Τα εξωτερικά κελύφη όλων των στοιχείων εκτός ευγενή αέρια, είναι ΗΛΙΚΕΣ και στη διαδικασία της χημικής αλληλεπίδρασης ΟΛΟΚΛΗΡΩΘΗΚΑΝ.

Χημικός δεσμόςσχηματίζεται λόγω εξωτερικών ηλεκτρονίων ηλεκτρονικά κελύφη, αλλά πραγματοποιείται με διαφορετικούς τρόπους.

Υπάρχουν τρεις κύριοι τύποι χημικών δεσμών:

Ομοιοπολικός δεσμός και οι ποικιλίες του: πολικός και μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός.

Ιοντικός δεσμός;

Μεταλλική σύνδεση.

Ιοντικός δεσμός

Ένας ιοντικός χημικός δεσμός είναι ένας δεσμός που σχηματίζεται λόγω της ηλεκτροστατικής έλξης κατιόντων προς ανιόντα.

Ένας ιοντικός δεσμός εμφανίζεται μεταξύ ατόμων που έχουν έντονα διαφορετικές τιμές ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ τους, έτσι το ζεύγος ηλεκτρονίων που σχηματίζει τον δεσμό είναι έντονα πολωμένο προς ένα από τα άτομα, έτσι ώστε να μπορεί να θεωρηθεί ότι ανήκει στο άτομο αυτού του στοιχείου.

Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι η ικανότητα των ατόμων χημικά στοιχείαπροσελκύετε τα δικά σας και τα ηλεκτρόνια των άλλων ανθρώπων.

Η φύση του ιοντικού δεσμού, η δομή και οι ιδιότητες ιοντικές ενώσειςεξηγείται από τη θέση της ηλεκτροστατικής θεωρίας των χημικών δεσμών.

Σχηματισμός κατιόντων: M 0 - n e - = M n+

Σχηματισμός ανιόντων: HeM 0 + n e - = HeM n-

Για παράδειγμα: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -

Όταν το μεταλλικό νάτριο καίγεται σε χλώριο ως αποτέλεσμα οξειδωτικού -αντίδραση ανάκτησηςΣχηματίζονται κατιόντα του ισχυρά ηλεκτροθετικού στοιχείου νατρίου και ανιόντα του έντονα ηλεκτραρνητικού στοιχείου χλώριο.

Συμπέρασμα: σχηματίζεται ένας ιοντικός χημικός δεσμός μεταξύ ατόμων μετάλλου και μη μετάλλου που διαφέρουν πολύ σε ηλεκτραρνητικότητα.

Για παράδειγμα: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2, κ.λπ.

Ομοιοπολικοί μη πολικοί και πολικοί δεσμοί

Ομοιοπολικός δεσμός είναι ο δεσμός ατόμων που χρησιμοποιούν κοινά (κοινά μεταξύ τους) ζεύγη ηλεκτρονίων.

Ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός

Ας εξετάσουμε την εμφάνιση ενός ομοιοπολικού μη πολικού δεσμού χρησιμοποιώντας το παράδειγμα του σχηματισμού ενός μορίου υδρογόνου από δύο άτομα υδρογόνου. Αυτή η διαδικασία είναι ήδη τυπική χημική αντίδραση, γιατί από μια ουσία (ατομικό υδρογόνο) σχηματίζεται μια άλλη - μοριακό υδρογόνο. Εξωτερική πινακίδαΤο ενεργειακό «όφελος» αυτής της διαδικασίας είναι η απελευθέρωση μεγάλη ποσότηταζεστασιά.

Τα ηλεκτρονιακά κελύφη των ατόμων υδρογόνου (με ένα s-ηλεκτρόνιο για κάθε άτομο) συγχωνεύονται σε ένα κοινό σύννεφο ηλεκτρονίων (μοριακό τροχιακό), όπου και τα δύο ηλεκτρόνια «εξυπηρετούν» τους πυρήνες, ανεξάρτητα από το αν είναι ο «μας» πυρήνας ή «ξένος». Το νέο κέλυφος ηλεκτρονίων είναι παρόμοιο με το ολοκληρωμένο κέλυφος ηλεκτρονίων του αδρανούς αερίου ηλίου δύο ηλεκτρονίων: 1s 2.

Στην πράξη, περισσότερα από απλούς τρόπους. Για παράδειγμα, ο Αμερικανός χημικός J. Lewis το 1916 πρότεινε να δηλωθούν τα ηλεκτρόνια με κουκκίδες δίπλα στα σύμβολα των στοιχείων. Μια τελεία αντιπροσωπεύει ένα ηλεκτρόνιο. Σε αυτή την περίπτωση, ο σχηματισμός ενός μορίου υδρογόνου από άτομα γράφεται ως εξής:

Ας εξετάσουμε τη δέσμευση δύο ατόμων χλωρίου 17 Cl (πυρηνικό φορτίο Z = 17) σε ένα διατομικό μόριο από τη σκοπιά της δομής των κελυφών ηλεκτρονίων του χλωρίου.

Το εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο του χλωρίου περιέχει s 2 + p 5 = 7 ηλεκτρόνια. Δεδομένου ότι τα ηλεκτρόνια των κατώτερων επιπέδων δεν συμμετέχουν σε χημική αλληλεπίδραση, συμβολίζουμε με τελείες μόνο τα ηλεκτρόνια του εξωτερικού τρίτου επιπέδου. Αυτά τα εξωτερικά ηλεκτρόνια (7 τεμάχια) μπορούν να διαταχθούν με τη μορφή τριών ζευγών ηλεκτρονίων και ενός μη ζευγαρωμένου ηλεκτρονίου.

Αφού συνδυαστούν τα ασύζευκτα ηλεκτρόνια δύο ατόμων σε ένα μόριο, προκύπτει ένα νέο ζεύγος ηλεκτρονίων:

Σε αυτή την περίπτωση, καθένα από τα άτομα χλωρίου περιβάλλεται από ένα OCTET ηλεκτρονίων. Αυτό μπορεί εύκολα να φανεί κυκλώνοντας οποιοδήποτε από τα άτομα χλωρίου.

Ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μόνο από ένα ζεύγος ηλεκτρονίων που βρίσκεται μεταξύ των ατόμων. Ονομάζεται split pair. Τα υπόλοιπα ζεύγη ηλεκτρονίων ονομάζονται μοναχικά ζεύγη. Γεμίζουν τα κοχύλια και δεν παίρνουν μέρος στο δέσιμο.

Τα άτομα σχηματίζουν χημικούς δεσμούς ως αποτέλεσμα της κοινής χρήσης αρκετών ηλεκτρονίων για να αποκτήσουν μια ηλεκτρονική διαμόρφωση παρόμοια με την πλήρη ηλεκτρονική διαμόρφωσηάτομα ευγενών στοιχείων.

Σύμφωνα με τη θεωρία Lewis και τον κανόνα της οκτάδας, η επικοινωνία μεταξύ των ατόμων μπορεί να πραγματοποιηθεί όχι απαραίτητα από ένα, αλλά από δύο ή και τρία διαιρεμένα ζεύγη, εάν απαιτείται από τον κανόνα της οκτάδας. Τέτοιοι δεσμοί ονομάζονται διπλοί και τριπλοί δεσμοί.

Για παράδειγμα, το οξυγόνο μπορεί να σχηματίσει ένα διατομικό μόριο με μια οκτάδα ηλεκτρονίων από κάθε άτομο μόνο όταν τοποθετηθούν δύο κοινά ζεύγη μεταξύ των ατόμων:

Τα άτομα αζώτου (2s 2 2p 3 στο τελευταίο κέλυφος) συνδέονται επίσης σε ένα διατομικό μόριο, αλλά για να οργανώσουν μια οκτάδα ηλεκτρονίων πρέπει να τακτοποιήσουν τρία κοινά ζεύγη μεταξύ τους:

Συμπέρασμα: ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός εμφανίζεται μεταξύ ατόμων με την ίδια ηλεκτραρνητικότητα, δηλαδή μεταξύ ατόμων του ίδιου χημικού στοιχείου - ενός μη μετάλλου.

Για παράδειγμα: στα μόρια H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 είναι ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός.

Ομοιοπολικό δεσμό

Ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός καταλαμβάνει μια ενδιάμεση θέση μεταξύ καθαρού ομοιοπολικό δεσμόκαι ιοντικός δεσμός. Ακριβώς όπως το ιοντικό, μπορεί να προκύψει μόνο μεταξύ δύο ατόμων διαφορετικών τύπων.

Ως παράδειγμα, θεωρήστε το σχηματισμό νερού στην αντίδραση μεταξύ ατόμων υδρογόνου (Z = 1) και οξυγόνου (Z = 8). Για να γίνει αυτό, είναι βολικό να γράψετε πρώτα ηλεκτρονικοί τύποιγια τα εξωτερικά κελύφη υδρογόνου (1s 1) και οξυγόνου (...2s 2 2p 4).

Αποδεικνύεται ότι για αυτό είναι απαραίτητο να ληφθούν ακριβώς δύο άτομα υδρογόνου ανά ένα άτομο οξυγόνου. Ωστόσο, η φύση είναι τέτοια που οι ιδιότητες δέκτη του ατόμου οξυγόνου είναι υψηλότερες από αυτές του ατόμου υδρογόνου (οι λόγοι για αυτό θα συζητηθούν λίγο αργότερα). Επομένως, τα δεσμευτικά ζεύγη ηλεκτρονίων στον τύπο Lewis για το νερό μετατοπίζονται ελαφρώς προς τον πυρήνα του ατόμου οξυγόνου. Ο δεσμός σε ένα μόριο νερού είναι πολικός ομοιοπολικός και μερικώς θετικά και αρνητικά φορτία εμφανίζονται στα άτομα.

Συμπέρασμα: ένας ομοιοπολικός πολικός δεσμός εμφανίζεται μεταξύ ατόμων με διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα, δηλαδή μεταξύ ατόμων διαφορετικών χημικών στοιχείων - μη μετάλλων.

Για παράδειγμα: στα μόρια HCl, H 2 S, NH 3, P 2 O 5, CH 4 - ένας ομοιοπολικός πολικός δεσμός.

Δομικοί τύποι

Επί του παρόντος, είναι σύνηθες να απεικονίζονται ζεύγη ηλεκτρονίων (δηλαδή, χημικοί δεσμοί) μεταξύ ατόμων με παύλες. Κάθε παύλα είναι ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων. Σε αυτήν την περίπτωση, τα ήδη γνωστά σε εμάς μόρια μοιάζουν με αυτό:

Οι τύποι με παύλες μεταξύ των ατόμων ονομάζονται δομικοί τύποι. Πιο συχνά σε δομικούς τύπουςδεν αντιπροσωπεύουν μεμονωμένα ζεύγη ηλεκτρονίων

Οι δομικοί τύποι είναι πολύ καλοί για την απεικόνιση μορίων: δείχνουν ξεκάθαρα πώς συνδέονται τα άτομα μεταξύ τους, με ποια σειρά, με ποιους δεσμούς.

Ένα ζεύγος δεσμών ηλεκτρονίων στους τύπους Lewis είναι το ίδιο με μια παύλα σε δομικούς τύπους.

Διπλοί και τριπλοί δεσμοί έχουν συνηθισμένο όνομα- πολλαπλές συνδέσεις. Το μόριο του αζώτου λέγεται επίσης ότι έχει τάξη δεσμού τριών. Σε ένα μόριο οξυγόνου, η σειρά δεσμών είναι δύο. Η σειρά δεσμών στα μόρια υδρογόνου και χλωρίου είναι η ίδια. Το υδρογόνο και το χλώριο δεν έχουν πλέον πολλαπλό δεσμό, αλλά απλό.

Η σειρά δεσμών είναι ο αριθμός των κοινόχρηστων ζευγών μεταξύ δύο συνδεδεμένων ατόμων. Δεν προκύπτει εντολή σύνδεσης μεγαλύτερη από τρεις.

Πιάσε την απάντηση.
1. α) στο μόριο S2 ο δεσμός είναι ομοιοπολικός μη πολικός, γιατί σχηματίζεται από άτομα του ίδιου στοιχείου. Το σχήμα σχηματισμού σύνδεσης θα είναι το εξής:
Στοιχείο θείου κύρια υποομάδαΟμάδα VI. Τα άτομά του έχουν
6 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό περίβλημα. Τα ασύζευκτα ηλεκτρόνια θα είναι:
8-6 = 2.

Ας υποδηλώσουμε τα εξωτερικά ηλεκτρόνια

ή
S=S
β) στο μόριο K2O ο δεσμός είναι ιοντικός, γιατί σχηματίζεται από άτομα στοιχείων
μεταλλικά και αμέταλλα.
Το κάλιο είναι στοιχείο της ομάδας Ι της κύριας υποομάδας, ενός μετάλλου. Το άτομό του


Το οξυγόνο είναι ένα στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας VI, ένα μη μέταλλο. Του
Είναι πιο εύκολο για ένα άτομο να δεχτεί 2 ηλεκτρόνια, τα οποία δεν είναι αρκετά για να ολοκληρώσει το επίπεδο, παρά να δώσει 6 ηλεκτρόνια:


ιόντων, είναι ίσο με 2(2∙1). Για να δώσουν τα άτομα καλίου 2 ηλεκτρόνια, πρέπει να πάρουν 2, έτσι ώστε τα άτομα οξυγόνου να μπορούν να δεχτούν 2 ηλεκτρόνια, χρειάζεται μόνο 1 άτομο:

γ) στο μόριο H2S ο δεσμός είναι ομοιοπολικός πολικός, γιατί είναι μορφωμένη
άτομα στοιχείων με διαφορετική ΕΟ. Το σχήμα σχηματισμού σύνδεσης θα είναι το εξής:
Το θείο είναι στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας VI. Τα άτομά του έχουν
6 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό περίβλημα. Τα ασύζευκτα ηλεκτρόνια θα είναι: 8-6=2.
Το υδρογόνο είναι στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας 1. Τα άτομά του περιέχουν
1 ηλεκτρόνιο ανά εξωτερικό περίβλημα. Ένα ηλεκτρόνιο είναι ασύζευκτο (για ένα άτομο υδρογόνου, το επίπεδο των δύο ηλεκτρονίων είναι πλήρες).

Ας υποδηλώσουμε τα εξωτερικά ηλεκτρόνια:

ή

Τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων μετατοπίζονται στο άτομο θείου, καθώς είναι πιο εκλεκτό
τριπλό αρνητικό

1. α) στο μόριο N2 ο δεσμός είναι ομοιοπολικός μη πολικός, γιατί σχηματίζεται από άτομα του ίδιου στοιχείου. Το σχήμα σχηματισμού σύνδεσης έχει ως εξής:

5 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό περίβλημα. Ασύζευκτα ηλεκτρόνια: 8-5 = 3.
Ας υποδηλώσουμε τα εξωτερικά ηλεκτρόνια:

ή

ή

β) στο μόριο Li3N ο δεσμός είναι ιοντικός, γιατί σχηματίζεται από άτομα στοιχείων
μεταλλικά και αμέταλλα.
Το λίθιο είναι στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας Ι, ένα μέταλλο. Το άτομό του
Είναι πιο εύκολο να δώσεις 1 ηλεκτρόνιο παρά να αποδεχτείς το 7 που λείπει:

Το άζωτο είναι στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας V, ένα αμέταλλο. Το άτομό του
είναι πιο εύκολο να δεχτούμε τα 3 ηλεκτρόνια που λείπουν πριν την ολοκλήρωση εξωτερικό επίπεδοπαρά να εγκαταλείψουμε πέντε ηλεκτρόνια από το εξωτερικό επίπεδο:

Ας βρούμε το μικρότερο κοινό πολλαπλάσιο μεταξύ των φορτίων που σχηματίστηκαν
Ιόντα Xia, είναι ίσο με 3(3 1). Για να δώσουν τα άτομα λιθίου 3 ηλεκτρόνια, χρειάζονται 3 άτομα, για να δεχτούν τα άτομα αζώτου 3 ηλεκτρόνια, χρειάζεται μόνο ένα άτομο:

γ) στο μόριο NCI3 ο δεσμός είναι ομοιοπολικός πολικός, γιατί είναι μορφωμένη
άτομα μη μεταλλικών στοιχείων με διαφορετικές έννοιεςΕΟ. Το σχήμα σχηματισμού σύνδεσης έχει ως εξής:
Το άζωτο είναι στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας V. Τα άτομά του έχουν
5 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό περίβλημα. Τα ασύζευκτα ηλεκτρόνια θα είναι: 8-5=3.
Το χλώριο είναι στοιχείο της κύριας υποομάδας VII ομάδα. Τα άτομά του περιέχουν
7 ηλεκτρόνια ανά εξωτερικό κέλυφος. 1 ηλεκτρόνιο παραμένει ασύζευκτο.

Ας υποδηλώσουμε τα εξωτερικά ηλεκτρόνια:

Τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων μετατοπίζονται στο άτομο αζώτου, καθώς είναι πιο εκλεκτό
τριπλό αρνητικό:

Χημικός δεσμός

Όλες οι αλληλεπιδράσεις που οδηγούν στην ενοποίηση χημικά σωματίδια(άτομα, μόρια, ιόντα κ.λπ.) σε ουσίες χωρίζονται σε χημικούς δεσμούς και σε διαμοριακούς δεσμούς (ενδομοριακές αλληλεπιδράσεις).

Χημικοί δεσμοί- δεσμούς απευθείας μεταξύ ατόμων. Υπάρχουν ιοντικοί, ομοιοπολικοί και μεταλλικοί δεσμοί.

Διαμοριακούς δεσμούς- συνδέσεις μεταξύ μορίων. Αυτοί είναι δεσμοί υδρογόνου, δεσμοί ιόντος-διπόλου (λόγω του σχηματισμού αυτού του δεσμού, για παράδειγμα, συμβαίνει ο σχηματισμός ενός κελύφους ενυδάτωσης ιόντων), δίπολο-δίπολο (λόγω του σχηματισμού αυτού του δεσμού, συνδυάζονται μόρια πολικών ουσιών , για παράδειγμα, σε υγρή ακετόνη) κ.λπ.

Ιοντικός δεσμός- ένας χημικός δεσμός που σχηματίζεται λόγω της ηλεκτροστατικής έλξης αντίθετα φορτισμένων ιόντων. ΣΕ δυαδικές ενώσεις(ενώσεις δύο στοιχείων) σχηματίζεται στην περίπτωση που τα μεγέθη των συνδεδεμένων ατόμων είναι πολύ διαφορετικά μεταξύ τους: ορισμένα άτομα είναι μεγάλα, άλλα είναι μικρά - δηλαδή, ορισμένα άτομα εγκαταλείπουν εύκολα ηλεκτρόνια, ενώ άλλα τείνουν να δέχονται αυτά (συνήθως αυτά είναι άτομα στοιχείων που σχηματίζουν τυπικά μέταλλα και άτομα στοιχείων που σχηματίζουν τυπικά αμέταλλα). η ηλεκτραρνητικότητα τέτοιων ατόμων είναι επίσης πολύ διαφορετική.
Ο ιοντικός δεσμός είναι μη κατευθυντικός και μη κορεσμένος.

Ομοιοπολικό δεσμό- ένας χημικός δεσμός που προκύπτει λόγω του σχηματισμού ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων. Ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ μικρών ατόμων με την ίδια ή παρόμοια ακτίνα. Προαπαιτούμενο- η παρουσία μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων και στα δύο συνδεδεμένα άτομα (μηχανισμός ανταλλαγής) ή ενός μοναχικού ζεύγους στο ένα άτομο και ενός ελεύθερου τροχιακού στο άλλο (μηχανισμός δότη-δέκτη):

ΕΝΑ)	H· + ·H H:H	H-H	H 2	(ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, το Η είναι μονοσθενές).
σι)		NN	Ν 2	(τρία κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων, το Ν είναι τρισθενές).
V)		H-F	HF	(ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, τα H και F είναι μονοσθενή).
ΣΟΛ)			NH4+	(τέσσερα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων, το N είναι τετρασθενές)

Με βάση τον αριθμό των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων, οι ομοιοπολικοί δεσμοί χωρίζονται σε
• απλό (μονό)- ένα ζεύγος ηλεκτρονίων,
• διπλό- δύο ζεύγη ηλεκτρονίων,
• τριπλάσια- τρία ζεύγη ηλεκτρονίων.

Οι διπλοί και τριπλοί δεσμοί ονομάζονται πολλαπλοί δεσμοί.

Σύμφωνα με την κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων μεταξύ των συνδεδεμένων ατόμων, ένας ομοιοπολικός δεσμός χωρίζεται σε μη πολικόΚαι πολικός. Μη πολικός δεσμόςσχηματίζεται μεταξύ πανομοιότυπων ατόμων, πολικά - μεταξύ διαφορετικών.

Ηλεκτραρνητικότητα- ένα μέτρο της ικανότητας ενός ατόμου σε μια ουσία να έλκει κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων.
Τα ζεύγη ηλεκτρονίων των πολικών δεσμών μετατοπίζονται προς πιο ηλεκτραρνητικά στοιχεία. Η ίδια η μετατόπιση των ζευγών ηλεκτρονίων ονομάζεται πόλωση δεσμού. Τα μερικά (υπερβάλλοντα) φορτία που σχηματίζονται κατά την πόλωση χαρακτηρίζονται + και -, για παράδειγμα: .

Με βάση τη φύση της επικάλυψης των νεφών ηλεκτρονίων ("τροχιακά"), ένας ομοιοπολικός δεσμός χωρίζεται σε -δεσμός και -δεσμός.
-Σχηματίζεται δεσμός λόγω της άμεσης επικάλυψης νεφών ηλεκτρονίων (κατά μήκος της ευθείας γραμμής που συνδέει τους ατομικούς πυρήνες), -Σχηματίζεται δεσμός λόγω πλευρικής επικάλυψης (και στις δύο πλευρές του επιπέδου στο οποίο βρίσκονται οι ατομικοί πυρήνες).

Ένας ομοιοπολικός δεσμός είναι κατευθυντικός και κορεσμένος, καθώς και πολικός.
Το μοντέλο υβριδοποίησης χρησιμοποιείται για να εξηγήσει και να προβλέψει την αμοιβαία κατεύθυνση των ομοιοπολικών δεσμών.

Παραγωγή μικτών γενών ατομικά τροχιακάκαι ηλεκτρονικά σύννεφα- την υποτιθέμενη ευθυγράμμιση των ατομικών τροχιακών σε ενέργεια και των νεφών ηλεκτρονίων σε σχήμα όταν ένα άτομο σχηματίζει ομοιοπολικούς δεσμούς.
Οι τρεις πιο συνηθισμένοι τύποι υβριδισμού είναι: sp-, sp 2 και sp 3 -υβριδισμός. Για παράδειγμα:
sp-υβριδισμός - σε μόρια C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (γραμμική δομή).
sp 2-υβριδισμός - σε μόρια C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (επίπεδο τριγωνικό σχήμα).
sp 3-υβριδισμός - σε μόρια CCl 4, SiH 4, CH 4 (τετραεδρική μορφή). NH 3 (πυραμιδικό σχήμα); H 2 O (γωνιακό σχήμα).

Μεταλλική σύνδεση- ένας χημικός δεσμός που σχηματίζεται με την κοινή χρήση των ηλεκτρονίων σθένους όλων των συνδεδεμένων ατόμων ενός μεταλλικού κρυστάλλου. Ως αποτέλεσμα, σχηματίζεται ένα μόνο ηλεκτρονιακό νέφος του κρυστάλλου, το οποίο κινείται εύκολα υπό την επίδραση του ηλεκτρική τάση- εξ ου και η υψηλή ηλεκτρική αγωγιμότητα των μετάλλων.
Ένας μεταλλικός δεσμός σχηματίζεται όταν τα άτομα που συνδέονται είναι μεγάλα και επομένως τείνουν να εγκαταλείψουν ηλεκτρόνια. Απλές ουσίες με μεταλλικό δεσμό είναι τα μέταλλα (Na, Ba, Al, Cu, Au κ.λπ.), πολύπλοκες ουσίες είναι διαμεταλλικές ενώσεις (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 κ.λπ.).
Ο μεταλλικός δεσμός δεν έχει κατευθυντικότητα ή κορεσμό. Διατηρείται και σε τήγματα μετάλλων.

Δεσμός υδρογόνου- ένας διαμοριακός δεσμός που σχηματίζεται λόγω της μερικής αποδοχής ενός ζεύγους ηλεκτρονίων από ένα εξαιρετικά ηλεκτραρνητικό άτομο από ένα άτομο υδρογόνου με μεγάλο θετικό μερικό φορτίο. Σχηματίζεται σε περιπτώσεις όπου το ένα μόριο περιέχει ένα άτομο με ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων και υψηλή ηλεκτραρνητικότητα (F, O, N) και το άλλο περιέχει ένα άτομο υδρογόνου συνδεδεμένο με έναν εξαιρετικά πολικό δεσμό σε ένα από αυτά τα άτομα. Παραδείγματα διαμοριακών δεσμών υδρογόνου:

H—O—H OH 2, H—O—H NH 3, H—O—H F—H, H—F H—F.

Ενδομοριακοί δεσμοί υδρογόνου υπάρχουν στα πολυπεπτιδικά μόρια, νουκλεϊκά οξέα, πρωτεΐνες κ.λπ.

Ένα μέτρο της ισχύος οποιουδήποτε δεσμού είναι η ενέργεια του δεσμού.
Επικοινωνιακή ενέργεια- την ενέργεια που απαιτείται για τη διάσπαση ενός δεδομένου χημικού δεσμού σε 1 mole μιας ουσίας. Η μονάδα μέτρησης είναι 1 kJ/mol.

Οι ενέργειες των ιοντικών και των ομοιοπολικών δεσμών είναι της ίδιας τάξης, η ενέργεια των δεσμών υδρογόνου είναι μια τάξη μεγέθους μικρότερη.

Η ενέργεια ενός ομοιοπολικού δεσμού εξαρτάται από το μέγεθος των δεσμευμένων ατόμων (μήκος δεσμού) και από την πολλαπλότητα του δεσμού. Όσο μικρότερα είναι τα άτομα και όσο μεγαλύτερη είναι η πολλαπλότητα του δεσμού, τόσο μεγαλύτερη είναι η ενέργειά του.

Η ενέργεια των ιοντικών δεσμών εξαρτάται από το μέγεθος των ιόντων και τα φορτία τους. Όσο μικρότερα είναι τα ιόντα και όσο μεγαλύτερο είναι το φορτίο τους, τόσο μεγαλύτερη είναι η ενέργεια δέσμευσης.

Δομή της ύλης

Ανάλογα με τον τύπο της δομής, όλες οι ουσίες χωρίζονται σε μοριακόςΚαι μη μοριακό. Αναμεταξύ οργανική ύληΟι μοριακές ουσίες κυριαρχούν μεταξύ των ανόργανων ουσιών, οι μη μοριακές ουσίες.

Με βάση τον τύπο του χημικού δεσμού, οι ουσίες χωρίζονται σε ουσίες με ομοιοπολικούς δεσμούς, σε ουσίες με ιοντικούς δεσμούς (ιονικές ουσίες) και σε ουσίες με μεταλλικούς δεσμούς (μέταλλα).

Οι ουσίες με ομοιοπολικούς δεσμούς μπορεί να είναι μοριακές ή μη μοριακές. Αυτό επηρεάζει σημαντικά τις φυσικές τους ιδιότητες.

Οι μοριακές ουσίες αποτελούνται από μόρια που συνδέονται μεταξύ τους με αδύναμα διαμοριακούς δεσμούς, αυτά περιλαμβάνουν: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 και άλλα απλές ουσίες; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, οργανικά πολυμερή και πολλές άλλες ουσίες. Αυτές οι ουσίες δεν έχουν υψηλή αντοχή, έχουν χαμηλές θερμοκρασίεςτήξη και βρασμό, μην πραγματοποιείτε ηλεκτρική ενέργεια, μερικά από αυτά είναι διαλυτά στο νερό ή σε άλλους διαλύτες.

Μη μοριακές ουσίες με ομοιοπολικούς δεσμούς ή ατομικές ουσίες (διαμάντι, γραφίτης, Si, SiO 2, SiC και άλλα) σχηματίζουν πολύ ισχυρούς κρυστάλλους (με εξαίρεση τον στρωμένο γραφίτη), είναι αδιάλυτες στο νερό και άλλους διαλύτες, έχουν υψηλές θερμοκρασίεςτήξη και βρασμό, τα περισσότερα από αυτά δεν άγουν ηλεκτρικό ρεύμα (εκτός από τον γραφίτη, ο οποίος είναι ηλεκτρικά αγώγιμος, και τους ημιαγωγούς - πυρίτιο, γερμάνιο κ.λπ.)

Όλες οι ιοντικές ουσίες είναι εκ φύσεως μη μοριακές. Πρόκειται για στερεές, πυρίμαχες ουσίες, διαλύματα και τήγματα των οποίων μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα. Πολλά από αυτά είναι διαλυτά στο νερό. Πρέπει να σημειωθεί ότι σε ιοντικές ουσίες, οι κρύσταλλοι των οποίων αποτελούνται από σύμπλοκα ιόντα, υπάρχουν και ομοιοπολικοί δεσμοί, για παράδειγμα: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-), κ.λπ. Τα άτομα που αποτελούν σύμπλοκα ιόντα συνδέονται με ομοιοπολικούς δεσμούς.

Μέταλλα (ουσίες με μεταλλικούς δεσμούς)πολύ διαφορετικές ως προς τις φυσικές τους ιδιότητες. Ανάμεσά τους υπάρχουν υγρά (Hg), πολύ μαλακά (Na, K) και πολύ σκληρά μέταλλα (W, Nb).

Χαρακτηριστικό γνώρισμα φυσικές ιδιότητεςμέταλλα είναι η υψηλή ηλεκτρική αγωγιμότητά τους (σε αντίθεση με τους ημιαγωγούς, μειώνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας), η υψηλή θερμοχωρητικότητα και η ολκιμότητα (για τα καθαρά μέταλλα).

Στη στερεά κατάσταση, σχεδόν όλες οι ουσίες αποτελούνται από κρυστάλλους. Σύμφωνα με τον τύπο της δομής και τον τύπο του χημικού δεσμού, οι κρύσταλλοι (" κρυσταλλικά πλέγματα") διαιρούμενο με ατομικός(κρύσταλλα Δεν μοριακές ουσίεςμε ομοιοπολικό δεσμό), ιωνικός(κρύσταλλοι ιοντικών ουσιών), μοριακός(κρύσταλλοι μοριακών ουσιών με ομοιοπολικούς δεσμούς) και μέταλλο(κρύσταλλοι ουσιών με μεταλλικό δεσμό).

Εργασίες και δοκιμές με θέμα «Θέμα 10. «Χημικός δεσμός. Δομή της ύλης».

• Τύποι χημικών δεσμών - Δομή ύλης βαθμού 8–9

  Μαθήματα: 2 Εργασίες: 9 Τεστ: 1

Επιλογή 1

1. Επιλέξτε χημικά στοιχεία - μέταλλακαι γράψτε τα σύμβολά τους: φώσφορος, ασβέστιο, βόριο, λίθιο, μαγνήσιο, άζωτο.

2. Προσδιορίστε ένα χημικό στοιχείο με ένα ηλεκτρονικό διάγραμμα ενός ατόμου

3. Προσδιορίστε τον τύπο του δεσμού στις ουσίες: χλωριούχο νάτριο NaCl, υδρογόνο H2, υδροχλώριο HCl.

4. Σχεδιάστε ένα διάγραμμα σχηματισμού δεσμού για μία από τις ουσίες που υποδεικνύονται στην εργασία 3.

Επιλογή 2

1. Επιλέξτε χημικά στοιχεία - αμέταλλακαι γράψτε τα σύμβολά τους: νάτριο, υδρογόνο, θείο, οξυγόνο, αλουμίνιο, άνθρακας.

2. Καταγράψτε το διάγραμμα ηλεκτρονική δομήάτομο άνθρακα.

3. Προσδιορίστε τον τύπο του δεσμού στις ουσίες: φθοριούχο νάτριο NaF, χλώριο Cl2, υδροφθόριο HF.

4. Σχεδιάστε ένα διάγραμμα σχηματισμού δεσμού για δύο από τις 3 ουσίες που υποδεικνύονται στην εργασία.

Επιλογή 3

1. Τακτοποιήστε τα πρόσημα των χημικών στοιχείων: Br, F, I, Cl με αύξουσα σειρά μη μεταλλικές ιδιότητες. Εξήγησε την απάντησή σου.

2. Συμπληρώστε το διάγραμμα της ηλεκτρονικής δομής του ατόμου
Προσδιορίστε το χημικό στοιχείο, τον αριθμό των πρωτονίων και των νετρονίων στον πυρήνα του ατόμου του.

3. Προσδιορίστε τους τύπους των χημικών δεσμών και σημειώστε τα σχήματα σχηματισμού ουσιών: χλωριούχο μαγνήσιο MgCl2, φθόριο F2, υδρόθειο H2S.

Επιλογή 4

1. Να ταξινομήσετε τα πρόσημα των χημικών στοιχείων: Li, K, Na, Mg κατά σειρά αυξανόμενων μεταλλικών ιδιοτήτων. Εξήγησε την απάντησή σου.

2. Σύμφωνα με το ηλεκτρονικό διάγραμμα του ατόμου προσδιορίζει το χημικό στοιχείο, τον αριθμό των πρωτονίων και των νετρονίων στον πυρήνα του.

3. Προσδιορίστε τον τύπο του χημικού δεσμού και σημειώστε τα σχήματα σχηματισμού τους για ουσίες: χλωριούχο ασβέστιο CaCl2, άζωτο N2, νερό H2O.