
- Ortuť má romboedrickú štruktúru.
- Tetragonálny - indium.
Čím nižšie a nižšie sa nachádza v periodickom systéme, tým zložitejšie je jeho balenie a priestorová organizácia kryštálu. V tomto prípade je pri konštrukcii kryštálu rozhodujúca kovová chemická väzba, ktorej príklady možno uviesť pre každý existujúci kov. Zliatiny majú vo vesmíre veľmi rôznorodé organizácie, z ktorých niektoré ešte neboli úplne preskúmané.
Komunikačná charakteristika: nesmerová
Kovalentné a kovové väzby majú jednu veľmi výraznú charakteristický znak. Na rozdiel od prvého nie je kovová väzba smerová. Čo to znamená? To znamená, že elektrónový oblak vo vnútri kryštálu sa pohybuje úplne voľne v rámci svojich hraníc v rôznych smeroch, každý elektrón je schopný pripojiť sa k absolútne akémukoľvek iónu v uzloch štruktúry. To znamená, že interakcia sa uskutočňuje rôznymi smermi. Preto hovoria, že kovová väzba je nesmerová.
Mechanizmus kovalentnej väzby zahŕňa tvorbu zdieľaných elektrónových párov, teda oblakov prekrývajúcich sa atómov. Navyše sa vyskytuje striktne pozdĺž určitej línie spájajúcej ich stredy. Preto hovoria o smere takéhoto spojenia.
Sýtosť
Táto charakteristika odráža schopnosť atómov mať obmedzenú alebo neobmedzenú interakciu s ostatnými. Kovalentné a kovové väzby sú teda podľa tohto ukazovateľa opäť protiklady.
Prvý je saturovateľný. Atómy podieľajúce sa na jej tvorbe majú presne definovaný počet valenčných vonkajších elektrónov, ktoré sa priamo podieľajú na tvorbe zlúčeniny. Nebude mať viac elektrónov, ako má. Preto je počet vytvorených väzieb obmedzený valenciou. Preto saturácia spojenia. Vďaka tejto vlastnosti má väčšina zlúčenín konštantné chemické zloženie.
Kovové a vodíkové väzby sú naopak nenasýtené. Je to spôsobené prítomnosťou mnohých voľných elektrónov a orbitálov vo vnútri kryštálu. Ióny tiež zohrávajú úlohu v miestach kryštálovej mriežky, z ktorých každý sa môže kedykoľvek stať atómom a znova iónom.
Ďalšou charakteristikou kovovej väzby je delokalizácia vnútorného elektrónového oblaku. Prejavuje sa to schopnosťou malého počtu zdieľaných elektrónov viazať na seba veľa atómových jadier kovov. To znamená, že hustota je akoby delokalizovaná, rozložená rovnomerne medzi všetky časti kryštálu.
Príklady tvorby väzieb v kovoch
Pozrime sa na niekoľko konkrétnych možností, ktoré ilustrujú, ako vzniká kovová väzba. Príklady látok sú:
- zinok;
- hliník;
- draslík;
- chróm.
Vznik kovovej väzby medzi atómami zinku: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. Atóm zinku má štyri energetické úrovne. Na základe elektronickej štruktúry má 15 voľných orbitálov - 3 v p-orbitáloch, 5 v 4 d a 7 v 4f. Elektronická štruktúra nasledujúce: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, celkovo je v atóme 30 elektrónov. To znamená, že dve voľné valenčné negatívne častice sa môžu pohybovať v rámci 15 priestranných a neobsadených orbitálov. A tak je to s každým atómom. Výsledkom je obrovský spoločný priestor pozostávajúci z prázdnych orbitálov a malého počtu elektrónov, ktoré spájajú celú štruktúru dohromady.
Kovová väzba medzi atómami hliníka: AL 0 - e - ↔ AL 3+. Trinásť elektrónov atómu hliníka sa nachádza na troch energetických úrovniach, ktorých majú zjavne nadbytok. Elektronická štruktúra: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Voľné orbitály - 7 kusov. Je zrejmé, že elektrónový oblak bude malý v porovnaní s celkovým vnútorným voľným priestorom v kryštáli.
Chrómová kovová väzba. Tento prvok je zvláštny svojou elektronickou štruktúrou. Na stabilizáciu systému totiž elektrón spadne zo 4s do 3d orbitálu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0 . Celkovo je 24 elektrónov, z toho šesť valenčných elektrónov. Sú to tí, ktorí idú do spoločného elektronického priestoru, aby vytvorili chemickú väzbu. Existuje 15 voľných orbitálov, čo je stále oveľa viac, ako je potrebné na vyplnenie. Preto je chróm tiež typickým príkladom kovu so zodpovedajúcou väzbou v molekule.
Jedným z najaktívnejších kovov, ktorý reaguje aj s obyčajnou vodou s ohňom, je draslík. Čo vysvetľuje tieto vlastnosti? Opäť mnohými spôsobmi - kovovým typom spojenia. Tento prvok má len 19 elektrónov, ale nachádzajú sa na 4 energetických úrovniach. Teda v 30 orbitáloch rôznych podúrovní. Elektronická štruktúra: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0 . Len dva s veľmi nízkou ionizačnou energiou. Voľne sa odtrhnú a idú do spoločného elektronického priestoru. Na jeden atóm pripadá 22 orbitálov na pohyb, to znamená veľmi veľký voľný priestor pre „elektrónový plyn“.
Podobnosti a rozdiely s inými typmi spojení
Vo všeobecnosti už bola táto otázka diskutovaná vyššie. Dá sa len zovšeobecniť a vyvodiť záver. Hlavné vlastnosti kovových kryštálov, ktoré ich odlišujú od všetkých ostatných typov spojení, sú:
- niekoľko typov častíc, ktoré sa zúčastňujú procesu väzby (atómy, ióny alebo atóm-ióny, elektróny);
- rôzne priestorové geometrické štruktúry kryštálov.
Kovové väzby majú s vodíkovými a iónovými väzbami spoločnú nenasýtenosť a nesmerovosť. S kovalentnou polárnou - silnou elektrostatickou príťažlivosťou medzi časticami. Oddelene od iónových - typ častíc v uzloch kryštálovej mriežky (ióny). S kovalentnými nepolárnymi - atómami v uzloch kryštálu.
Typy väzieb v kovoch rôznych stavov agregácie
Ako sme uviedli vyššie, kovová chemická väzba, ktorej príklady sú uvedené v článku, je vytvorená v dvoch stavov agregácie kovy a ich zliatiny: pevné a kvapalné.
Vzniká otázka: aký typ väzby je v kovových parách? Odpoveď: kovalentné polárne a nepolárne. Rovnako ako u všetkých zlúčenín, ktoré sú vo forme plynu. To znamená, že keď sa kov dlhodobo zahrieva a prechádza z pevného do tekutého stavu, väzby sa neprerušia a kryštalická štruktúra sa zachová. Keď však dôjde k prevodu kvapaliny do stavu pary, kryštál sa zničí a kovová väzba sa premení na kovalentnú.
V dôsledku elektrostatickej príťažlivosti medzi katiónom a aniónom sa vytvorí molekula.
Iónová väzba
Teóriu iónovej väzby navrhol o 1916 ᴦ. Nemecký vedec W. Kossel. Táto teória vysvetľuje vytváranie spojení medzi atómov typických kovov a atómov typický nekovy: CsF, CsCl, NaCl, KF, KCl, Na20 atď.
Podľa tejto teórie, keď sa vytvorí iónová väzba, atómy typických kovov sa vzdávajú elektrónov a atómy typických nekovov elektróny prijímajú.
V dôsledku týchto procesov sa atómy kovov premieňajú na kladne nabité častice, ktoré sa nazývajú kladné ióny alebo katióny; a nekovové atómy sa menia na záporné ióny - anióny. Náboj katiónu sa rovná počtu odovzdaných elektrónov.
Atómy kovov darujú elektróny svojej vonkajšej vrstve a výsledné ióny majú úplné elektronické štruktúry (predvonkajšia elektronická vrstva).
Veľkosť záporného náboja aniónu sa rovná počtu prijatých elektrónov.
Nekovové atómy akceptujú počet elektrónov, ktorý je pre nich mimoriadne dôležitý dokončenie elektronického oktetu (vonkajšia elektronická vrstva).
Napríklad: všeobecná schéma tvorby molekuly NaCl z atómov Na a C1: Na°-le = Na +1 Tvorba iónov
Сl°+1е - = Сl -
Na +1 + Cl - = Na + Cl -
Na°+ Сl°= Na + Сl - Zlúčenina iónov
· Väzba medzi iónmi sa bežne nazýva iónová väzba.
Zlúčeniny, ktoré pozostávajú z iónov, sa nazývajú iónové zlúčeniny.
Algebraický súčet nábojov všetkých iónov v molekule iónovej zlúčeniny sa musí rovnať nule, pretože každá molekula je elektricky neutrálna častica.
Medzi iónovými a kovalentnými väzbami neexistuje ostrá hranica. Iónová väzba môže byť považovaná za extrémny prípad polárnej kovalentnej väzby, pri ktorej vzniká spoločný elektrónový pár úplne sa pohybuje smerom k atómu s vyššou elektronegativitou.
Najtypickejšie atómy kovu majú vo svojej vonkajšej elektrónovej vrstve malý počet elektrónov (zvyčajne 1 až 3); tieto elektróny sa nazývajú valenčné elektróny. V atómoch kovov je sila väzby medzi valenčnými elektrónmi a jadrom nízka, to znamená, že atómy majú nízku ionizačnú energiu. To uľahčuje stratu valenčných elektrónov h premena atómov kovov na kladne nabité ióny (katióny):
Ме° -ne ® Ме n +
V kryštálovej štruktúre kovu majú valenčné elektróny schopnosť ľahko sa pohybovať z jedného atómu na druhý, čo vedie k zdieľaniu elektrónov všetkými susednými atómami. Zjednodušene je štruktúra kovového kryštálu znázornená nasledovne: v uzloch kryštálovej mriežky sú ióny Me n+ a atómy Me° a valenčné elektróny sa medzi nimi pohybujú relatívne voľne a vytvárajú spojenia medzi všetkými atómami a iónmi kov (obr. 3). Ide o špeciálny typ chemickej väzby nazývanej kovová väzba.
· Kovová väzba - väzba medzi atómami a iónmi kovov v kryštálovej mriežke, uskutočňovaná zdieľanými valenčnými elektrónmi.
Vďaka tomuto typu chemickej väzby majú kovy určitý súbor fyzikálnych a chemických vlastností, ktoré ich odlišujú od nekovov.
Ryža. 3. Schéma kryštálovej mriežky kovov.
Pevnosť kovovej väzby zabezpečuje stabilitu kryštálovej mriežky a plasticitu kovov (schopnosť podstúpiť rôzne spracovanie bez deštrukcie). Voľný pohyb valenčných elektrónov umožňuje kovom dobre viesť elektrinu a teplo. Schopnosť odrážať svetelné vlny (ᴛ.ᴇ. kovový lesk) sa vysvetľuje aj štruktúrou kryštálovej mriežky kovu.
Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, najcharakteristickejší fyzikálne vlastnosti kovy založené na prítomnosti kovovej väzby sú:
■kryštalická štruktúra;
■ kovový lesk a nepriehľadnosť;
■plasticita, kujnosť, tavivosť;
■vysoká elektrická a tepelná vodivosť; a sklon k tvorbe zliatin.
Kovová väzba - pojem a typy. Klasifikácia a vlastnosti kategórie "Kovové spojenie" 2017, 2018.
Samotný názov „kovová väzba“ naznačuje, že hovoríme o vnútornej štruktúre kovov. Atómy väčšiny kovov na vonkajšej energetickej úrovni obsahujú malý počet valenčných elektrónov v porovnaní s celkový počet vonkajšie energeticky blízke... .
Kovová väzba je založená na zdieľaní valenčných elektrónov, ktoré nepatria dvom, ale takmer všetkým atómom kovu v kryštáli. V kovoch je oveľa menej valenčných elektrónov ako voľných orbitálov. To vytvára podmienky pre voľný pohyb... .
Základné informácie o povahe chemických väzieb v kovoch možno získať na základe dvoch charakteristické znaky v porovnaní s kovalentnými a iónovými zlúčeninami. Kovy sa po prvé líšia od iných látok svojou vysokou elektrickou vodivosťou a... .
Významné informácie o povahe chemických väzieb v kovoch možno získať na základe dvoch ich charakteristických vlastností v porovnaní s kovalentnými a iónovými zlúčeninami. Kovy sa po prvé líšia od iných látok svojou vysokou elektrickou vodivosťou a... .
Molekula je najmenšia častica látky, ktorá má svoje chemické vlastnosti. Podľa teórie chemickej väzby stabilnému stavu prvku zodpovedá štruktúra s elektrónovým vzorcom vonkajšej hladiny s2p6 (argón, kryptón, radón a iné). Počas vzdelávania....
