Definícia chemickej väzby. chemická väzba

.

Viete, že atómy sa môžu navzájom spájať a vytvárať jednoduché aj zložité látky. V tomto prípade sa vytvárajú rôzne typy chemických väzieb: iónové, kovalentné (nepolárne a polárne), kovové a vodíkové. Jedna z najdôležitejších vlastností atómov prvkov, ktorá určuje, aký druh väzby sa medzi nimi vytvorí - iónová alebo kovalentná, - je elektronegativita, t.j. schopnosť atómov v zlúčenine priťahovať k sebe elektróny.

Podmienené kvantitatívne hodnotenie elektronegativity je dané škálou relatívnej elektronegativity.

V obdobiach existuje všeobecná tendencia rastu elektronegativity prvkov a v skupinách - ich pokles. Prvky elektronegativity sú usporiadané za sebou, na základe čoho je možné porovnávať elektronegativitu prvkov v rôznych obdobiach.

Typ chemickej väzby závisí od toho, aký veľký je rozdiel v hodnotách elektronegativity spojovacích atómov prvkov. Čím viac sa atómy prvkov tvoriacich väzbu líšia v elektronegativite, tým je chemická väzba polárnejšia. Je nemožné nakresliť ostrú hranicu medzi typmi chemických väzieb. Vo väčšine zlúčenín je typ chemickej väzby prechodný; napríklad vysoko polárna kovalentná chemická väzba je blízka iónovej väzbe. V závislosti od toho, ktorý z limitujúcich prípadov je svojou povahou bližšie k chemickej väzbe, sa označuje buď ako iónová alebo kovalentná polárna väzba.

Iónová väzba.

Iónová väzba vzniká interakciou atómov, ktoré sa navzájom výrazne líšia v elektronegativite. Napríklad typické kovy lítium (Li), sodík (Na), draslík (K), vápnik (Ca), stroncium (Sr), bárium (Ba) tvoria iónovú väzbu s typickými nekovmi, hlavne halogénmi.

Okrem halogenidov alkalických kovov vznikajú iónové väzby aj v zlúčeninách, ako sú alkálie a soli. Napríklad v hydroxide sodnom (NaOH) a sírane sodnom (Na2S04) existujú iónové väzby iba medzi atómami sodíka a kyslíka (zvyšok väzieb je kovalentný polárny).

Kovalentná nepolárna väzba.

Keď atómy interagujú s rovnakou elektronegativitou, molekuly sa tvoria s kovalentnou nepolárnou väzbou. Takáto väzba existuje v molekulách nasledujúcich jednoduchých látok: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2 . Chemické väzby v týchto plynoch vznikajú prostredníctvom spoločných elektrónových párov, t.j. keď sa zodpovedajúce elektrónové oblaky prekrývajú v dôsledku elektrón-jadrovej interakcie, ku ktorej dochádza, keď sa atómy približujú k sebe.

Pri zostavovaní elektronických vzorcov látok by sa malo pamätať na to, že každý spoločný elektrónový pár je podmieneným obrazom zvýšenej hustoty elektrónov, ktorá je výsledkom prekrývania zodpovedajúcich elektrónových oblakov.

kovalentná polárna väzba.

Počas interakcie atómov, ktorých hodnoty elektronegativity sa líšia, ale nie výrazne, dochádza k posunu spoločného elektrónového páru k viac elektronegatívnemu atómu. Toto je najbežnejší typ chemickej väzby, ktorý sa nachádza v anorganických aj organických zlúčeninách.

Kovalentné väzby plne zahŕňajú tie väzby, ktoré sú tvorené donorovo-akceptorovým mechanizmom, napríklad v hydróniových a amónnych iónoch.

Kovové spojenie.

Väzba, ktorá vzniká v dôsledku interakcie relatívne voľných elektrónov s kovovými iónmi, sa nazýva kovová väzba. Tento typ väzby je typický pre jednoduché látky – kovy.

Podstata procesu tvorby kovovej väzby je nasledovná: kovové atómy sa ľahko vzdávajú valenčných elektrónov a menia sa na kladne nabité ióny. Relatívne voľné elektróny, oddelené od atómu, sa pohybujú medzi kladnými kovovými iónmi. Vzniká medzi nimi kovová väzba, t. j. elektróny akoby stmelujú kladné ióny kryštálovej mriežky kovov.

Vodíková väzba.

Väzba, ktorá vzniká medzi atómami vodíka jednej molekuly a atómom silne elektronegatívneho prvku(O, N, F) iná molekula sa nazýva vodíková väzba.

Môže vzniknúť otázka: prečo presne vodík tvorí takú špecifickú chemickú väzbu?

Je to preto, že atómový polomer vodíka je veľmi malý. Okrem toho, keď je jeden elektrón vytesnený alebo úplne darovaný, vodík získava relatívne vysoký kladný náboj, vďaka čomu vodík jednej molekuly interaguje s atómami elektronegatívnych prvkov, ktoré majú čiastočný negatívny náboj, ktorý je súčasťou iných molekúl (HF, H20, NH3).

Pozrime sa na niekoľko príkladov. Zvyčajne zloženie vody reprezentujeme chemickým vzorcom H 2 O. Nie je to však úplne presné. Správnejšie by bolo označovať zloženie vody vzorcom (H 2 O) n, kde n \u003d 2.3.4 atď. Je to spôsobené tým, že jednotlivé molekuly vody sú vzájomne prepojené vodíkovými väzbami.

Vodíkové väzby sa zvyčajne označujú bodkami. Je oveľa slabšia ako iónová alebo kovalentná väzba, ale silnejšia ako zvyčajná medzimolekulová interakcia.

Prítomnosť vodíkových väzieb vysvetľuje nárast objemu vody s klesajúcou teplotou. Je to spôsobené tým, že s klesajúcou teplotou molekuly silnejú, a preto sa hustota ich „zbalenia“ znižuje.

Pri štúdiu organickej chémie vyvstala aj nasledujúca otázka: prečo sú teploty varu alkoholov oveľa vyššie ako teploty varu zodpovedajúcich uhľovodíkov? Vysvetľuje to skutočnosť, že vodíkové väzby sa tvoria aj medzi molekulami alkoholu.

K zvýšeniu teploty varu alkoholov dochádza aj v dôsledku zväčšovania ich molekúl.

Vodíková väzba je charakteristická aj pre mnohé iné organické zlúčeniny (fenoly, karboxylové kyseliny atď.). Z kurzov organickej chémie a všeobecnej biológie viete, že prítomnosť vodíkovej väzby vysvetľuje sekundárnu štruktúru proteínov, štruktúru dvojzávitnice DNA, t. j. fenomén komplementarity.

Všetky chemické zlúčeniny vznikajú vytvorením chemickej väzby. A v závislosti od typu spojovacích častíc sa rozlišuje niekoľko typov. Najzákladnejšie- sú to kovalentné polárne, kovalentné nepolárne, kovové a iónové. Dnes budeme hovoriť o iónoch.

V kontakte s

Čo sú to ióny

Vytvára sa medzi dvoma atómami - spravidla za predpokladu, že rozdiel v elektronegativite medzi nimi je veľmi veľký. Elektronegativita atómov a iónov sa odhaduje podľa Pollingovej stupnice.

Preto, aby sa správne zvážili charakteristiky zlúčenín, bol zavedený pojem ionicity. Táto charakteristika vám umožňuje určiť, koľko percent je konkrétna väzba iónová.

Zlúčeninou s najvyššou iónovou schopnosťou je fluorid cézny, v ktorom je približne 97 %. Charakteristická je iónová väzba pre látky tvorené atómami kovov nachádzajúcimi sa v prvej a druhej skupine tabuľky D.I. Mendelejev a atómy nekovov v šiestej a siedmej skupine tej istej tabuľky.

Poznámka! Stojí za zmienku, že neexistuje žiadna zlúčenina, v ktorej by bol vzťah výlučne iónový. Pre v súčasnosti objavené prvky je nemožné dosiahnuť taký veľký rozdiel v elektronegativite, aby sa získala 100% iónová zlúčenina. Preto definícia iónovej väzby nie je úplne správna, pretože sa v skutočnosti zvažujú zlúčeniny s čiastočnou iónovou interakciou.

Prečo bol tento pojem zavedený, ak takýto jav v skutočnosti neexistuje? Faktom je, že tento prístup pomohol vysvetliť mnohé nuansy vo vlastnostiach solí, oxidov a iných látok. Napríklad, prečo sú vysoko rozpustné vo vode a ich roztoky sú schopné viesť elektrický prúd. Nedá sa to vysvetliť z inej pozície.

Mechanizmus vzdelávania

Vytvorenie iónovej väzby je možné len vtedy, ak sú splnené dve podmienky: ak atóm kovu zúčastňujúci sa reakcie je schopný ľahko darovať elektróny, ktoré sú na poslednej energetickej úrovni, a atóm nekovu je schopný tieto elektróny prijať. Atómy kovov sú vo svojej podstate redukčné činidlá, to znamená, že sú schopné spätný ráz elektrónov.

Je to spôsobené tým, že na poslednej energetickej úrovni v kove môže byť jeden až tri elektróny a polomer samotnej častice je dosť veľký. Preto je sila interakcie jadra s elektrónmi na poslednej úrovni taká malá, že ju môžu ľahko opustiť. Pri neziskovkách je situácia úplne iná. Oni majú malý polomer a počet vlastných elektrónov na poslednej úrovni môže byť od troch do siedmich.

A interakcia medzi nimi a kladným jadrom je dosť silná, ale každý atóm má tendenciu dokončiť energetickú hladinu, takže nekovové atómy majú tendenciu získať chýbajúce elektróny.

A keď sa stretnú dva atómy – kov a nekov, dochádza k prechodu elektrónov z atómu kovu na atóm nekovu a vzniká chemická interakcia.

Schéma zapojenia

Obrázok jasne ukazuje, ako sa uskutočňuje tvorba iónovej väzby. Na začiatku sú neutrálne nabité atómy sodíka a chlóru.

Prvý má jeden elektrón v poslednej energetickej hladine, druhý má sedem. Ďalej elektrón prechádza zo sodíka na chlór a tvoria sa dva ióny. Ktoré sa navzájom spájajú a vytvárajú hmotu. Čo je to ión? Ión je nabitá častica, ktorá počet protónov sa nerovná počtu elektrónov.

Rozdiely od kovalentného typu

Iónová väzba vzhľadom na svoju špecifickosť nemá žiadny smer. Je to spôsobené skutočnosťou, že elektrické pole iónu je guľa, zatiaľ čo sa znižuje alebo zvyšuje rovnomerne v jednom smere, pričom sa riadi rovnakým zákonom.

Na rozdiel od kovalentnej, ktorá vzniká v dôsledku prekrývania elektrónových oblakov.

Druhý rozdiel je v tom kovalentná väzba je nasýtená. Čo to znamená? Počet elektronických cloudov, ktoré sa môžu zúčastniť interakcie, je obmedzený.

A v iónovej sa vďaka tomu, že elektrické pole má guľový tvar, môže kombinovať s neobmedzeným počtom iónov. Môžeme teda povedať, že nie je nasýtený.

Môže sa tiež vyznačovať niekoľkými ďalšími vlastnosťami:

1. Energia väzby je kvantitatívna charakteristika a závisí od množstva energie, ktorá sa musí vynaložiť na jej prerušenie. Závisí to od dvoch kritérií - dĺžka väzby a iónový náboj podieľajú sa na jej formovaní. Väzba je tým pevnejšia, čím kratšia je jej dĺžka a tým väčšie sú náboje iónov, ktoré ju tvoria.
2. Dĺžka – toto kritérium už bolo spomenuté v predchádzajúcom odseku. Závisí výlučne od polomeru častíc, ktoré sa podieľajú na tvorbe zlúčeniny. Polomer atómov sa mení nasledovne: perióda klesá so zvyšujúcim sa poradovým číslom a zvyšuje sa v skupine.

Látky s iónovou väzbou

Je charakteristický pre značný počet chemických zlúčenín. To je veľká časť všetkých solí, vrátane známej kuchynskej soli. Vyskytuje sa vo všetkých zlúčeninách, kde je prím kontakt medzi kovom a nekovom. Tu je niekoľko príkladov látok s iónovou väzbou:

• chlorid sodný a draselný,
• fluorid cézny,
• oxid horečnatý.

Môže sa objaviť aj v komplexných zlúčeninách.

Napríklad síran horečnatý.

Tu je vzorec látky s iónovými a kovalentnými väzbami:

Iónová väzba sa vytvorí medzi iónmi kyslíka a horčíka, ale síry a sú vzájomne prepojené už pomocou kovalentnej polárnej.

Z čoho môžeme vyvodiť záver, že iónová väzba je charakteristická pre zložité chemické zlúčeniny.

Čo je to iónová väzba v chémii

Druhy chemickej väzby - iónová, kovalentná, kovová

Záver

Vlastnosti priamo závislé od zariadenia kryštálová mriežka. Preto sú všetky zlúčeniny s iónovou väzbou vysoko rozpustné vo vode a iných polárnych rozpúšťadlách, vedú a sú dielektrikami. Zároveň sú dosť žiaruvzdorné a krehké. Vlastnosti týchto látok sa často využívajú pri konštrukcii elektrických spotrebičov.

C 2s 2 2p 2 C + 1e \u003d C -

O 2s 2 2p 4 O -1e \u003d O +

Iné vysvetlenie vzniku trojitej väzby v molekule CO je možné.

Neexcitovaný atóm uhlíka má 2 nepárové elektróny, ktoré môžu tvoriť 2 spoločné elektrónové páry s 2 nepárovými elektrónmi atómu kyslíka (mechanizmom výmeny). Avšak 2 párové p-elektróny prítomné v atóme kyslíka môžu tvoriť trojitú chemickú väzbu, pretože v atóme uhlíka je jedna nevyplnená bunka, ktorá môže prijať tento pár elektrónov.

Trojitá väzba vzniká podľa mechanizmu donor-akceptor, smer šípky je od donoru kyslíka k akceptoru – uhlíku.

Rovnako ako N 2 - CO má vysokú disociačnú energiu (1069 kJ), je slabo rozpustný vo vode a je chemicky inertný. CO je bezfarebný plyn bez zápachu, indiferentný, netvoriaci soli, za normálnych podmienok neinteraguje s kyslými zásadami a vodou. Jedovatý, pretože interaguje so železom, ktoré je súčasťou hemoglobínu. Pri zvýšení teploty alebo ožiarenia vykazuje vlastnosti redukčného činidla.

Potvrdenie:

v priemysle

C02 + C" 2CO

2C + 02® 2CO

v laboratóriu: H2S04, t

HCOOH® CO + H20;

H2SO4t

H2C204® CO + CO2 + H20.

CO reaguje len pri vysokých teplotách.

Molekula CO má vysokú afinitu ku kyslíku, horí za vzniku CO 2:

CO + 1 / 2O 2 \u003d CO 2 + 282 kJ / mol.

Pre svoju vysokú afinitu ku kyslíku sa CO používa ako redukčné činidlo pre oxidy mnohých ťažkých kovov (Fe, Co, Pb atď.).

CO + Cl2 = COCl2 (fosgén)

CO + NH3® HCN + H20 H-CºN

CO + H20" CO2 + H2

CO + S® COS

Najväčší záujem sú o karbonyly kovov (používané na získanie čistých kovov). Chemická väzba mechanizmom donor-akceptor, dochádza k prekrývaniu p pri datívnom mechanizme.

5CO + Fe ® (pentakarbonyl železa)

Všetky karbonyly sú diamagnetické látky, vyznačujúce sa nízkou pevnosťou, pri zahrievaní sa karbonyly rozkladajú

→ 4CO + Ni (karbonyl niklu).

Podobne ako CO, aj karbonyly kovov sú toxické.

Chemická väzba v molekule CO 2

V molekule CO2 sp- hybridizácia atómu uhlíka. Dva sp-hybridné orbitály tvoria 2 s-väzby s atómami kyslíka a zvyšné nehybridizované p-orbitály uhlíka tvoria p-väzby s dvoma p-orbitálmi atómov kyslíka, ktoré sú umiestnené v rovinách navzájom kolmých.

O ═ S ═ O

Pod tlakom 60 atm. a izbovej teplote CO 2 kondenzuje na bezfarebnú kvapalinu. Pri silnom ochladzovaní tekutý CO 2 stuhne na bielu snehovú hmotu, ktorá sublimuje pri P = 1 atm at = 195 K (-78 °). Stlačená tuhá hmota sa nazýva suchý ľad, CO 2 nepodporuje spaľovanie. Spaľuje iba látky, ktorých afinita ku kyslíku je vyššia ako afinita uhlíka: napr.

2Mg + C02® 2MgO + C.

CO2 reaguje s NH3:

CO 2 + 2NH 3 \u003d CO (NH 2) 2 + H20

(karbamid, močovina)

2CO 2 + 2Na 2 O 2 ® 2Na 2 CO 3 + O 2

Močovina sa rozkladá vodou:

CO (NH 2) 2 + 2H 2 O ® (NH 4) 2 CO 3 → 2NH 3 + CO 2

Celulóza je sacharid, ktorý pozostáva zo zvyškov b-glukózy. Syntetizuje sa v rastlinách podľa nasledujúcej schémy

chlorofyl

6CO 2 + 6H 2 O ® C 6 H 12 O 6 + 6O 2 fotosyntéza glukózy

CO 2 sa získava technológiou:

2NaHC03® Na2C03 + H20 + CO2

z koksu C + O 2 ® CO 2

V laboratóriu (v Kippovom prístroji):

.

Kyselina uhličitá a jej soli

Oxid uhličitý, ktorý sa rozpúšťa vo vode, s ním čiastočne interaguje a vytvára kyselinu uhličitú H 2 CO 3; nastolí sa rovnováha:

K 1 \u003d 4 × 10 -7 K 2 \u003d 4,8 × 10 -11 je slabá, nestabilná, dvojsýtna kyselina obsahujúca kyslík. Hydrokarbonáty sú rozpustné v H 2 O. Uhličitany sú nerozpustné vo vode, okrem uhličitanov alkalických kovov, Li 2 CO 3 a (NH 4) 2 CO 3. Kyslé soli kyseliny uhličitej sa získavajú prechodom nadbytku CO2 do vodného roztoku uhličitanu:

alebo postupným (po kvapkách) pridávaním silnej kyseliny do nadbytku vodného roztoku uhličitanu:

Na2C03 + HNO3® NaHC03 + NaN03

Pri interakcii s alkáliami alebo zahrievaním (kalcinovaním) sa kyslé soli menia na stredné:

Soli sa hydrolyzujú podľa rovnice:

ja inscenujem

V dôsledku úplnej hydrolýzy sa z vodných roztokov nedajú izolovať uhličitany Gr 3+, Al 3+, Ti 4+, Zr 4+ a iné.

Praktický význam majú soli - Na 2 CO 3 (sóda), CaCO 3 (krieda, mramor, vápenec), K 2 CO 3 (potaš), NaHCO 3 (jedlá sóda), Ca (HCO 3) 2 a Mg (HCO 3 ) 2 určiť uhličitanovú tvrdosť vody.

Sirouhlík (CS 2)

Pri zahriatí (750-1000°C) uhlík reaguje so sírou, pričom vzniká sírouhlík, organické rozpúšťadlo (bezfarebná prchavá kvapalina, reaktívna látka), horľavé a prchavé.

Pary CS 2 sú jedovaté, používajú sa na fumigáciu (fumigáciu) sýpok proti škodcom, vo veterinárnej medicíne sa používa na liečbu ascariázy koní. V technológii - rozpúšťadlo pre živice, tuky, jód.

So sulfidmi kovov tvorí CS 2 soli kyseliny tiokarbónovej - tiokarbonáty.

Táto reakcia je podobná procesu

Tiokarbonáty- žlté kryštalické pevné látky. Pri pôsobení kyselín na ne sa uvoľňuje voľná kyselina tiokarbónová.

Je stabilnejší ako H 2 CO 3 a pri nízkej teplote sa uvoľňuje z roztoku vo forme žltej olejovitej kvapaliny, ľahko sa rozkladá na:

Zlúčeniny uhlíka s dusíkom (CN) 2 alebo C2N2 - dicyan, vysoko horľavý bezfarebný plyn. Čistý suchý kyanid sa získava zahrievaním chloridu ortutnatého s kyanidom ortutnatým.

HgCl2 + Hg(CN)2 ® Hg2Cl2 + (CN)2

Ďalšie spôsoby, ako získať:

4HCNg + 022(CN)2 + 2H20

2HCN g + Cl2(CN)2 + 2HCl

Dikyán je svojimi vlastnosťami podobný halogénom v molekulárnej forme X2. Takže v alkalickom prostredí, ako sú halogény, je to neprimerané:

(CN)2 + 2NaOH = NaCN + NaOCN

Kyanovodík- HCN (), kovalentná zlúčenina, plyn, ktorý sa rozpúšťa vo vode za vzniku kyseliny kyanovodíkovej (bezfarebná kvapalina a jej soli sú extrémne jedovaté). Získajte:

Kyanovodík sa v priemysle získava katalytickými reakciami.

2CH4 + 302 + 2NH3®2HCN + 6H20.

Soli kyseliny kyanovodíkovej - kyanidy, podliehajú silnej hydrolýze. CN - - ión izoelektronický k molekule CO, je obsiahnutý ako ligand vo veľkom množstve komplexov d-prvkov.

Manipulácia s kyanidom si vyžaduje prísne opatrenia. V poľnohospodárstve sa používajú na boj proti obzvlášť nebezpečným hmyzím škodcom.

Kyanidy získajú:

Zlúčeniny uhlíka s negatívnym oxidačným stavom:

1) kovalentný (SiC karborundum) ;

2) iónovo-kovalentné;

3) karbidy kovov.

Iónovo-kovalentné rozkladajú sa vodou s uvoľňovaním plynu, v závislosti od toho, ktorý plyn sa uvoľňuje, sa delia na:

metanoidy(CH 4 vyniká)

Al4C3 + 12H20®4Al (OH)3 + 3CH4

acetylenidy(zabezpečený C2H2)

H 2 C 2 + AgNO 3 ® Ag 2 C 2 + HNO 3

Karbidy kovov sú zlúčeniny stechiometrického zloženia tvorené prvkami skupín 4, 7, 8 zavedením atómov Me do kryštálovej mriežky uhlíka.

chémia kremíka

Rozdiel medzi chémiou kremíka a uhlíka je spôsobený veľkou veľkosťou jeho atómu a možnosťou využitia 3d orbitálov. Z tohto dôvodu sú väzby Si - O - Si, Si - F silnejšie ako väzby uhlíka.

Pre kremík sú známe oxidy zloženia SiO a Si0 2. Oxid kremičitý existuje len v plynnej fáze pri vysokých teplotách v inertnej atmosfére; ľahko sa oxiduje kyslíkom za vzniku stabilnejšieho oxidu Si02.

2SiO + O2t®2Si02

Si02- oxid kremičitý, má niekoľko kryštalických modifikácií. Nízkoteplotný - kremeň, má piezoelektrické vlastnosti. Prírodné odrody kremeňa: horský krištáľ, topaz, ametyst. Odrody oxidu kremičitého - chalcedón, opál, achát, piesok.

Je známa široká škála silikátov (presnejšie oxosilikátov). Ich štruktúra má spoločný vzor: všetky pozostávajú zo SiO 4 4-tetraérov, ktoré sú navzájom spojené cez atóm kyslíka.

Kombinácie štvorstenov môžu byť spojené do reťazí, pások, sietí a rámov.

Dôležité prírodné silikáty 3MgO×H 2 O×4SiO 2 mastenec, 3MgO×2H 2 O×2SiO 2 azbest.

Podobne ako Si02, kremičitany sa vyznačujú (amorfným) sklovitým stavom. Riadenou kryštalizáciou je možné získať jemne kryštalický stav - sklokeramika - materiály so zvýšenou pevnosťou. V prírode sú bežné hlinitokremičitany - ortokremičitany, niektoré atómy Si sú nahradené Al, napríklad Na 12 [(Si,Al)O 4 ] 12.

Najodolnejší halogenid SiF 4 sa rozkladá iba pôsobením elektrického výboja.

Kyselina hexafluorokremičitá (podobná sila ako H 2 SO 4).

(SiS 2) n - polymérna látka, rozkladaná vodou:

Kyseliny kremičité.

Zodpovedajúce kyseliny kremičité SiO 2 nemajú špecifické zloženie, zvyčajne sa píšu ako xH 2 O ySiO 2 - polymérne zlúčeniny

Známe:

H 2 SiO 3 (H 2 O × SiO 2) - metakremík (v skutočnosti neexistuje)

H 4 SiO 4 (2H 2 O × SiO 2) - ortokremičitý (najjednoduchší v skutočnosti existujúci iba v roztoku)

H 2 Si 2 O 5 (H 2 O × 2SiO 2) - dimetosilikón.

Kyseliny kremičité sú slabo rozpustné látky, H 4 SiO 4 sa vyznačuje koloidným stavom, keďže kyselina je slabšia ako kyselina uhličitá (Si je menej kovový ako C).

Vo vodných roztokoch kyselina ortokremičitá kondenzuje, čo vedie k tvorbe polykremičitých kyselín.

Silikáty - soli kyselín kremičitých, nerozpustné vo vode, okrem kremičitanov alkalických kovov.

Rozpustné kremičitany sa hydrolyzujú podľa rovnice

Rôsolovité roztoky sodných solí polykremičitých kyselín sa nazývajú "tekuté sklo". Široko používané ako silikátové lepidlo a ako prostriedok na ochranu dreva.

Fúziou Na 2 CO 3, CaCO 3 a SiO 2 vzniká sklo, ktoré je podchladeným vzájomným roztokom solí polykremičitých kyselín.

6SiO 2 + Na 2 CO 3 + CaCO 3 ® Na 2 O × CaO × 6SiO 2 + 2CO 2 Kremičitan sa zapisuje ako zmesný oxid.

Silikáty sa najviac používajú v stavebníctve. 1. miesto na svete vo výrobe silikátových výrobkov - cement, 2. - tehla, 3. - sklo.

Stavebná keramika - obklady, keramické rúry. Na výrobu sanitárnej keramiky - sklo, porcelán, fajansa, hlinená keramika.

Je známe, že elektrónové obaly obsahujú osem vonkajších elektrónov, z ktorých dva sú umiestnené na s- orbitály a šesť - na R-orbitály, majú zvýšená stabilita. Zhodujú sa inertné plyny : neón, argón, kryptón, xenón, radón (nájdite ich v periodickej tabuľke). Ešte stabilnejší je atóm hélia, ktorý obsahuje len dva elektróny. Atómy všetkých ostatných prvkov majú tendenciu približovať sa svojej elektronickej konfigurácii k elektronickej konfigurácii najbližšieho inertného plynu. Dá sa to urobiť dvoma spôsobmi – pridelením alebo pridaním elektrónov na vonkajšiu úroveň.

Pre atóm sodíka, ktorý má len jeden nepárový elektrón, je výhodnejšie ho rozdať, čím atóm dostane náboj (stane sa iónom) a získa elektrónovú konfiguráciu inertného neónového plynu.

Atómu chlóru chýba iba jeden elektrón od konfigurácie najbližšieho inertného plynu, takže má tendenciu získať elektrón.

Každý prvok má vo väčšej alebo menšej miere schopnosť priťahovať elektróny, čo je číselne charakterizované hodnotou elektronegativita. V súlade s tým, čím väčšia je elektronegativita prvku, tým silnejšie priťahuje elektróny a tým výraznejšie sú jeho oxidačné vlastnosti.

Túžba atómov získať stabilný elektrónový obal vysvetľuje dôvod vzniku molekúl.

Definícia

chemická väzba- ide o interakciu atómov, ktorá určuje stabilitu chemickej molekuly alebo kryštálu ako celku.

TYPY CHEMICKÝCH VIAZAC

Existujú 4 hlavné typy chemickej väzby:

Zvážte interakciu dvoch atómov s rovnakými hodnotami elektronegativity, napríklad dvoch atómov chlóru. Každý z nich má sedem valenčných elektrónov. Chýba im jeden elektrón od elektrónovej konfigurácie najbližšieho inertného plynu.

Priblíženie dvoch atómov na určitú vzdialenosť vedie k vytvoreniu spoločného elektrónového páru, ktorý súčasne patrí obom atómom. Tento zdieľaný pár je chemická väzba. To isté sa deje v prípade molekuly vodíka. Vodík má len jeden nepárový elektrón a ku konfigurácii najbližšieho inertného plynu (hélia) mu chýba ešte jeden elektrón. Dva atómy vodíka teda pri priblížení vytvoria jeden spoločný elektrónový pár.

Definícia

Väzba medzi nekovovými atómami, ku ktorej dochádza pri interakcii elektrónov za vzniku spoločných elektrónových párov, sa nazýva kovalentný.

Ak majú interagujúce atómy rovnaké hodnoty elektronegativity, spoločný elektrónový pár patrí rovnako obom atómom, to znamená, že je v rovnakej vzdialenosti od oboch atómov. Táto kovalentná väzba sa nazýva nepolárne.

Definícia

Kovalentná nepolárna väzba- chemická väzba medzi atómami nekovov s rovnakými alebo blízkymi hodnotami elektronegativity. V tomto prípade spoločný elektrónový pár rovnako patrí obom atómom, nie je pozorovaný žiadny posun v hustote elektrónov.

Kovalentná nepolárna väzba prebieha v jednoduchých nekovových látkach: $\mathrm(O)_2, \mathrm(N)_2, \mathrm(Cl)_2, \mathrm(P)_4, \mathrm(O)_3 $. Pri interakcii atómov s rôznymi hodnotami elektronegativity, ako je vodík a chlór, sa spoločný elektrónový pár posunie smerom k atómu s väčšou elektronegativitou, teda smerom k chlóru. Atóm chlóru získava čiastočne záporný náboj a atóm vodíka čiastočne kladný náboj. Toto je príklad kovalentnej polárnej väzby.

Definícia

Väzba tvorená nekovovými prvkami s rôznou elektronegativitou sa nazýva tzv kovalentná polárna. V tomto prípade sa hustota elektrónov posúva smerom k elektronegatívnejšiemu prvku.

Molekula, v ktorej sú oddelené centrá kladných a záporných nábojov, sa nazývajú dipól. Polárna väzba prebieha medzi atómami s rôznou, ale nie veľmi odlišnou elektronegativitou, napríklad medzi rôznymi nekovmi. Príkladmi zlúčenín s polárnymi kovalentnými väzbami sú zlúčeniny nekovov navzájom, ako aj rôzne ióny obsahujúce atómy nekovov $(\mathrm(NO)_3–, \mathrm(CH)_3\mathrm(COO)– )$. Medzi organickými látkami je obzvlášť veľa kovalentných polárnych zlúčenín.

Ak je rozdiel v elektronegativite prvkov veľký, nedôjde len k posunu elektrónovej hustoty, ale k úplnému prenosu elektrónu z jedného atómu na druhý. Uvažujme o tom pomocou fluoridu sodného NaF ako príkladu. Ako sme videli skôr, atóm sodíka má tendenciu darovať jeden elektrón, zatiaľ čo atóm fluóru je pripravený ho prijať. To sa dá ľahko dosiahnuť ich interakciou, ktorá je sprevádzaná prenosom elektrónu.

V tomto prípade atóm sodíka úplne prenesie svoj elektrón na atóm fluóru: sodík stratí elektrón a nabije sa kladne a chlór získa elektrón a nabije sa záporne.

Definícia

Atómy a skupiny atómov, ktoré nesú náboj, sa nazývajú ióny.

Vo výslednej molekule - chlorid sodný $Na^+F^-$ - sa väzba uskutočňuje v dôsledku elektrostatickej príťažlivosti opačne nabitých iónov. Takéto spojenie je tzv iónový. Realizuje sa medzi typickými kovmi a nekovmi, teda medzi atómami s veľmi rozdielnymi hodnotami elektronegativity.

Definícia

Iónová väzba vznikajú vďaka silám elektrostatickej príťažlivosti medzi opačne nabitými iónmi - katiónmi a aniónmi.

Existuje iný typ pripojenia - kovové charakteristické pre jednoduché látky - kovy. Vyznačuje sa priťahovaním čiastočne ionizovaných atómov kovu a valenčných elektrónov, čím sa vytvára jeden elektrónový oblak ("elektrónový plyn"). Valenčné elektróny v kovoch sú delokalizované a patria súčasne ku všetkým atómom kovu a voľne sa pohybujú po kryštáli. Spojenie je teda multicentrické. V prechodných kovoch je kovová väzba čiastočne kovalentná, pretože je doplnená prekrývaním d-orbitálov preexternej vrstvy čiastočne vyplnenej elektrónmi. Kovy tvoria kovové kryštálové mriežky. Podrobne je popísaná v téme "Kovová väzba a jej vlastnosti".

medzimolekulové interakcie

Príklad silnej medzimolekulovej interakcie

je vodíktoto spojenie, vytvorený medzi atómom vodíka jednej molekuly a atómom s vysokou elektronegativitou ($\mathrm(F)$, $\mathrm(O)$, $\mathrm(N)$). Príkladom vodíkovej väzby je interakcia molekúl vody $\mathrm(O)_2\mathrm(O)…\mathrm(OH)_2$, molekúl amoniaku a vody $\mathrm(H)_3\mathrm(N)… \mathrm(OH) _2$, metanol a voda $\mathrm(CH)_3\mathrm(OH)…\mathrm(OH)_2$, ako aj rôzne časti molekúl bielkovín, polysacharidy, nukleové kyseliny.

Ďalším príkladom medzimolekulovej interakcie je van der Waalsove sily, ktoré vznikajú pri polarizácii molekúl a tvorbe dipólov. Spôsobujú väzbu medzi vrstvami atómov vo vrstvených kryštáloch (ako je štruktúra grafitu).

Charakteristika chemickej väzby

Chemická väzba je charakterizovaná dĺžka, energia, smer a sýtosti(každý atóm môže tvoriť obmedzený počet väzieb). Multiplicita väzby sa rovná počtu spoločných elektrónových párov. Tvar molekúl je určený typom elektrónových oblakov podieľajúcich sa na tvorbe väzby, ako aj prítomnosťou alebo neprítomnosťou nezdieľaných elektrónových párov. Takže napríklad molekula $\mathrm(CO)_2$ je lineárna (neexistujú žiadne osamelé elektrónové páry), zatiaľ čo $\mathrm(H)_2\mathrm(O)$ a $\mathrm(SO)_2$ sú uhlové (existujú osamelé elektrónové páry).páry). Ak majú interagujúce atómy veľmi odlišné hodnoty elektronegativity, spoločný elektrónový pár je takmer úplne posunutý smerom k atómom s najvyššou elektronegativitou. Iónová väzba sa preto môže považovať za obmedzujúci prípad polárnej kovalentnej väzby, keď elektrón takmer úplne prešiel z jedného atómu na druhý. V skutočnosti nikdy nenastane úplné vytesnenie, to znamená, že neexistujú žiadne absolútne iónové látky. Napríklad v $\mathrm(NaCl)$ sú skutočné náboje na atómoch +0,92 a –0,92, nie +1 a –1.

Iónová väzba sa vyskytuje v zlúčeninách typických kovov s nekovmi a zvyškami kyselín, menovite v oxidoch kovov ($\mathrm(CaO)$, $\mathrm(Al)_2\mathrm(O)_3$), zásadách ($\ mathrm(NaOH )$, $\mathrm(Ca(OH))_2$) a soli ($\mathrm(NaCl)$, $\mathrm(K)_2\mathrm(S)$, $\mathrm(K)_2 \mathrm( SO)_4$, $\mathrm(NH)_4\mathrm(Cl)$, $\mathrm(CH)_3\mathrm(NH)_3^+$, $\mathrm(Cl^–)$).

mechanizmy tvorby chemickej väzby

Kryštály.

Existujú štyri typy chemických väzieb: iónové, kovalentné, kovové a vodíkové.

Iónový chemická väzba

Iónová chemická väzba - ide o väzbu, ktorá vzniká elektrostatickým priťahovaním katiónov k aniónom.

Ako viete, najstabilnejšia je taká elektrónová konfigurácia atómov, v ktorej bude na vonkajšej elektronickej úrovni 8 elektrónov, ako sú atómy vzácnych plynov (alebo 2 pre prvú energetickú úroveň). Pri chemických interakciách majú atómy tendenciu získať práve takúto stabilnú elektrónovú konfiguráciu a často to dosahujú buď v dôsledku pridávania valenčných elektrónov z iných atómov (redukčný proces), alebo v dôsledku vzdania sa svojich valenčných elektrónov (oxidačný proces). . Atómy, ktoré majú pripojené "cudzie" elektróny, sa menia na záporné ióny alebo anióny. Atómy, ktoré darujú svoje elektróny, sa premenia na kladné ióny alebo katióny. Je jasné, že medzi aniónmi a katiónmi vznikajú elektrostatické príťažlivé sily, ktoré ich udržia blízko seba, čím sa vytvorí iónová chemická väzba.

Keďže katióny tvoria hlavne atómy kovov a anióny - nekovové atómy, je logické usúdiť, že tento typ väzby je typický pre zlúčeniny typických kovov (prvky hlavných podskupín skupín I a II, okrem horčíka a berýlia Be ) s typickými nekovmi (prvky hlavnej podskupiny VII skupiny). Klasickým príkladom je tvorba halogenidov alkalických kovov (fluoridy, chloridy atď.). Zvážte napríklad schému tvorby iónovej väzby v chloride sodnom:

Dva opačne nabité ióny, viazané príťažlivými silami, nestrácajú schopnosť interagovať s opačne nabitými iónmi, v dôsledku čoho vznikajú zlúčeniny s iónovou kryštálovou mriežkou. Iónové zlúčeniny sú pevné, pevné, žiaruvzdorné látky s vysokou teplotou topenia.

Roztoky a taveniny väčšiny iónových zlúčenín sú elektrolyty. Tento typ väzby je charakteristický pre hydroxidy typických kovov a mnohé soli kyselín obsahujúcich kyslík. Pri vytvorení iónovej väzby však nenastáva ideálny (úplný) prechod elektrónov. Iónová väzba je extrémnym prípadom kovalentnej polárnej väzby.

V iónovej zlúčenine sú ióny prezentované akoby vo forme elektrických nábojov so sférickou symetriou elektrického poľa, ktorá rovnako klesá s rastúcou vzdialenosťou od centra náboja (iónu) v akomkoľvek smere. Interakcia iónov preto nezávisí od smeru, to znamená, že iónová väzba, na rozdiel od kovalentnej väzby, bude nesmerová.

Iónová väzba existuje aj v amónnych soliach, kde nie sú žiadne atómy kovov (ich úlohu zohráva amónny katión).

kovalentná chemická väzba