ковалентна връзка(от латински "с" заедно и "vales" валиден) се осъществява от електронна двойка, принадлежаща на двата атома. Образува се между атоми на неметали.

Електроотрицателността на неметалите е доста висока, така че при химично взаимодействиедва неметални атома, пълното прехвърляне на електрони от единия към другия (както в случая) е невъзможно. В този случай е необходимо обединяване на електрони.

Като пример, нека обсъдим взаимодействието на водородни и хлорни атоми:

H 1s 1 - един електрон

Cl 1s 2 2s 2 2 стр. 6 3 s2 3 стр. 5 - седем електрона във външното ниво

На всеки от двата атома липсва един електрон, за да има пълна външна електронна обвивка. И всеки от атомите разпределя „за обща употреба“ един електрон. По този начин правилото за октета е изпълнено. Най-добрият начин да представите това е с формулите на Люис:

Образуване на ковалентна връзка

Споделените електрони сега принадлежат и на двата атома. Водородният атом има два електрона (собствен и споделен електрон на хлорния атом), а хлорният атом има осем електрона (собствен плюс споделения електрон на водородния атом). Тези два споделени електрона образуват ковалентна връзка между водородните и хлорните атоми. Нарича се частицата, образувана при свързване на два атома молекула.

Неполярна ковалентна връзка

Между две може да се образува ковалентна връзка същотоатоми. Например:

Тази диаграма обяснява защо водородът и хлорът съществуват като двуатомни молекули. Благодарение на сдвояването и социализацията на два електрона е възможно да се изпълни правилото на октета и за двата атома.

В допълнение към единичните връзки може да се образува двойна или тройна ковалентна връзка, както например в молекулите на кислорода О2 или азота N2. Азотните атоми имат по пет валентни електрона, така че са необходими още три електрона за завършване на обвивката. Това се постига чрез споделяне на три двойки електрони, както е показано по-долу:

Ковалентни съединения - обикновено газове, течности или относително ниски точки на топене твърди вещества. Едно от редките изключения е диамантът, който се топи над 3500°C. Това се дължи на структурата на диаманта, която е непрекъсната решетка от ковалентно свързани въглеродни атоми, а не колекция от отделни молекули. Всъщност всеки диамантен кристал, независимо от неговия размер, е една огромна молекула.

Ковалентна връзка възниква, когато електроните на два неметални атома се съединят. Получената структура се нарича молекула.

Полярна ковалентна връзка

В повечето случаи има два ковалентно свързани атома различенелектроотрицателността и споделените електрони не принадлежат еднакво към два атома. През повечето време те са по-близо до един атом, отколкото до друг. В молекула на хлороводород, например, електроните, които образуват ковалентна връзка, са разположени по-близо до хлорния атом, тъй като неговата електроотрицателност е по-висока от тази на водорода. Разликата в способността за привличане на електрони обаче не е толкова голяма, че да има пълно прехвърляне на електрон от водороден атом към хлорен атом. Следователно връзката между водородните и хлорните атоми може да се разглежда като кръстоска между йонна връзка (пълен електронен трансфер) и неполярна ковалентна връзка (симетрично подреждане на двойка електрони между два атома). Частичният заряд на атомите е обозначен гръцка букваδ. Такава връзка се нарича полярна ковалентна връзка, а молекулата на хлороводорода се казва, че е полярна, тоест има положително зареден край (водороден атом) и отрицателно зареден край (хлорен атом).

Таблицата по-долу изброява основните видове връзки и примери за вещества:

Обменен и донорно-акцепторен механизъм на образуване на ковалентна връзка

1) Обменен механизъм. Всеки атом допринася с един несдвоен електрон към обща електронна двойка.

2) Донорно-акцепторен механизъм. Един атом (донор) осигурява електронна двойка, а друг атом (акцептор) осигурява празна орбитала за тази двойка.

Ориз. 2.1.Образуването на молекули от атоми се придружава от преразпределение на електроните на валентните орбиталии води до печалба в енергиятъй като енергията на молекулите е по-малка от енергията на невзаимодействащите атоми. Фигурата показва диаграма на образуването на неполярен ковалент химическа връзкамежду водородни атоми.

§2 Химическа връзка

При нормални условия молекулярното състояние е по-стабилно от атомното състояние. (фиг.2.1). Образуването на молекули от атоми се придружава от преразпределение на електроните във валентни орбитали и води до увеличаване на енергията, тъй като енергията на молекулите е по-малка от енергията на невзаимодействащите атоми(Приложение 3). Силите, които задържат атомите в молекулите, са получили обобщено име химическа връзка.

Химическата връзка между атомите се осъществява от валентни електрони и има електрическа природа . Има четири основни типа химическо свързване: ковалентен,йонен,металнии водород.

1 Ковалентна връзка

Химичната връзка, осъществявана от електронни двойки, се нарича атомна или ковалентна. . Съединенията с ковалентни връзки се наричат ​​атомни или ковалентни. .

При възникване на ковалентна връзка се получава припокриване на електронни облаци от взаимодействащи атоми, придружено от освобождаване на енергия (фиг. 2.1). В този случай между положително заредени атомни ядра възниква облак с повишена отрицателна плътност на заряда. Поради действието на кулоновите сили на привличане между противоположни заряди, увеличаването на плътността на отрицателния заряд благоприятства приближаването на ядрата.

Ковалентна връзка се образува от несдвоени електрони във външните обвивки на атомите . В този случай се образуват електрони с противоположни спинове електронна двойка(фиг. 2.2), общи за взаимодействащите атоми. Ако между атомите е възникнала една ковалентна връзка (една обща електронна двойка), тогава тя се нарича единична, дву-двойна и т.н.

Енергията е мярка за силата на химическата връзка. Е sv, изразходван за разрушаване на връзката (получаване на енергия по време на образуването на съединение от отделни атоми). Обикновено тази енергия се измерва за 1 mol веществаи се изразяват в килоджаули на mol (kJ ∙ mol -1). Енергията на единична ковалентна връзка е в диапазона от 200–2000 kJmol–1.

Ориз. 2.2.Ковалентната връзка е най-много обща формахимическа връзка, възникваща поради социализацията на електронна двойка чрез обменния механизъм (а), когато всеки от взаимодействащите атоми доставя един електрон, или чрез донорно-акцепторния механизъм (б)когато една електронна двойка е споделена от един атом (донор) на друг атом (акцептор).

Ковалентната връзка има свойства ситост и фокус . Под насищане на ковалентна връзка се разбира способността на атомите да образуват ограничен брой връзки със своите съседи, определена от броя на техните несдвоени валентни електрони. Насочеността на ковалентната връзка отразява факта, че силите, които държат атомите един до друг, са насочени по правата линия, свързваща атомните ядра. Освен това, ковалентната връзка може да бъде полярна или неполярна .

Кога неполярниПри ковалентна връзка електронен облак, образуван от обща двойка електрони, се разпределя в пространството симетрично по отношение на ядрата на двата атома. Между атомите се образува неполярна ковалентна връзка прости вещества, например, между еднакви атоми на газове, които образуват двуатомни молекули (O 2, H 2, N 2, Cl 2 и др.).

Кога полярниковалентна връзка електронна облачна връзка се измества към един от атомите. Образуването на полярна ковалентна връзка между атомите е характерно за сложните вещества. Като пример могат да служат молекули на летливи неорганични съединения: HCl, H 2 O, NH 3 и др.

Степента на изместване на обикновения електронен облак към един от атомите по време на образуването на ковалентна връзка (степен на полярност на връзката ) определя основно от таксата атомни ядраи радиус на взаимодействащи атоми .

Колкото по-голям е зарядът на атомното ядро, толкова по-силно то привлича облак от електрони. В същото време, колкото по-голям е атомният радиус, толкова по-слаби са външните електрони в близост до атомното ядро. Кумулативният ефект на тези два фактора се изразява в различната способност на различните атоми да „дърпат” облака от ковалентни връзки към себе си.

Способността на атом в молекула да привлича електрони към себе си се нарича електроотрицателност. . По този начин, електроотрицателността характеризира способността на атома да поляризира ковалентна връзка: колкото по-голяма е електроотрицателността на атома, толкова повече електронният облак на ковалентна връзка се измества към него .

Предложени са редица методи за количествено определяне на електроотрицателността. В същото време методът, предложен от американския химик Робърт С. Мъликен, който определя електроотрицателността  атом като половината от сумата от неговата енергия Е делектрон и енергиен афинитет Е иатомна йонизация:

. (2.1)

Йонизационна енергияна атом се нарича енергията, която трябва да се изразходва, за да се „откъсне“ електрон от него и да се отстрани на безкрайно разстояние. Йонизационната енергия се определя чрез фотойонизация на атоми или чрез бомбардиране на атоми с електрони, ускорени в електрическо поле. Тази най-малка стойност на енергията на фотоните или електроните, която става достатъчна за йонизацията на атомите, се нарича тяхната йонизационна енергия Е и. Обикновено тази енергия се изразява в електронни волтове (eV): 1 eV = 1,610 -19 J.

Атомите са най-склонни да раздадат външните си електрони. метали, които съдържат малък брой несдвоени електрони (1, 2 или 3) на външната обвивка. Тези атоми имат най-ниска йонизираща енергия. По този начин стойността на йонизационната енергия може да служи като мярка за по-голямата или по-малката „металност“ на елемента: колкото по-ниска е йонизационната енергия, толкова по-силна трябва да бъде изразена металниИмотиелемент.

В същата подгрупа на периодичната система от елементи на Д. И. Менделеев, с увеличаване на поредния номер на елемента, неговата йонизационна енергия намалява (Таблица 2.1), което е свързано с увеличаване на атомния радиус (Таблица 1.2), и , следователно, с отслабване на връзката на външните електрони с ядрото. За елементи от същия период енергията на йонизация нараства с увеличаване на серийния номер. Това се дължи на намаляване на атомния радиус и увеличаване на ядрения заряд.

Енергия Е д, който се освобождава, когато електрон е прикрепен към свободен атом, се нарича електронен афинитет(изразено също в eV). Освобождаването (вместо поглъщането) на енергия, когато зареден електрон е прикрепен към някои неутрални атоми, се обяснява с факта, че атомите с пълни външни обвивки са най-стабилни в природата. Следователно, за онези атоми, в които тези обвивки са „леко незапълнени“ (т.е. липсват 1, 2 или 3 електрона преди запълване), е енергийно полезно да прикрепят електрони към себе си, превръщайки се в отрицателно заредени йони 1 . Такива атоми включват, например, халогенни атоми (Таблица 2.1) - елементи от седмата група (основна подгрупа) на периодичната система на Д. И. Менделеев. Електронният афинитет на металните атоми обикновено е нулев или отрицателен, т.е. за тях е енергийно неблагоприятно да прикрепят допълнителни електрони, необходима е допълнителна енергия, за да ги задържат вътре в атомите. Електронният афинитет на неметалните атоми винаги е положителен и колкото по-голям е, толкова по-близо до благородния (инертен) газ се намира неметалът в периодична система. Това показва увеличение неметални свойствакогато наближаваме края на периода.

От всичко казано е ясно, че електроотрицателността (2.1) на атомите нараства в посока от ляво на дясно за елементи от всеки период и намалява в посока отгоре надолу за елементи от същата група на периодичния Менделеев система. Не е трудно обаче да се разбере, че за да се характеризира степента на полярност на ковалентна връзка между атомите, не е важна абсолютната стойност на електроотрицателността, а съотношението на електроотрицателността на атомите, образуващи връзката . Така на практика те използват относителните стойности на електроотрицателността(Таблица 2.1), приемайки електроотрицателността на лития като единица.

За да се характеризира полярността на ковалентна химична връзка, се използва разликата в относителната електроотрицателност на атомите. Обикновено връзката между атоми А и В се счита за чисто ковалентна, ако |  А – Б|0,5.

Ковалентна, йонна и метална са трите основни типа химически връзки.

Нека се запознаем повече с ковалентна химична връзка. Нека разгледаме механизма на неговото възникване. Да вземем за пример образуването на водородна молекула:

Сферично симетричен облак, образуван от 1s електрон, заобикаля ядрото на свободен водороден атом. Когато атомите се приближават един до друг на определено разстояние, техните орбитали частично се припокриват (виж фиг.), в резултат на това между центровете на двете ядра се появява молекулен двуелектронен облак, който има максимална електронна плътност в пространството между ядрата. С увеличаване на плътността на отрицателния заряд се наблюдава силно увеличаване на силите на привличане между молекулярния облак и ядрата.

И така, виждаме, че ковалентна връзка се образува от припокриващи се електронни облаци от атоми, което е придружено от освобождаване на енергия. Ако разстоянието между ядрата на атомите, приближаващи се до докосване, е 0,106 nm, то след припокриването на електронните облаци ще бъде 0,074 nm. Колкото по-голямо е припокриването на електронните орбитали, толкова по-силна е химическата връзка.

ковалентенНаречен химическо свързване, осъществявано от електронни двойки. Съединенията с ковалентна връзка се наричат хомеополярниили атомен.

Съществуват два вида ковалентна връзка: полярнии неполярни.

С неполярни ковалентна връзка, образувана от обща двойка електрони, електронният облак се разпределя симетрично по отношение на ядрата на двата атома. Пример могат да бъдат двуатомни молекули, които се състоят от един елемент: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 и други, в които електронната двойка принадлежи на двата атома еднакво.

При полярни При ковалентна връзка електронният облак се измества към атома с по-висока относителна електроотрицателност. Например, молекули на летливи неорганични съединения като H 2 S, HCl, H 2 O и др.

Образуването на HCl молекулата може да бъде представено по следния начин:

Защото относителната електроотрицателност на хлорния атом (2.83) е по-голяма от тази на водородния атом (2.1), електронната двойка се измества към хлорния атом.

В допълнение към обменния механизъм за образуване на ковалентна връзка - поради припокриване, има и донор-акцептормеханизма на неговото формиране. Това е механизъм, при който образуването на ковалентна връзка възниква поради двуелектронен облак на един атом (донор) и свободна орбитала на друг атом (акцептор). Нека разгледаме пример за механизма за образуване на амоний NH 4 + В молекулата на амоняка азотният атом има двуелектронен облак:

Водородният йон има свободна 1s орбитала, нека я означим като .

В процеса на образуване на амониевия йон, двуелектронният облак от азот става общ за азотни и водородни атоми, което означава, че се превръща в молекулен електронен облак. Следователно се появява четвърта ковалентна връзка. Процесът на образуване на амоний може да бъде представен по следния начин:

Зарядът на водородния йон се разпръсква между всички атоми и двуелектронният облак, който принадлежи към азота, става общ с водорода.

Имате ли някакви въпроси? Не знаете как да си направите домашното?
За да получите помощта на преподавател - регистрирайте се.
Първият урок е безплатен!

сайт, с пълно или частично копиране на материала е необходима връзка към източника.

Данните за енергията на йонизация (EI), PEI и състава на стабилните молекули - техните реални стойности и сравнения - както свободни атоми, така и атоми, свързани в молекули, ни позволяват да разберем как атомите образуват молекули чрез механизма на ковалентно свързване.

КОВАЛЕНТНА ВРЪЗКА- (от латинското "co" заедно и "vales", имащи сила) (хомеополярна връзка), химическа връзка между два атома, която възниква, когато електроните, принадлежащи на тези атоми, са споделени. Атомите в молекулите на простите газове са свързани чрез ковалентна връзка. Връзка, в която има една обща двойка електрони, се нарича единична; има и двойни и тройни връзки.

Нека разгледаме няколко примера, за да видим как можем да използваме нашите правила, за да определим броя на ковалентните химични връзки, които един атом може да образува, ако знаем броя на електроните във външната обвивка на даден атом и заряда на неговото ядро. Зарядът на ядрото и броят на електроните във външната обвивка се определят експериментално и са включени в таблицата на елементите.

Изчисляване на възможния брой ковалентни връзки

Например, нека преброим броя на ковалентните връзки, които натрият може да образува ( на),алуминий (Ал),фосфор (P)и хлор ( Cl). натрий ( на)и алуминий ( Ал)имат съответно 1 и 3 електрона на външната обвивка и, съгласно първото правило (за механизма на образуване на ковалентна връзка се използва един електрон на външната обвивка), те могат да образуват: натрий (не)- 1 и алуминий ( Ал)- 3 ковалентни връзки. След образуването на връзки, броят на електроните върху външните обвивки на натрия ( на)и алуминий ( Ал)равно съответно на 2 и 6; т.е. по-малко от максималното число (8) за тези атоми. фосфор ( п)и хлор ( Cl)имат съответно 5 и 7 електрона на външната обвивка и според втората от горните закономерности могат да образуват 5 и 7 ковалентни връзки. В съответствие с четвъртата закономерност, образуването на ковалентна връзка, броят на електроните във външната обвивка на тези атоми се увеличава с 1. Според шестата закономерност, когато се образува ковалентна връзка, броят на електроните във външната обвивка от свързаните атоми не може да бъде повече от 8. Тоест фосфор ( п)може да образува само 3 връзки (8-5 = 3), докато хлорът ( Cl)може да образува само един (8-7 = 1).

пример:въз основа на анализа установихме, че определено вещество се състои от натриеви атоми (не)и хлор ( Cl). Познавайки закономерностите на механизма на образуване на ковалентни връзки, можем да кажем, че натрият ( на) може да образува само 1 ковалентна връзка. По този начин можем да приемем, че всеки натриев атом ( на)свързан с хлорния атом ( Cl)чрез ковалентна връзка в това вещество и че това вещество е съставено от молекулите на атом NaCl. Структурната формула на тази молекула е: Na-Cl.Тук тире (-) означава ковалентна връзка. Електронната формула на тази молекула може да бъде показана по следния начин:
. .
Na:Cl:
. .
В съответствие с електронната формула, върху външната обвивка на натриевия атом ( на)в NaClима 2 електрона, а на външната обвивка на хлорния атом ( Cl)има 8 електрона. В тази формула електроните (точките) между натриевите атоми ( на)и хлор (Cl)са свързващи електрони. Тъй като PEI в хлор ( Cl)равно на 13 eV, а за натрий (не)тя е равна на 5,14 eV, свързващата двойка електрони е много по-близо до атома клотколкото към атом на. Ако йонизационните енергии на атомите, които образуват молекулата, са много различни, тогава образуваната връзка ще бъде полярниковалентна връзка.

Нека разгледаме друг случай. Въз основа на анализа установихме, че определено вещество се състои от алуминиеви атоми ( Ал)и хлорни атоми ( Cl). За алуминий ( Ал)във външната обвивка има 3 електрона; по този начин може да образува 3 ковалентни химични връзки, докато хлор (Cl), както и в предишния случай, може да образува само 1 връзка. Това вещество се представя като AlCl 3, а електронната му формула може да се илюстрира по следния начин:

Фигура 3.1. Електронна формулаAlCl 3

чиято формула е:
Cl - Al - Cl
кл

Тази електронна формула показва това AlCl 3върху външната обвивка на хлорни атоми ( кл) има 8 електрона, докато на външната обвивка на алуминиевия атом ( Ал)Те са 6. Според механизма на образуване на ковалентна връзка и двата свързващи електрона (по един от всеки атом) влизат във външните обвивки на свързаните атоми.

Множество ковалентни връзки

Атомите, които имат повече от един електрон във външната обвивка, могат да образуват не една, а няколко ковалентни връзки помежду си. Такива връзки се наричат ​​множество (по-често кратни) връзки. Примери за такива връзки са връзките на азотни молекули ( н= н) и кислород ( О=О).

Връзката, образувана при комбиниране на единични атоми, се нарича хомоатомна ковалентна връзка, напрАко атомите са различни, тогава връзката се нарича хетероатомна ковалентна връзка[Гръцките префикси „хомо“ и „хетеро“ означават съответно едно и също и различно].

Представете си как всъщност изглежда една молекула със сдвоени атоми. Най-простата молекула със сдвоени атоми е водородната молекула.

Рядко химични веществасе състоят от отделни, несвързани атоми на химични елементи. При нормални условия само малък брой газове, наречени благородни газове, имат такава структура: хелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Най-често химичните вещества не се състоят от различни атоми, а от техните комбинации в различни групи. Такива комбинации от атоми могат да включват няколко единици, стотици, хиляди или дори повече атоми. Силата, която задържа тези атоми в такива групи, се нарича химическа връзка.

С други думи, можем да кажем, че химическата връзка е взаимодействие, което осигурява свързването на отделни атоми в по-сложни структури (молекули, йони, радикали, кристали и др.).

Причината за образуването на химична връзка е, че енергията на по-сложните структури е по-малка от общата енергия на отделните атоми, които я образуват.

Така че, по-специално, ако XY молекула се образува по време на взаимодействието на X и Y атоми, това означава, че вътрешната енергия на молекулите на това вещество е по-ниска от вътрешната енергия на отделните атоми, от които е образувано:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Поради тази причина, когато се образуват химични връзки между отделните атоми, се освобождава енергия.

При образуването на химични връзки електроните на външния електронен слой с най-ниска енергия на свързване с ядрото, наречени валентност. Например, в бора това са електрони 2 енергийно ниво– 2 електрона на 2 с-орбитали и 1 по 2 стр-орбитали:

Когато се образува химическа връзка, всеки атом има тенденция да получи електронна конфигурация от атоми на благороден газ, т.е. така че във външния му електронен слой има 8 електрона (2 за елементи от първия период). Това явление се нарича правило на октета.

Възможно е атомите да постигнат електронната конфигурация на благороден газ, ако първоначално единичните атоми споделят част от своите валентни електрони с други атоми. В този случай се образуват общи електронни двойки.

В зависимост от степента на социализация на електроните могат да се разграничат ковалентни, йонни и метални връзки.

ковалентна връзка

Ковалентна връзка възниква най-често между атоми на неметални елементи. Ако атомите на неметали, образуващи ковалентна връзка, принадлежат към различни химични елементи, такава връзка се нарича ковалентна полярна връзка. Причината за това име се крие във факта, че атомите на различни елементи също имат различна способност да привличат обща електронна двойка към себе си. Очевидно това води до изместване на общата електронна двойка към един от атомите, в резултат на което върху нея се образува частичен отрицателен заряд. От своя страна, върху другия атом се образува частичен положителен заряд. Например, в молекула на хлороводород, електронната двойка се измества от водородния атом към хлорния атом:

Примери за вещества с ковалентна полярна връзка:

СCl 4 , H 2 S, CO 2 , NH 3 , SiO 2 и др.

ковалентен неполярна връзкаобразувани между неметални атоми на същите химичен елемент. Тъй като атомите са идентични, способността им да изтеглят споделени електрони е една и съща. В тази връзка не се наблюдава изместване на електронната двойка:

Горният механизъм за образуване на ковалентна връзка, когато и двата атома осигуряват електрони за образуването на общи електронни двойки, се нарича обмен.

Има и донорно-акцепторен механизъм.

Когато се образува ковалентна връзка от донорно-акцепторния механизъм, се образува обща електронна двойка поради запълнената орбитала на един атом (с два електрона) и празната орбитала на друг атом. Атом, който осигурява несподелена електронна двойка, се нарича донор, а атом със свободна орбитала се нарича акцептор. Донорите на електронни двойки са атоми, които имат сдвоени електрони, например N, O, P, S.

Например, според механизма донор-акцептор, образуването на четвъртия ковалент N-H връзкив амониевия катион NH 4 +:

В допълнение към полярността, ковалентните връзки се характеризират и с енергия. Енергията на връзката е минималната енергия, необходима за прекъсване на връзката между атомите.

Енергията на свързване намалява с увеличаване на радиусите на свързаните атоми. По начина, по който знаем атомни радиусиувеличаване надолу по подгрупите, може например да се заключи, че силата на връзката халоген-водород се увеличава в серия:

Здрасти< HBr < HCl < HF

Също така енергията на връзката зависи от нейната кратност – колкото по-голяма е кратността на връзката, толкова по-голяма е нейната енергия. Множеството на връзката е броят на общите електронни двойки между два атома.

Йонна връзка

Йонната връзка може да се разглежда като ограничаващ случай на ковалентна полярна връзка. Ако в ковалентно-полярна връзка общата електронна двойка е частично изместена към един от двойката атоми, то в йонната тя е почти напълно „отдадена“ на един от атомите. Атомът, който е дал електрон(и), придобива положителен заряд и става катион, а атомът, който е взел електрони от него, придобива отрицателен заряд и става анион.

По този начин йонната връзка е връзка, образувана поради електростатичното привличане на катиони към аниони.

Образуването на този тип връзка е характерно за взаимодействието на атомите типични металии типични неметали.

Например калиев флуорид. Калиев катион се получава в резултат на отделянето на един електрон от неутрален атом, а флуорен йон се образува чрез прикрепване на един електрон към флуорен атом:

Между получените йони възниква сила на електростатично привличане, в резултат на което се образува йонно съединение.

При образуването на химична връзка електроните от натриевия атом преминават към хлорния атом и се образуват противоположно заредени йони, които имат завършено външно енергийно ниво.

Установено е, че електроните не се отделят напълно от металния атом, а само се изместват към хлорния атом, както при ковалентна връзка.

Повечето бинарни съединения, които съдържат метални атоми, са йонни. Например оксиди, халогениди, сулфиди, нитриди.

Йонна връзка възниква и между прости катиони и прости аниони (F -, Cl -, S 2-), както и между прости катиони и сложни аниони (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) . Следователно йонните съединения включват соли и основи (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH)

метална връзка

Този тип връзка се образува в метали.

Атомите на всички метали имат електрони върху външния електронен слой, които имат ниска енергия на свързване с атомното ядро. За повечето метали загубата на външни електрони е енергийно благоприятна.

С оглед на такова слабо взаимодействие с ядрото, тези електрони в металите са много подвижни и във всеки метален кристал непрекъснато протича следният процес:

M 0 - ne - \u003d M n +,

където M 0 е неутрален метален атом и M n + катион на същия метал. Фигурата по-долу показва илюстрация на протичащите процеси.

Това означава, че електроните се „втурват“ покрай металния кристал, отделяйки се от един метален атом, образувайки от него катион, присъединявайки се към друг катион, образувайки неутрален атом. Това явление се нарича „електронен вятър“, а наборът от свободни електрони в кристала на неметален атом се нарича „електронен газ“. Този тип взаимодействие между метални атоми се нарича метална връзка.

водородна връзка

Ако водороден атом в някое вещество е свързан с елемент с висока електроотрицателност (азот, кислород или флуор), такова вещество се характеризира с такова явление като водородна връзка.

Тъй като водороден атом е свързан с електроотрицателен атом, върху водородния атом се образува частичен положителен заряд, а върху електроотрицателния атом се образува частичен отрицателен заряд. В тази връзка става възможно електростатичното привличане между частично положително заредения водороден атом на една молекула и електроотрицателния атом на друга. Например, за водните молекули се наблюдава водородна връзка:

Именно водородната връзка обяснява необичайно високата точка на топене на водата. Освен във водата, силни водородни връзки се образуват и в вещества като флуороводород, амоняк, кислород-съдържащи киселини, феноли, алкохоли, амини.