Ковалентний зв'язок(від латинського «зі» разом і «vales» має силу) здійснюється за рахунок електронної пари, що належить обом атомам. Утворюється між атомами неметалів.

Електронегативність неметалів досить велика, так що при хімічній взаємодіїдвох атомів неметалів повне перенесення електронів від одного до іншого (як у випадку) неможливе. І тут для виконання необхідне об'єднання електронів.

Як приклад обговоримо взаємодію атомів водню та хлору:

H 1s 1 - один електрон

Cl 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 - сім електронів на зовнішньому рівні

Кожному з двох атомів бракує одного електрона для того, щоб мати завершену зовнішню електронну оболонку. І кожен із атомів виділяє „у спільне користування” по одному електрону. Тим самим правило октету виявляється виконаним. Найкраще зображати це за допомогою формул Льюїса:

Освіта ковалентного зв'язку

Узагальнені електрони тепер належать обом атомам. Атом водню має два електрони (свій власний та узагальнений електрон атома хлору), а атом хлору – вісім електронів (свої плюс узагальнений електрон атома водню). Ці два узагальнені електрони утворюють ковалентний зв'язок між атомами водню і хлору. Частка, що утворилася при зв'язуванні двох атомів, називається молекулою.

Неполярний ковалентний зв'язок

Ковалентний зв'язок може утворитися і між двома однаковимиатомів. Наприклад:

Ця схема пояснює, чому водень та хлор існують у вигляді двоатомних молекул. Завдяки парування та узагальнення двох електронів вдається виконати правило октету для обох атомів.

Крім одинарних зв'язків може утворюватися подвійний або потрійний ковалентний зв'язок, як, наприклад, молекулах кисню Про 2 або азоту N 2 . Атоми азоту мають по п'ять валентних електронів, отже, для завершення оболонки потрібно ще три електрони. Це досягається усуспільненням трьох пар електронів, як показано нижче:

Ковалентні сполуки - зазвичай гази, рідини або порівняно низькоплавкі тверді речовини. Одним із рідкісних винятків є алмаз, який плавиться вище 3500 °С. Це пояснюється будовою алмазу, який є суцільними гратами ковалентно пов'язаних атомів вуглецю, а не сукупність окремих молекул. Фактично будь-який кристал алмазу, незалежно від його розміру, є однією величезною молекулою.

Ковалентний зв'язок виникає при об'єднанні електронів двох атомів неметалів. Виникла у своїй структура називається молекулою.

Полярний ковалентний зв'язок

У більшості випадків два ковалентно пов'язані атоми мають різнуелектронегативність та узагальнені електрони не належать двом атомам рівною мірою. Більшість часу вони знаходяться ближче до одного атома, ніж до іншого. У молекулі хлороводню, наприклад, електрони, що утворюють ковалентний зв'язок, розташовуються ближче до атома хлору, оскільки його електронегативність вище, ніж у водню. Однак різниця в здатності притягувати електрони не настільки велика, щоб відбулося повне перенесення електрона з атома водню на атом хлору. Тому зв'язок між атомами водню та хлору можна розглядати як щось середнє між іонним зв'язком (повне перенесення електрона) та неполярним ковалентним зв'язком (симетричне розташування пари електронів між двома атомами). Частковий заряд на атомах позначається грецькою літероюδ. Такий зв'язок називається полярної ковалентної зв'язком, а про молекулу хлороводню кажуть, що вона полярна, тобто має позитивно заряджений кінець (атом водню) та негативно заряджений кінець (атом хлору).

У таблиці нижче перераховані основні типи зв'язків та приклади речовин:

Обмінний та донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку

1) Обмінний механізм. Кожен атом дає по одному неспареним електроном у загальну електронну пару.

2) Донорно-акцепторний механізм. Один атом (донор) надає електронну пару, а інший атом (акцептор) надає цій парі вільну орбіталь.

Рис. 2.1.Утворення молекул з атомів супроводжується перерозподілом електронів валентних орбіталейі призводить до виграшу в енергії,оскільки енергія молекул виявляється менше енергії невзаємодіючих атомів. На малюнку представлена ​​схема утворення неполярної ковалентної хімічного зв'язкуміж атомами водню

§2 Хімічний зв'язок

У звичайних умовах молекулярний стан стійкіший, ніж атомний (Рис.2.1). Утворення молекул з атомів супроводжується перерозподілом електронів валентних орбіталей і призводить до виграшу в енергії, оскільки енергія молекул виявляється меншою за енергію невзаємодіючих атомів.(Додаток 3). Сили, що утримують атоми в молекулах, отримали узагальнену назву хімічного зв'язку.

Хімічний зв'язок між атомами здійснюється валентними електронами та має електричну природу. . При цьому розрізняють чотири основні типи хімічного зв'язку: ковалентну,іонну,металевуі водневу.

1 Ковалентний зв'язок

Хімічний зв'язок, що здійснюється електронними парами, називається атомним, або ковалентним . З'єднання з ковалентними зв'язками називаються атомними, або ковалентними .

При виникненні ковалентного зв'язку відбувається перекриття електронних хмар взаємодіючих атомів, що супроводжується виділенням енергії (рис.2.1). При цьому між позитивно зарядженими атомними ядрами виникає хмара з підвищеною густиною негативного заряду. Завдяки дії кулонівських сил тяжіння між різноіменними зарядами збільшення щільності негативного заряду сприяє зближенню ядер.

Ковалентний зв'язок утворюється за рахунок непарних електронів зовнішніх оболонок атомів . При цьому електрони із протилежними спинами утворюють електронну пару(Рис.2.2), загальну для взаємодіючих атомів. Якщо між атомами виник один ковалентний зв'язок (одна загальна електронна пара), то він називається одинарним, дво- подвійним і т.д.

Мірою міцності хімічного зв'язку є енергія Eсв, що витрачається на руйнування зв'язку (виграш енергії при утворенні сполуки з окремих атомів). Зазвичай цю енергію вимірюють у розрахунку 1 моль речовиниі виражають у кілоджоулях на моль (кДж∙моль –1). Енергія одинарного ковалентного зв'язку лежить у межах 200–2000 кДжмоль –1.

Рис. 2.2.Ковалентний зв'язок – найбільш загальний виглядхімічного зв'язку, що виникає за рахунок усуспільнення електронної пари за допомогою обмінного механізму (а)коли кожен із взаємодіючих атомів постачає по одному електрону, або за допомогою донорно-акцепторного механізму (б)коли електронна пара передається в загальне користування одним атомом (донором) іншому атому (акцептору).

Ковалентний зв'язок має властивості насичуваності та спрямованості . Під насичуваністю ковалентного зв'язку розуміється здатність атомів утворювати із сусідами обмежену кількість зв'язків, що визначається числом їх неспарених валентних електронів. Спрямованість ковалентного зв'язку відображає той факт, що сили, що утримують атоми одна біля одної, спрямовані вздовж прямої, що з'єднує атомні ядра. Крім того, ковалентний зв'язок може бути полярним або неполярним .

В разі неполярнийковалентного зв'язку електронна хмара, утворена загальною парою електронів, розподіляється у просторі симетрично щодо ядер обох атомів. Неполярний ковалентний зв'язок утворюється між атомами простих речовиннаприклад, між однаковими атомами газів, що утворюють двоатомні молекули (О 2 , Н 2 , N 2 , Cl 2 і т.д.).

В разі полярнийковалентного зв'язку електронна хмара зв'язку зміщена до одного з атомів. Утворення полярного ковалентного зв'язку між атомами притаманно складних речовин. Прикладом можуть бути молекули летких неорганічних сполук: HCl, H 2 O, NH 3 та інших.

Ступінь усунення загальної електронної хмари до одного з атомів при утворенні ковалентного зв'язку (ступінь полярності зв'язку ) визначається, головним чином, зарядом атомних ядері радіусом взаємодіючих атомів .

Чим більший заряд атомного ядра, тим більше воно притягує до себе хмару електронів. У той самий час що більше радіус атома, то слабкіші зовнішні електрони утримуються поблизу атомного ядра. Сукупна дія двох цих факторів і виявляється у різній здатності різних атомів «відтягувати» до себе хмару ковалентного зв'язку.

Здатність атома в молекулі притягувати до себе електрони отримала назву електронегативності . Таким чином, електронегативність характеризує здатність атома до поляризації ковалентного зв'язку: чим більше електронегативність атома, тим сильніше зміщена до нього електронна хмара ковалентного зв'язку .

Для кількісної оцінки електронегативності запропоновано низку методів. При цьому найяскравіший фізичний зміст має метод, запропонований американським хіміком Робертом С. Маллікеном, який визначив електронегативність  атома як напівсуму його енергії E eспорідненості до електрона та енергії E iіонізації атома:

. (2.1)

Енергією іонізаціїатома називається та енергія, яку треба витратити, щоб відірвати від нього електрон і видалити його на нескінченну відстань. Енергію іонізації визначають за допомогою фотоіонізації атомів або бомбардування атомів електронами, прискореними в електричному полі. Те найменше значення енергії фотонів чи електронів, що стає достатнім для іонізації атомів, і називають їх енергією іонізації E i. Зазвичай ця енергія виявляється у электрон-вольтах (эВ): 1 эВ = 1,610 –19 Дж.

Найохочіше віддають зовнішні електрони атоми металів, Що містять на зовнішній оболонці невелике число непарних електронів (1, 2 або 3). Ці атоми мають найменшу енергію іонізації. Таким чином, величина енергії іонізації може бути мірою більшої або меншої «металлічності» елемента: чим менша енергія іонізації, тим сильніше повинні бути виражені металевівластивостіелемент.

В одній і тій же підгрупі періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва зі збільшенням порядкового номера елемента його енергія іонізації зменшується (табл. із ядром. p align="justify"> У елементів одного періоду енергія іонізації зростає зі збільшенням порядкового номера. Це з зменшенням атомного радіусу і збільшенням заряду ядра.

Енергія E e, яка виділяється при приєднанні електрона до вільного атома, називається спорідненістю до електрона(Виражається також в еВ). Виділення (а не поглинання) енергії при приєднанні зарядженого електрона до деяких нейтральних атомів пояснюється тим, що найбільш стійкими у природі є атоми із заповненими зовнішніми оболонками. Тому тим атомам, у яких ці оболонки "трохи не заповнені" (тобто до заповнення не вистачає 1, 2 або 3 електронів), енергетично вигідно приєднувати до себе електрони, перетворюючись на негативно заряджені іони 1 . До таких атомів належать, наприклад, атоми галогенів (табл.2.1) – елементів сьомої групи (головної підгрупи) періодичної системи Д.І.Менделєєва. Спорідненість до електрону атомів металу, зазвичай, дорівнює нулю чи негативно, тобто. їм енергетично невигідне приєднання додаткових електронів, потрібна додаткова енергія, щоб утримати їх усередині атомів. Спорідненість до електрона атомів неметалів завжди позитивна і тим більше, чим ближче до благородного (інертного) газу розташований неметал. періодичній системі. Це свідчить про посилення неметалічних властивостейу міру наближення до кінця періоду.

З усього сказаного ясно, що електронегативність (2.1) атомів зростає у напрямі зліва направо для елементів кожного періоду і зменшується у напрямку зверху вниз для елементів однієї й тієї ж групи періодичної системи Менделєєва. Неважко, однак, зрозуміти, що для характеристики ступеня полярності ковалентного зв'язку між атомами важливим не є абсолютне значення електронегативності, а відношення електронегативностей атомів, що утворюють зв'язок. Тому на практиці користуються відносними значеннями електронегативності(табл.2.1),приймаючи за одиницю електронегативності літію.

Для характеристики полярності ковалентного хімічного зв'язку використовують різницю відносних електронегативностей атомів.. Зазвичай зв'язок між атомами А і вважається суто ковалентной, якщо |  A – B| 0.5.

Ковалентна, іонна та металева – три основні типи хімічних зв'язків.

Познайомимося докладніше з ковалентним хімічним зв'язком. Розглянемо механізм її виникнення. Як приклад візьмемо освіту молекули водню:

Сферично симетрична хмара, утворена 1s-електроном, оточує ядро ​​вільного атома водню. Коли атоми зближуються до певної відстані, відбувається часткове перекривання їх орбіталей (див. рис.), внаслідок чого з'являється молекулярна двоелектронна хмара між центрами обох ядер, яка має максимальну електронну щільність у просторі між ядрами. При збільшенні щільності негативного заряду відбувається сильне зростання сил тяжіння між молекулярною хмарою і ядрами.

Отже, бачимо, що ковалентний зв'язок утворюється шляхом перекриття електронних хмар атомів, що супроводжується виділенням енергії. Якщо відстань між ядрами у атомів, що зблизилися до торкання, становить 0,106 нм, тоді після перекривання електронних хмар воно становитиме 0,074 нм. Чим більше перекривання електронних орбіталей, тим міцніше хімічний зв'язок.

Ковалентноїназивається хімічний зв'язок, що здійснюється електронними парами. З'єднання з ковалентним зв'язком називають гомеополярнимиабо атомними.

Існують два різновиди ковалентного зв'язку: полярнаі неполярна.

При неполярній ковалентного зв'язку утворена загальною парою електронів електронна хмара розподіляється симетрично щодо ядер обох атомів. Як приклад можуть виступати двоатомні молекули, які складаються з одного елемента: Cl 2 , N 2 , H 2 , F 2 , O 2 та інші, електронна пара в яких належить обом атомам в однаковій мірі.

При полярній ковалентного зв'язку електронна хмара зміщена до атома з більшою відносною електронегативністю. Наприклад молекули летких неорганічних сполук, таких як H 2 S, HCl, H 2 O та інші.

Утворення молекули HCl можна у наступному вигляді:

Т.к. відносна електронегативність атома хлору (2,83) більша, ніж атома водню (2,1), електронна пара зміщується до атома хлору.

Крім обмінного механізму утворення ковалентного зв'язку – за рахунок перекривання також існує донорно-акцепторниймеханізм її утворення. Це механізм, при якому утворення ковалентного зв'язку відбувається за рахунок двоелектронної хмари одного атома (донора) та вільної орбіталі іншого атома (акцептора). Давайте розглянемо приклад механізму утворення амонію NH 4 +. У молекулі аміаку атом атома має двоелектронну хмару:

Іон водню має вільну 1s-орбіталь, позначимо це як .

У процесі утворення іону амонію двоелектронна хмара азоту стає загальною для атомів азоту і водню, тобто вона перетворюється на молекулярну електронну хмару. Отже, з'являється четвертий ковалентний зв'язок. Можна уявити процес утворення амонію такою схемою:

Заряд іона водню розосереджений між усіма атомами, а двоелектронна хмара, що належить азоту, стає спільною з воднем.

Залишились питання? Чи не знаєте, як зробити домашнє завдання?
Щоб отримати допомогу репетитора – зареєструйтесь.
Перший урок – безкоштовно!

сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.

Дані енергії іонізації (ЕІ), ПЕІ і складу стабільних молекул - їх справжні значення і порівняння - як вільних атомів, так і атомів, пов'язаних в молекули, дозволяють зрозуміти як атоми утворюють молекули за допомогою механізму ковалентного зв'язку.

КОВАЛЕНТНИЙ ЗВ'ЯЗОК- (Від латинського «зі» спільно і «vales» має силу) (гомеополярний зв'язок), хімічний зв'язок між двома атомами, що виникає при усуспільненні електронів, що належали цим атомам. Ковалентним зв'язком з'єднані атоми у молекулах простих газів. Зв'язок, при якому є одна загальна пара електронів, називається одинарним; існують також подвійні та потрійні зв'язки.

Розглянемо кілька прикладів, щоб побачити, як ми можемо використовувати наші правила визначення кількості ковалентних хімічних зв'язків, які може утворити атом, якщо ми знаємо кількість електронів на зовнішній оболонці даного атома і заряд його ядра. Заряд ядра та кількість електронів на зовнішній оболонці визначаються експериментальним шляхом та включені до таблиці елементів.

Розрахунок можливої ​​кількості ковалентних зв'язків

Наприклад, підрахуємо кількість ковалентних зв'язків, які можуть утворити натрій ( Na),алюміній (Al),фосфор (P),та хлор ( Cl). Натрій ( Na)та алюміній ( Al)мають, відповідно 1 і 3 електрона на зовнішній оболонці, і, за першим правилом (для механізму утворення ковалентного зв'язку використовується один електрон на зовнішній оболонці), вони можуть утворити: (Na)- 1 та алюміній ( Al)- 3 ковалентні зв'язки. Після утворення зв'язків кількість електронів на зовнішніх оболонках натрію ( Na)та алюмінію ( Al)дорівнює, відповідно, 2 та 6; тобто менше максимальної кількості (8) для цих атомів. Фосфор ( P)та хлор ( Cl)мають, відповідно, 5 та 7 електронів на зовнішній оболонці і, згідно з другою з вищеназваних закономірностей, вони могли б утворити 5 та 7 ковалентних зв'язків. Відповідно до четвертої закономірності утворення ковалентного зв'язку, число електронів на зовнішній оболонці цих атомів збільшується на 1. Відповідно до шостої закономірності, коли утворюється ковалентний зв'язок, число електронів на зовнішній оболонці атомів, що зв'язуються, не може бути більше 8. Тобто, фосфор ( P)може утворити лише 3 зв'язки (8-5 = 3), у той час як хлор ( Cl)може утворити лише одну (8-7 = 1).

Приклад:на підставі аналізу ми виявили, що якась речовина складається з атомів натрію. (Na)та хлору ( Cl). Знаючи закономірності механізму утворення ковалентних зв'язків, ми можемо сказати, що натрій ( Na) може утворити лише 1 ковалентний зв'язок. Таким чином, ми можемо припустити, що кожен атом натрію ( Na)пов'язаний з атомом хлору ( Cl)за допомогою ковалентного зв'язку в цій речовині, і що ця речовина складається з молекул атома NaCl. Формула будови для цієї молекули: Na – Cl.Тут тире (-) означає ковалентний зв'язок. Електронну формулу цієї молекули можна показати таким чином:
. .
Na: Cl:
. .
Відповідно до електронної формули, на зовнішній оболонці атома натрію ( Na)в NaClє 2 електрони, але в зовнішній оболонці атома хлору ( Cl)перебуває 8 електронів. У цій формулі електрони (точки) між атомами натрію ( Na)і хлору (Cl)є сполучними електронами. Оскільки ПЕІ у хлору ( Cl)дорівнює 13 еВ, а у натрію (Na)він дорівнює 5,14 еВ, сполучна пара електронів знаходиться набагато ближче до атома Clніж до атома Na. Якщо енергії іонізації атомів, що утворюють молекулу сильно різняться, то зв'язок, що утворився полярнийковалентним зв'язком.

Розглянемо інший випадок. На підставі аналізу ми виявили, що якась речовина складається з атомів алюмінію ( Al)та атомів хлору ( Cl). У алюмінію ( Al)є 3 електрони на зовнішній оболонці; таким чином, він може утворити 3 ковалентні хімічні зв'язки, в той час хлор (Cl), Як і в попередньому випадку, може утворити лише 1 зв'язок. Ця речовина представлена ​​як AlCl 3, А його електронну формулу можна проілюструвати наступним чином:

Малюнок 3.1. Електронна формулаAlCl 3

чия формула будови:
Cl - Al - Cl
Cl

Ця електронна формула показує, що у AlCl 3на зовнішній оболонці атомів хлору ( Cl) є 8 електронів, у той час, як на зовнішній оболонці атома алюмінію ( Al)їх 6. За механізмом утворення ковалентного зв'язку, обидва зв'язувальні електрони (по одному від кожного атома) надходять на зовнішні оболонки атомів, що зв'язуються.

Кратні ковалентні зв'язки

Атоми, що мають більше одного електрона на зовнішній оболонці, можуть утворювати не одну, а кілька ковалентних зв'язків між собою. Такі зв'язки називаються багаторазовими (частіше кратними) зв'язками. Прикладами таких зв'язків є зв'язки молекул азоту ( N= N) та кисню ( O = O).

Зв'язок, що утворюється при об'єднанні одинарних атомів, називається гомоатомним ковалентним зв'язком,еякщо атоми різні, то зв'язок називається гетероатомним ковалентним зв'язком[грецькі префекси "гомо" та "гетеро" відповідно означають однакові та різні].

Уявимо, як насправді виглядає молекула зі спареними атомами. Найпростіша молекула зі спареними атомами – це молекула водню.

Дуже рідко хімічні речовинискладаються з окремих, не пов'язаних між собою атомів хімічних елементів. Такою будовою в звичайних умовах має лише невеликий ряд газів, які називають благородними: гелій, неон, аргон, криптон, ксенон і радон. Найчастіше ж хімічні речовини складаються з розрізнених атомів, та якщо з їх об'єднань у різні угруповання. Такі об'єднання атомів можуть налічувати кілька одиниць, сотень, тисяч і навіть більше атомів. Сила, яка утримує ці атоми у складі таких угруповань, називається хімічний зв'язок.

Іншими словами, можна сказати, що хімічним зв'язком називають взаємодію, яка забезпечує зв'язок окремих атомів у більш складні структури (молекули, іони, радикали, кристали та ін.).

Причиною утворення хімічного зв'язку є те, що енергія більш складних структур менша за сумарну енергію окремих, що утворюють її атомів.

Так, зокрема, якщо при взаємодії атомів X та Y утворюється молекула XY, це означає, що внутрішня енергія молекул цієї речовини нижча, ніж внутрішня енергія окремих атомів, з яких вона утворилася:

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

Тому при утворенні хімічних зв'язків між окремими атомами виділяється енергія.

В освіті хімічних зв'язків беруть участь електрони зовнішнього електронного шару з найменшою енергією зв'язку з ядром валентними. Наприклад, у бору такими є електрони. енергетичного рівня– 2 електрони на 2 s-орбіталі та 1 на 2 p-орбіталі:

При освіті хімічної зв'язку кожен атом прагне одержати електронну конфігурацію атомів шляхетних газів, тобто. щоб у зовнішньому електронному шарі було 8 електронів (2 для елементів першого періоду). Це явище отримало назву правила октету.

Досягнення атомами електронної конфігурації шляхетного газу можливе, якщо спочатку одиночні атоми зроблять частину своїх валентних електронів загальними інших атомів. У цьому утворюються загальні електронні пари.

Залежно від ступеня усуспільнення електронів можна виділити ковалентний, іонний та металевий зв'язок.

Ковалентний зв'язок

Ковалентний зв'язок виникає найчастіше між атомами елементів неметалів. Якщо атоми неметалів, що утворюють ковалентний зв'язок, відносяться до різних хімічних елементів, такий зв'язок називають ковалентним полярним. Причина такої назви полягає в тому, що атоми різних елементів мають різну здатність притягати до себе загальну електронну пару. Очевидно, що це призводить до усунення загальної електронної пари у бік одного з атомів, внаслідок чого на ньому формується частковий негативний заряд. Натомість, на іншому атомі формується частковий позитивний заряд. Наприклад, у молекулі хлороводню електронна пара зміщена від атома водню до атома хлору:

Приклади речовин з ковалентним полярним зв'язком:

СCl 4 H 2 S, CO 2 NH 3 SiO 2 і т.д.

Ковалентна неполярний зв'язокутворюється між атомами неметалів одного хімічного елемента. Оскільки атоми ідентичні, однакова та його здатність відтягувати він загальні електрони. У зв'язку з цим усунення електронної пари не спостерігається:

Вищеописаний механізм утворення ковалентного зв'язку, коли обидва атоми надають електрони для утворення загальних електронних пар, називається обмінним.

Також існує донорно-акцепторний механізм.

При утворенні ковалентного зв'язку за донорно-акцепторним механізмом загальна електронна пара утворюється за рахунок заповненої орбіталі одного атома (з двома електронами) та порожньої орбіталі іншого атома. Атом, який надає неподілену електронну пару, називають донором, а атом із вільною орбіталлю – акцептором. Як донори електронних пар виступають атоми, що мають спарені електрони, наприклад N, O, P, S.

Наприклад, за донорно-акцепторним механізмом відбувається утворення четвертої ковалентної. зв'язку N-Hв катіоні амонію NH 4 + :

Крім полярності, ковалентні зв'язки також характеризуються енергією. Енергією зв'язку називають мінімальну енергію, необхідну розриву зв'язку між атомами.

Енергія зв'язку зменшується зі зростанням радіусів атомів, що зв'язуються. Так, як ми знаємо, атомні радіусизбільшуються вниз по підгрупах, можна, наприклад, зробити висновок про те, що міцність зв'язку галоген-водень збільшується в ряду:

HI< HBr < HCl < HF

Також енергія зв'язку залежить від її кратності – чим більша кратність зв'язку, тим більша її енергія. Під кратністю зв'язку розуміється кількість загальних електронних пар між двома атомами.

Іонний зв'язок

Іонний зв'язок можна розглядати як граничний випадок ковалентного полярного зв'язку. Якщо в ковалентно-полярному зв'язку загальна електронна пара зміщена частково до одного з пари атомів, то в іонному вона практично повністю «віддана» одному з атомів. Атом, що віддав електрон(и), набуває позитивного заряду і стає катіоном, А атом, що забрав у нього електрони, набуває негативного заряду і стає аніоном.

Таким чином, іонний зв'язок - це зв'язок, утворений за рахунок електростатичного тяжіння катіонів до аніонів.

Утворення такого типу зв'язку характерне при взаємодії атомів типових металівта типових неметалів.

Наприклад, фторид калію. Катіон калію утворюється в результаті відриву від нейтрального атома одного електрона, а іон фтору утворюється при приєднанні до атома фтору одного електрона:

Між іонами, що виходять, виникає сила електростатичного тяжіння, в результаті чого утворюється іонне з'єднання.

При утворенні хімічного зв'язку електрони від атома натрію перейшли до атома хлору та утворилися протилежно заряджені іони, які мають завершений зовнішній енергетичний рівень.

Встановлено, що електрони від атома металу не відриваються повністю, лише зміщуються убік атома хлору, як і ковалентного зв'язку.

Більшість бінарних сполук, що містять атоми металів, є іонними. Наприклад, оксиди, галогеніди, сульфіди, нітриди.

Іонний зв'язок виникає також між простими катіонами і простими аніонами (F − , Cl − , S 2-), а також між простими катіонами та складними аніонами (NO 3 − , SO 4 2- , PO 4 3- , OH −). Тому до іонних сполук відносять солі та основи (Na 2 SO 4 , Cu(NO 3) 2 , (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2 , NaOH)

Металевий зв'язок

Цей тип зв'язку утворюється в металах.

У атомів всіх металів на зовнішньому електронному шарі є електрони, що мають низьку енергію зв'язку з ядром атома. Для більшості металів енергетично вигідним є процес втрати зовнішніх електронів.

Зважаючи на таку слабку взаємодію з ядром ці електрони в металах дуже рухливі і в кожному кристалі металу безперервно відбувається такий процес:

М 0 - ne − = M n + ,

де М 0 - нейтральний атом металу, а M n + катіон цього ж металу. На малюнку нижче представлена ​​ілюстрація процесів, що відбуваються.

Тобто кристалом металу «носяться» електрони, від'єднуючись від одного атома металу, утворюючи з нього катіон, приєднуючись до іншого катіону, утворюючи нейтральний атом. Таке явище отримало назву "електронний вітер", а сукупність вільних електронів у кристалі атома неметалу назвали "електронний газ". Подібний тип взаємодії між атомами металів назвали металевим зв'язком.

Водневий зв'язок

Якщо атом водню у будь-якій речовині пов'язаний з елементом з високою електронегативністю (азотом, киснем або фтором), для такої речовини характерне таке явище, як водневий зв'язок.

Оскільки атом водню пов'язані з електронегативним атомом, атомі водню утворюється частковий позитивний заряд, але в атомі електронегативного елемента — частковий негативний. У зв'язку з цим стає можливим електростатичне тяжіння між частково позитивно зарядженим атомом водню однієї молекули та електронегативним атомом іншої. Наприклад водневий зв'язок спостерігається для молекул води:

Саме водневим зв'язком пояснюється аномально висока температура плавлення води. Крім води, також міцні водневі зв'язки утворюються в таких речовинах, як фтороводород, аміак, кислоти, що містять кисень, феноли, спирти, аміни.