Хімічний зв'язок обумовлений. Види хімічних зв'язків

залежність зміни енергії зв'язування від міжядерної відстані

Хімічний зв'язок- міжатомне взаємодія, зумовлене перекриттям зовнішніх електронних оболонок атомів, що супроводжується зниженням загальної енергії системи, що утворилася. Хімічний зв'язок може утворюватися шляхом надання від кожного з атомів по одному або декільком неспареним електронам (кратні зв'язки) з утворенням електронних пар (ковалентний зв'язок) або при домінуванні одним атомом електронної пари, а іншим атомом вакантної електронної орбіталі (донорно-акцепторний зв'язок). У освіті хімічного зв'язку беруть участь лише електрони зовнішньої електронної оболонки, а внутрішні електронні рівні не торкаються. В результаті при утворенні хімічного зв'язку у кожного атома утворюється заповнена електронна оболонка зовнішнього електронного рівня, що складається з двох (дуплет) або восьми (октет) електронів. Хімічний зв'язок характеризується довжиною та енергією. Довжина хімічного зв'язку - це відстань між ядрами зв'язаних атомів. Енергія хімічного зв'язку показує скільки необхідно витратити енергії на розведення двох атомів, між якими існує хімічний зв'язок, на відстань, при якому цей хімічний зв'язок буде розірваний.

Виникнення хімічного зв'язку та зміна енергії, що при цьому відбуваються, можна описати наступною моделлю. Спочатку атоми розведені на велику відстань та енергія їхньої взаємодії близька до нуля. При зближенні атомів з-поміж них виникає слабке взаємодія. Коли міжядерна відстань стає порівнянною з радіусами електронних оболонок атомів, між атомами виникають два конкуруючі процеси. З одного боку, відбувається взаємне тяжіння між різноіменно зарядженими ядрами одного атома та електронами іншого атома, а з іншого боку відбувається взаємне відштовхування між однойменно зарядженими ядрами та електронними оболонками обох атомів. На певній відстані ( r 0 (\displaystyle (\mbox(r))_(0))) сили відштовхування і тяжіння між двома атомами вирівнюються, спостерігається мінімум потенційної енергії системи, що утворилася, з двох атомів ( E 1 (\displaystyle (\mbox(E))_(1))) та відбувається утворення хімічного зв'язку.

Валентність

Валентність(Від латинського valentia - сила) - здатність атома утворювати певну кількість хімічних зв'язків з іншими атомами. У різних сполуках атоми однієї й тієї ж елемента можуть виявляти різну валентність. Валентність атома визначається числом неспарених електронів в основному або збудженому стані, що беруть участь в освіті хімічного зв'язкуз іншим атомом.

Види хімічних зв'язків

Ковалентний зв'язок

Теорія ковалентного зв'язку, Заснована Гільбертом Льюїсом в 1916 році, полягала в тому, що хімічний зв'язок виникає в результаті утворення загальної електронної пари між взаємодіючими атомами.

Характеризує збільшення електронної густини між ядрами зв'язаних атомів. Кожен атом надає один або кілька електронів для утворення хімічного зв'язку. Відбувається утворення загальних електронних пар, які добудовують електронні рівні обох атомів. Залежно від того, скільки електронів здатний надати кожен атом, відбувається утворення однієї (одинарна) або декількох (кратна) електронних пар. В результаті на прямій, що з'єднує два атомні ядра, відбувається збільшення електронної щільності, до якої притягуються атомні ядра. Ідеальний ковалентний зв'язок характерний лише для двох однакових атомів. Наприклад, N 2 (\displaystyle (\mbox(N))_(2)). В разі Cl 2 (\displaystyle (\mbox(Cl))_(2)), кожен з атомів хлору, що мають на зовнішній електронній оболонці сім електронів і яким для утворення завершеної електронної оболонки не вистачає одного електрона, надає один неспарений електрон для утворення електронної пари, яка рівномірно розподілена між цими двома атомами. У атома азоту на зовнішньому електронному рівні знаходиться 5 електронів, з яких три неспарені, і йому не вистачає 3 електронів для отримання завершеної октетної оболонки. Кожен атом азоту надає по три електрони для утворення трьох електронних пар, які також рівномірно розподілені між атомами і відбувається утворення потрійного зв'язку (кратний ковалентний зв'язок). У разі різних атомів електронна щільність зміщена у бік більш електронегативного атома, тобто того атома, який сильніше притягує до себе електрони. У такому разі говорять про поляризацію хімічного зв'язку. В цьому випадку на одному з атомів, який більш електронегативний, виникає частково негативний заряд, а на іншому атомі - частково позитивний заряд. Наочним прикладом поляризованого ковалентного зв'язку може бути молекула монооксиду вуглецю - CO. Вуглець і кисень надають по 2 електрони для утворення зв'язку реалізуючи таким чином подвійний зв'язок. У той же час електронна щільність зміщена у бік атома кисню як до більш негативного атома і на ньому формується частковий негативний заряд. Відповідно, на атомі вуглецю утворюється частковий позитивний заряд.

Іонний зв'язок

приклад іонного зв'язку

Іонний зв'язокє крайнім випадком поляризованого ковалентного зв'язку, коли загальна електронна пара повністю належить одному з атомів. У разі одному з атомів реалізується повністю позитивний заряд, але в іншому - повністю негативний. Такий тип зв'язку характерний солей. Наприклад, хлорид натрію - NaCl. Кожен із атомів надає по одному електрону для утворення загальної електронної пари. Однак Cl повністю зміщує до себе електронну пару, що утворилася, і тим самим набуває повного негативного заряду, а Na, не має в такому випадку на зовнішньому електронному рівні жодного електрона, має повний позитивний заряд.

Донорно-акцепторний зв'язок

Донорно-акцепторний зв'язокє окремим випадком ковалентного зв'язку. Механізм утворення такого зв'язку полягає в тому, що власна електронна пара одного атома (донора) переходить у загальне користування донора та іншого атома, що надає вільну орбіталь (акцептора). Такий тип зв'язку хоршо ілюструє утворення іона амонію. NH 4 + (\displaystyle (\mbox(NH))_(4)(^(+))). Атом азоту надає по одному електрону трьох атомів водню для утворення ковалентного зв'язку. При цьому азот має власну неподілену електронну пару, яку він може надати для утворення зв'язку з іоном водню, у якого немає електрона, але є незаповнений електронний рівень. Як донори електронних пар зазвичай виступають атоми з великою кількістю електронів, але мають невелику кількість неспарених електронів. Наприклад: азот, кисень, фосфор, сірка.

Металевий зв'язок

Металевий зв'язокхарактерна лише металів та його сплавів. Атоми металу утворюють кістяк, каркас кристалічної решітки. Електрони металів, що мають малу кількість валентних електронів та їх досить слабкий зв'язок із ядром, здатні легко від них відриватися, утворюючи так званий електронний газ. В результаті атоми металу, що знаходяться у вузлах кристалічної решітки мають позитивний заряд, а валентні електрони, що відірвалися, вільно переміщаються між вузлами решітки і зв'язують іони металу. У свою чергу, позитивно заряджені іони металу не дозволяють розсіюватися електронам за межі кристалічних ґрат. Наявність вільних рухомих електронів зумовлює такі властивості металів як висока електро- та теплопровідність. Пластичність металів пояснюється тим, що при деформації відбувається усунення іонів металу відносно один одного без розриву зв'язку. Також металева зв'язок зберігається у кристалах, а й у розплавах металів.

Водневий зв'язок та ван-дер-ваальсова взаємодія

Дані види зв'язку лише умовно можна назвати хімічними та правильніше їх відносити до міжмолекулярних та внутрішньомолекулярних взаємодій.

Водневий зв'язоквиникає між зв'язаним атомом водню однієї молекули та електронегативним атомом іншої молекули. Водневий зв'язок має частково електростатичний, а частково донорно-акцепторну природу. Наочним прикладом реалізації такого зв'язку може бути об'єднання кількох молекул води в кластери. У молекулі води атом кисню зміщує він електронну щільність набуваючи частковий негативний заряд, а водень відповідно - частково позитивний і може взаємодіяти з неподіленою електронною парою кисню сусідньої молекули. Водневий зв'язок може виникати не тільки між різними молекулами, а й усередині самої молекули. Завдяки внутрішньомолекулярному водневому зв'язку можливе утворення спіральної структури ДНК.

Ван-дер-ваальсова взаємодіявиникає з допомогою виникнення наведених дипольних моментів. Такий вид взаємодії може виникати між різними молекулами, і усередині однієї молекули між сусідніми атомами з допомогою виникнення дипольного моменту в атомів під час руху електронів. Ван-дер-ваальсова взаємодія може бути притягуючим та відштовхуючим. Міжмолекулярна взаємодія має характер тяжіння, а внутрішньомолекулярна - відштовхування. Внутрішньомолекулярна ван-дер-ваальсова взаємодія робить істотний внесок у геометрію молекули.

Висновок

При всій простоті, що здається, класифікації хімічних зв'язків не завжди вдається правильне віднесення. Наприклад, у ІЮПАК йде обговорення про перегляд природи водневого зв'язку і віднесення її лише як до різновиду ковалентного зв'язку (). Крім того існують приклади сполук, що не вписуються в рамки класичної теорії утворення хімічних зв'язків і валентності. Таких сполук дуже багато в елементоорганічній хімії. Наприклад карборанмає у своєму складі атоми вуглецю, які в класичній теорії валентних зв'язків повинні бути шести валентними (1 зв'язок з протоном, 4 або 5 зв'язків з атомами бору та 2 або 1 зв'язок з вуглецем залежно від будови карборану), чого не може бути (на зовнішньому електронному рівні 4 електрони). Однак було введено поняття двох електронних трицентрових зв'язків, коли електронна пара належить не двом атомам, а як би рівномірно розмазана між трьома атомами, що дозволяє обійти цю невідповідність.

164039 0

Кожен атом має деяке число електронів.

Вступаючи в хімічні реакції, атоми віддають, набувають, або узагальнюють електрони, досягаючи найбільш стійкої електронної конфігурації. Найбільш стійкою виявляється конфігурація з найнижчою енергією (як у атомах шляхетних газів). Ця закономірність називається "правилом октету" (рис. 1).

Мал. 1.

Це правило стосується всіх типам зв'язків. Електронні зв'язки між атомами дозволяють їм формувати стійкі структури, від найпростіших кристалів до складних біомолекул, що утворюють, зрештою, живі системи. Вони відрізняються від кристалів безперервним обміном речовин. При цьому багато хімічних реакцій протікають за механізмами електронного перенесенняякі відіграють найважливішу роль в енергетичних процесах в організмі.

Хімічний зв'язок - це сила, що утримує разом два або кілька атомів, іонів, молекул або будь-яку їхню комбінацію..

Природа хімічного зв'язку універсальна: це електростатична сила тяжіння між негативно зарядженими електронами та позитивно зарядженими ядрами, яка визначається конфігурацією електронів зовнішньої оболонки атомів. Здатність атома утворювати хімічні зв'язки називається валентністю, або ступенем окиснення. З валентністю пов'язане поняття про валентних електронах- електронах, що утворюють хімічні зв'язки, тобто які знаходяться на найбільш високоенергетичних орбіталях. Відповідно, зовнішню оболонку атома, що містить ці орбіталі, називають валентною оболонкою. В даний час недостатньо вказати наявність хімічного зв'язку, а необхідно уточнити її тип: іонна, ковалентна, дипольна, металева.

Перший тип зв'язку -іонна зв'язок

Відповідно до електронної теорії валентності Льюїса і Косселя, атоми можуть досягти стійкої електронної конфігурації двома способами: по-перше, втрачаючи електрони, перетворюючись на катіони, по-друге, купуючи їх, перетворюючись на аніони. Внаслідок електронного перенесення завдяки електростатичній силі тяжіння між іонами із зарядами протилежного знака утворюється хімічний зв'язок, названий Косселем « електровалентної»(тепер її називають іонної).

У цьому випадку аніони та катіони утворюють стійку електронну конфігурацію із заповненою зовнішньою електронною оболонкою. Типові іонні зв'язки утворюються з катіонів Т і II груп періодичної системи та аніонів неметалічних елементів VI та VII груп (16 та 17 підгруп - відповідно, халькогеніві галогенів). Зв'язки у іонних сполук ненасичені та ненаправлені, тому можливість електростатичної взаємодії з іншими іонами у них зберігається. На рис. 2 та 3 показані приклади іонних зв'язків, що відповідають моделі електронного перенесення Косселя.

Мал. 2.

Мал. 3.Іонний зв'язок у молекулі кухонної солі (NaCl)

Тут доречно нагадати про деякі властивості, що пояснюють поведінку речовин у природі, зокрема, розглянути уявлення про кислотахі підставах.

Водні розчини цих речовин є електролітами. Вони по-різному змінюють забарвлення індикаторів. Механізм дії індикаторів відкрили Ф.В. Оствальдом. Він показав, що індикатори є слабкими кислотами або основами, забарвлення яких у недисоційованому та дисоційованому станах відрізняється.

Підстави здатні нейтралізувати кислоти. Не всі підстави розчиняються у воді (наприклад, нерозчинні деякі органічні сполуки, що не містять ОН-груп, зокрема, триетиламін N(З 2 Н 5) 3); розчинні основи називають лугами.

Водні розчини кислот вступають у характерні реакції:

а) з оксидами металів - з утворенням солі та води;

б) з металами - з утворенням солі та водню;

в) з карбонатами – з утворенням солі, З 2 та Н 2 O.

Властивості кислот та основ описують кілька теорій. Відповідно до теорії С.А. Арреніуса, кислота є речовиною, що дисоціює з утворенням іонів Н+ , тоді як основа утворює іони ВІН‑ . Ця теорія не враховує існування органічних основ, які мають гідроксильних груп.

Відповідно до протоннийтеорією Бренстеда і Лоурі, кислота є речовина, що містить молекули або іони, що віддають протони ( донорипротонів), а основа - речовина, що складається з молекул або іонів, що приймають протони ( акцепторипротонів). Зазначимо, що у водних розчинах іони водню існують у гідратованій формі, тобто у вигляді іонів гідроксонію H 3 O+. Ця теорія описує реакції не тільки з водою і гідроксидними іонами, але і здійснюються у відсутності розчинника або з неводним розчинником.

Наприклад, реакції між аміаком NH 3 (слабкою основою) і хлороводнем в газовій фазі утворюється твердий хлорид амонію, причому в рівноважній суміші двох речовин завжди присутні 4 частинки, дві з яких - кислоти, а дві інші - основи:

Ця рівноважна суміш складається з двох пар пар кислот і основ:

1)NH 4+ і NH 3

2) HClі Сl ‑

Тут у кожній парі кислота і основа різняться на один протон. Кожна кислота має пов'язану з нею основу. Сильній кислоті відповідає слабка сполучена основа, а слабкій кислоті - сильна сполучена основа.

Теорія Бренстеда-Лоурі дозволяє пояснити унікальність ролі води для життєдіяльності біосфери. Вода, залежно від речовини, що взаємодіє з нею, може виявляти властивості або кислоти, або основи. Наприклад, у реакціях з водними розчинами оцтової кислоти вода є основою, а з водними розчинами аміаку – кислотою.

1) СН 3 СООН + Н 2 O ↔ Н 3 O + + СН 3 СТОВ‑ . Тут молекула оцтової кислоти донує протон молекули води;

2) NH 3 + Н 2 O ↔ NH 4 + + ВІН‑ . Тут молекула аміаку акцептує протон молекули води.

Таким чином, вода може утворювати дві пари:

1) Н 2 O(кислота) та ВІН‑ (сполучена основа)

2) Н 3 Про+ (кислота) та Н 2 O(Сполучена основа).

У першому випадку вода донує протон, а в другому – акцептує його.

Така властивість називається амфіпротонністю. Речовини, здатні вступати в реакції в якості і кислот, і основ, називаються амфотерними. У живій природі такі речовини трапляються часто. Наприклад, амінокислоти здатні утворювати солі і з кислотами, і з основами. Тому пептиди легко утворюють координаційні сполуки із присутніми іонами металів.

Таким чином, характерна властивість іонного зв'язку - повне переміщення нари електронів, що зв'язують, до одного з ядер. Це означає, що між іонами існує область, де електронна густина майже нульова.

Другий тип зв'язку -ковалентна зв'язок

Атоми можуть утворювати стійкі електронні конфігурації шляхом узагальнення електронів.

Такий зв'язок утворюється, коли пара електронів узагальнюється по одному від кожногоатома. У такому разі узагальнені електрони зв'язку розподілені між атомами порівну. Прикладами ковалентного зв'язку можна назвати гомоядернідвоатомні молекули Н 2 , N 2 , F 2 . Цей тип зв'язку є у алотропов O 2 та озону O 3 та у багатоатомної молекули S 8 , а також у гетероядерних молекулхлороводню НСl, Вуглекислий газ З 2 , метану СH 4 , етанолу З 2 Н 5 ВІН, гексафториду сірки SF 6 , ацетилену З 2 Н 2 . У всіх цих молекул електрони однаково загальні, які зв'язки насичені і спрямовані однаково (рис. 4).

Для біологів важливо, що у подвійного та потрійного зв'язків ковалентні радіуси атомів порівняно з одинарним зв'язком зменшені.

Мал. 4.Ковалентний зв'язок у молекулі Сl 2 .

Іонний та ковалентний типи зв'язків - це два граничні випадки безлічі існуючих типів хімічних зв'язків, причому на практиці більшість зв'язків проміжні.

З'єднання двох елементів, розташованих у протилежних кінцях одного чи різних періодів системи Менделєєва, переважно утворюють іонні зв'язки. У міру зближення елементів у межах періоду іонний характер їх сполук зменшується, а ковалентний збільшується. Наприклад, галогеніди та оксиди елементів лівої частини періодичної таблиці утворюють переважно іонні зв'язки ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), а такі ж з'єднання елементів правої частини таблиці - ковалентні ( Н 2 O, СО 2 , NH 3 , NO 2 , СН 4, фенол C 6 H 5 OH, глюкоза З 6 H 12 Про 6, етанол З 2 Н 5 ВІН).

Ковалентний зв'язок, своєю чергою, має ще одну модифікацію.

У багатоатомних іонів і в складних біологічних молекулах обидва електрони можуть відбуватися тільки з одногоатома. Він називається доноромелектронної пари. Атом, який узагальнює з донором цю пару електронів, називається акцепторомелектронної пари. Такий різновид ковалентного зв'язку названо координаційної (донорно-акцепторної, абодативний) зв'язком(Рис. 5). Цей тип зв'язку найбільш важливий для біології та медицини, оскільки хімія найважливіших для метаболізму d-елементів значною мірою описується координаційними зв'язками.

Рис. 5.

Як правило, у комплексному з'єднанні атом металу виступає акцептором електронної пари; навпаки, при іонних та ковалентних зв'язках атом металу є донором електрона.

Суть ковалентного зв'язку та його різновиду - координаційного зв'язку - можна прояснити за допомогою ще однієї теорії кислот та основ, запропонованої ГН. Льюїс. Він дещо розширив смислове поняття термінів «кислота» та «основа» з теорії Бренстеда-Лоурі. Теорія Льюїса пояснює природу утворення комплексних іонів та участь речовин у реакціях нуклеофільного заміщення, тобто утворенні КС.

Згідно з Льюїсом, кислота - це речовина, здатна утворювати ковалентний зв'язок шляхом акцептування електронної пари від основи. Льюїсовою основою названо речовину, що володіє неподіленою електронною парою, яка, доніруя електрони, утворює ковалентний зв'язок з Льюїсовою кислотою.

Тобто теорія Льюїса розширює коло кислотно-основних реакцій також на реакції, в яких протони зовсім не беруть участь. Причому сам протон, з цієї теорії, також є кислотою, оскільки здатний акцептувати електронну пару.

Отже, згідно з цією теорією, катіони є Льюїсовими кислотами, а аніони - Льюїсовими основами. Прикладом можуть бути наступні реакції:

Вище зазначено, що підрозділ речовин на іонні та ковалентні відносний, оскільки повного переходу електрона від атомів металу до акцепторних атомів у ковалентних молекулах не відбувається. У з'єднаннях з іонним зв'язком кожен іон знаходиться в електричному полі іонів протилежного знака, тому вони взаємно поляризуються, а їх оболонки деформуються.

Поляризованістьвизначається електронною структурою, зарядом та розмірами іона; у аніонів вона вища, ніж у катіонів. Найбільша поляризуемість серед катіонів - у катіонів більшого заряду та меншого розміру, наприклад, у Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Аl 3+ , Тl 3+. Сильна поляризуюча дія має Н+. Оскільки вплив поляризації іонів двосторонній, вона значно змінює властивості утворених ними сполук.

Третій тип зв'язку -диполь-дипольна зв'язок

Крім перелічених типів зв'язку, розрізняють ще диполь-дипольні міжмолекулярнівзаємодії, звані також вандерваал'совими .

Сила цих взаємодій залежить від природи молекул.

Вирізняють взаємодії трьох типів: постійний диполь - постійний диполь ( диполь-дипольнетяжіння); постійний диполь - індукований диполь ( індукційнетяжіння); миттєвий диполь - індукований диполь ( дисперсійнетяжіння, чи лондонівські сили; Мал. 6).

Мал. 6.

Диполь-дипольним моментом мають лише молекули з полярними ковалентними зв'язками ( HCl, NH 3 , SO 2 , Н 2 O, C 6 H 5 Cl), причому сила зв'язку становить 1-2 дебая(1Д = 3,338 × 10-30 кулон-метра - Кл × м).

У біохімії виділяють ще один тип зв'язку - водневу зв'язок, що є граничним випадком диполь-дипольноготяжіння. Цей зв'язок утворений тяжінням між атомом водню та електронегативним атомом невеликого розміру, найчастіше - киснем, фтором та азотом. З великими атомами, що мають аналогічну електронегативність (наприклад, з хлором і сіркою), водневий зв'язок виявляється значно слабшим. Атом водню відрізняється однією істотною особливістю: при відтягуванні електронів, що зв'язують його ядро - протон - оголюється і перестає екрануватися електронами.

Тому атом перетворюється на великий диполь.

Водневий зв'язок, на відміну від вандерваальсової, утворюється не тільки при міжмолекулярних взаємодіях, а й усередині однієї молекули. внутрішньомолекулярнаводневий зв'язок. Водневі зв'язки відіграють у біохімії важливу роль, наприклад, для стабілізації структури білків у вигляді аспіралі, або для утворення подвійної спіралі ДНК (рис. 7).

Рис.7.

Водневий і вандерваальсовий зв'язки значно слабші, ніж іонний, ковалентний і координаційний. Енергія міжмолекулярних зв'язків вказана у табл. 1.

Таблиця 1.Енергія міжмолекулярних сил

Примітка: Ступінь міжмолекулярних взаємодій відображають показники ентальпії плавлення та випаровування (кипіння). Іонним сполукам потрібно поділу іонів значно більше енергії, ніж поділу молекул. Ентальпії плавлення іонних сполук значно вищі, ніж молекулярні сполуки.

Четвертий тип зв'язку -металевий зв'язок

Нарешті є ще один тип міжмолекулярних зв'язків - металевий: зв'язок позитивних іонів грат металів з вільними електронами. У біологічних об'єктах цей тип зв'язку немає.

З короткого огляду типів зв'язків з'ясовується одна деталь: важливим параметром атома чи іона металу - донора електронів, і навіть атома - акцептоpa електронів є його розмір.

Не вдаючись у деталі, зазначимо, що ковалентні радіуси атомів, іонні радіуси металів і вандерваальсові радіуси молекул, що взаємодіють, збільшуються в міру зростання їх порядкового номера в групах періодичної системи. При цьому значення радіусів іонів – найменші, а вандерваальсових радіусів – найбільші. Як правило, при русі вниз по групі радіуси всіх елементів збільшуються, причому як ковалентні, так і вандерваальсові.

Найбільше значення для біологів та медиків мають координаційні(донорно-акцепторні) зв'язки, що розглядаються координаційною хімією.

Медична біонеорганіка. Г.К. Барашків

Хімія - дивовижна і, зізнатися, заплутана наука. Чомусь асоціюється вона із яскравими експериментами, різнокольоровими пробірками, густими хмарами пари. Але мало хто замислюється над тим, звідки ж береться це «чарівництво». Насправді, жодна реакція не проходить без утворення сполук між атомами реагентів. Більше того, ці «перемички» іноді трапляються і в простих елементах. Вони впливають на здатність речовин вступати в реакції та пояснюють деякі їх фізичні властивості.

Які ж бувають види хімічних зв'язків та як вони впливають на сполуки?

Теорія

Починати треба з найпростішого. Хімічний зв'язок - це взаємодія, у якому атоми речовин з'єднуються і утворюють складніші речовини. Помилково вважати, що це властиво лише сполукам на кшталт солей, кислот і основ - навіть прості речовини, молекули яких складаються з двох атомів, мають ці «перемички», якщо можна умовно назвати зв'язок. До речі, важливо запам'ятати, що об'єднатися можуть лише атоми, що мають різні заряди (це основи фізики: однаково заряджені частинки відштовхуються, а протилежні - притягуються), так що в складних речовинах завжди знайдеться катіон (іон з позитивним зарядом) та аніон (негативна частка) ), а саме з'єднання завжди буде нейтральним.

Тепер спробуємо розібратися у тому, як відбувається утворення хімічного зв'язку.

Механізм освіти

Будь-яка речовина має певну кількість електронів, розподілених за енергетичними шарами. Найуразливішим вважається зовнішній шар, на якому зазвичай знаходиться найменша кількість цих частинок. Дізнатися їх число можна, подивившись номер групи (рядок з цифрами від однієї до восьми у верхній частині таблиці Менделєєва), у якій перебуває хімічний елемент, а кількість енергетичних шарів дорівнює номеру періоду (від однієї до семи, вертикальна рядок ліворуч від елементів).

В ідеалі на зовнішньому енергетичному шарі є вісім електронів. Якщо їх не вистачає, атом намагається перетягнути їх в іншої частки. Саме в процесі відбору необхідних завершення зовнішнього енергетичного шару електронів утворюються хімічні зв'язки речовин. Їх число може змінюватись і залежить від кількості валентних, або неспарених частинок (щоб дізнатися, скільки їх в атомі, потрібно скласти його електронну формулу). Число електронів, що не мають пару, буде дорівнює кількості зв'язків, що утворилися.

Трохи докладніше про типи

Види хімічних зв'язків, що утворюються при реакціях або просто в молекулі якоїсь речовини, повністю залежать від самого елемента. Розрізняють три типи «перемичок» між атомами: іонний, металевий та ковалентний. Останній, своєю чергою, ділиться на полярний і неполярний.

Щоб зрозуміти, яким зв'язком пов'язані атоми, використовують своєрідне правило: якщо елементи перебувають у правій і лівій частинах таблиці (тобто є металом і неметалом, наприклад NaCl), їх з'єднання - відмінний приклад іонної зв'язку. Два неметали утворюють ковалентний полярний зв'язок (HCl), а два атоми однієї речовини, з'єднуючись в одну молекулу, - ковалентну неполярну (Cl 2 , O 2). Вищеназвані типи хімічних зв'язків не підходять для речовин, які з металів, - там зустрічається виключно металева зв'язок.

Ковалентна взаємодія

Як згадувалося раніше, види хімічних зв'язків мають певний впливом геть речовини. Так, наприклад, ковалентна «перемичка» дуже нестійка, через що з'єднання з нею легко руйнуються при найменшому зовнішньому впливі, нагріванні, наприклад. Щоправда, це стосується лише молекулярних речовин. Ті ж, що мають немолекулярну будову, практично неруйнівні (ідеальний приклад – кристал алмазу – з'єднання атомів вуглецю).

Повернемося до полярного та неполярного ковалентного зв'язку. З неполярної все просто - електрони, між якими утворюється перемичка, знаходяться на рівній відстані від атомів. Але в другому випадку вони зміщуються до одного з елементів. Переможцем у «перетягуванні» виявиться та речовина, електронегативність (здатність залучати електрони) якої вища. Визначається вона за спеціальними таблицями, і чим більша різниця цієї величини у двох елементів, тим більше полярним буде зв'язок між ними. Щоправда єдине, навіщо може стати в нагоді знання електронегативності елементів, - визначення катіона (позитивний заряд - речовина, в якого ця величина буде менше) і аніону (негативна частка з кращою здатністю до залучення електронів).

Іонний зв'язок

Для з'єднання металу та неметалу підходять далеко не всі типи хімічних зв'язків. Як вже говорилося вище, якщо різниця в електронегативності елементів величезна (а саме так буває, коли вони розташовані в протилежних частинах таблиці), між ними утворюється іонний зв'язок. У цьому випадку валентні електрони переходять від атома з меншою електронегативністю до атома з більшою, утворюючи аніон та катіон. Найяскравішим прикладом такого зв'язку є з'єднання галогену і металу, наприклад AlCl 2 або HF.

Металевий зв'язок

З металами все ще простіше. Їм чужі перелічені вище види хімічних зв'язків, тому що у них є власна. З'єднувати вона може атоми однієї речовини (Li 2), так і різних (AlCr 2), в останньому випадку утворюються сплави. Якщо говорити про фізичні властивості, то метали поєднують у собі пластичність і міцність, тобто вони не руйнуються за найменшої дії, а просто змінюють форму.

Міжмолекулярний зв'язок

До речі, хімічні зв'язки у молекулах теж існують. Вони так і називаються – міжмолекулярними. Найпоширеніший тип - водневий зв'язок, при якому атом водню запозичує електрони у елемента з високою електронегативністю (у молекули води, наприклад).

БК Леон є провідним онлайн-букмекером на ринку гемблінгів. Компанія особливу увагу приділяє безперебійній роботі сервісу. Також постійно удосконалюється функціонал порталу. Для зручності користувачів створено дзеркало Леон.

Перейти на дзеркало

Що таке дзеркало Леон?

Для отримання доступу до офіційного порталу БК Leon необхідно скористатися дзеркалом. Користувачеві робоче дзеркало надає безліч переваг таких, як:

різноманітна лінійка спортивних заходів, що мають високі коефіцієнти;
надання можливості гри в режимі Live, дивитися матчі буде цікавим заняттям;
докладний матеріал щодо проведених змагань;
зручний інтерфейс, з яким швидко розбереться навіть недосвідчений користувач.

Робоче дзеркало є копією офіційного порталу. Він має ідентичну функціональність та синхронну базу даних. За рахунок цього дані облікового запису не змінюються. Розробниками передбачено можливість блокування робочого дзеркала, на такий випадок надається інше. Дані точні копії розсилаються та контролюються співробітниками БК Леон. Якщо скористатися дзеркалом, що функціонує, то можна отримати доступ до офіційного порталу БК Леон.

Користувачеві не складе труднощів знайти дзеркало, оскільки їх список підлягає оновленню. При закритому доступі від відвідувача сайту потрібно встановити установку програми Леон для мобільного телефону на комп'ютер. Також необхідно змінити IP на іншу країну за рахунок VPN. Для зміни розташування користувача або провайдера потрібно скористатися TOP-браузером.

Розробники передбачили різноманітні можливості користування дзеркалом. Для цього з правого боку сайту є напис "Доступ до сайту", зелена кнопка "Обхід блокувань" дозволяє гравцеві зайти в підменю та додати універсальну закладку до браузера.

Також зручність користувачеві надає мобільний додаток. Якщо потрібно дізнатися про нову адресу дзеркала порталу, можна зателефонувати на безкоштовний телефон. Отримувати доступ до дзеркала дозволяє канал @leonbets_official на Telegram. Програма Leonacsess для Windows дозволяє завжди отримати доступ до сайту. Дані способи дають можливість отримати доступ до робочого дзеркала.

Чому заблокували основний сайт Леон

Це відбувається внаслідок дій служби Роскомнагляду. Це з відсутністю ліцензії на ведення букмекерської діяльності. Синій Leon не отримав ліцензії, щоб гравець не платив з виграшу 13%.

Як зареєструватися на дзеркалі Леонбетс

Зареєструватись на цьому сайті значно простіше, ніж офіційно. Користувачеві не потрібно реєструватися на двох порталах, що займає до двох днів. Якщо віддати перевагу робочому дзеркалу, то ця процедура буде максимально простою.

Для цього користувачеві знадобиться лише заповнити дані щодо П. І. О., контакти. Також необхідно визначитися з валютою, вказати дату народження та домашню адресу. Також потрібно передплатити розсилку повідомлень. Це дозволить оперативно отримувати інформацію від букмекерів. Зареєстрований користувач має можливість мати доступ до особистого кабінету, що дозволяє зробити ставку на матчі, заходи. У разі виникнення складнощів можна звернутися до служби технічної підтримки.

Зовнішні оболонки всіх елементів, крім благородних газів, є НЕЗАВЕРШЕНИМИ і в процесі хімічної взаємодії вони ЗАВЕРШАЮТЬСЯ.

Хімічний зв'язок утворюється з допомогою електронів зовнішніх електронних оболонок, але здійснюється вона по-різному.

Розрізняють три основні типи хімічного зв'язку:

Ковалентний зв'язок та його різновиди: полярний та неполярний ковалентний зв'язок;

Іонний зв'язок;

Металевий зв'язок.

Іонний зв'язок

Іонний хімічний зв'язок – це зв'язок, що утворився за рахунок електростатичного тяжіння катіонів до аніонів.

Іонна зв'язок виникає між атомами, різко відмінними друг від друга величинами електронегативності, тому пара електронів, що утворює зв'язок, сильно зміщена одного з атомів, отже вважатимуться її належить атому цього елемента.

Електронегативність – це здатність атомів хімічних елементів притягувати до себе свої та чужі електрони.

Природу іонного зв'язку, структуру та властивості іонних сполук пояснюють з позиції електростатичної теорії хімічних зв'язків.

Освіта катіонів: М 0 - n e - = M n+

Утворення аніонів: НМ 0 + n e - = Не M n-

Наприклад: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -

При горінні металевого натрію в хлорі в результаті окислювально-відновної реакції утворюються катіони сильно електропозитивного елемента натрію та аніони сильно-електронегативного елемента хлору.

Висновок: іонний хімічний зв'язок утворюється між атомами металу і неметалу, що сильно відрізняються за електронегативністю.

Наприклад: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2 і т.д.

Ковалентний неполярний та полярний зв'язок

Ковалентним зв'язком називається зв'язування атомів за допомогою загальних (поділених між ними) електронних пар.

Ковалентний неполярний зв'язок

Розглянемо виникнення ковалентного неполярного зв'язку з прикладу утворення молекули водню із двох атомів водню. Цей процес є типовою хімічної реакцією, оскільки з однієї речовини (атомарного водню) утворюється інше - молекулярний водень. Зовнішньою ознакою енергетичної "вигідності" цього процесу є виділення великої кількості теплоти.

Електронні оболонки атомів водню (з одним s-електроном у кожного атома) зливаються в загальну електронну хмару (молекулярну орбіталь), де обидва електрони "обслуговують" ядра незалежно від того, "своє" це ядро або "чуже". Нова електронна оболонка подібна до завершеної електронної оболонки інертного газу гелію з двох електронів:1s 2 .

Насправді використовують найпростіші методи. Наприклад, американський хімік Дж. Льюїс у 1916 році запропонував позначати електрони крапками поряд із символами елементів. Одна точка означає один електрон. У цьому випадку утворення молекули водню з атомів записується так:

Розглянемо зв'язування двох атомів хлору 17 Cl (заряд ядра Z = 17) у двоатомну молекулу з позицій будови електронних оболонок хлору.

На зовнішньому електронному рівні хлору міститься s 2 + p 5 = 7 електронів. Оскільки електрони нижніх рівнів не беруть участі у хімічному взаємодії, точками позначимо лише електрони зовнішнього рівня. Ці зовнішні електрони (7 штук) можна розмістити у вигляді трьох електронних пар та одного неспареного електрона.

Після об'єднання молекулу з неспарених електронів двох атомів виходить нова електронна пара:

У цьому кожен із атомів хлору перебувають у оточенні ОКТЕТА електронів. У цьому легко переконатися, якщо обвести кухлем будь-який з атомів хлору.

Ковалентний зв'язок утворює лише пара електронів, що знаходиться між атомами. Вона називається поділеною парою. Інші пари електронів називають неподіленими парами. Вони заповнюють оболонки та не беруть участь у зв'язуванні.

Атоми утворюють хімічні зв'язки в результаті усуспільнення такої кількості електронів, щоб придбати електронну конфігурацію, подібну до завершеної електронної конфігурації атомів шляхетних елементів.

За теорією Льюїса і правилом октету зв'язок між атомами може здійснюватися не обов'язково однією, а й двома і навіть трьома поділеними парами, якщо цього вимагає правило октету. Такі зв'язки називаються подвійними та потрійними.

Наприклад, кисень може утворювати двоатомну молекулу з октетом електронів у кожного атома тільки тоді, коли між атомами містяться дві поділені пари:

Атоми азоту (2s 2 2p 3 на останній оболонці) також зв'язуються в двоатомну молекулу, але для організації октету електронів їм потрібно розташувати між собою вже три поділені пари:

Висновок: ковалентний неполярний зв'язок виникає між атомами з однаковою електронегативністю, тобто між атомами одного хімічного елемента – неметал.

Наприклад: у молекулах H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 - ковалентний неполярний зв'язок.

Ковалентний зв'язок

Полярний ковалентний зв'язок займає проміжне положення між суто ковалентним зв'язком і іонним зв'язком. Так само, як і іонна, вона може виникнути лише між двома атомами різних видів.

Як приклад розглянемо утворення води реакції між атомами водню (Z = 1) і кисню (Z = 8). Для цього зручно спочатку записати електронні формули для зовнішніх оболонок водню (1s 1) та кисню (...2s 2 2p 4).

Виявляється, для цього необхідно взяти саме два атоми водню на один атом кисню. Однак природа така, що акцепторні властивості атома кисню вищі, ніж у атома водню (про причини цього - трохи пізніше). Тому електронні пари, що зв'язують, у формулі Льюїса для води злегка зміщені до ядра атома кисню. Зв'язок у молекулі води - полярна ковалентна, але в атомах з'являються часткові позитивні і негативні заряди.

Висновок: ковалентний полярний зв'язок виникає між атомами з різною електронегативністю, тобто між атомами різних хімічних елементів – неметалів.

Наприклад: у молекулах HCl, H 2 S, NH 3 , P 2 O 5 , CH 4 - ковалентний полярний зв'язок.

Структурні формули

В даний час прийнято зображати електронні пари (тобто хімічні зв'язки) між атомами рисками. Кожна рисочка - це поділена пара електронів. В цьому випадку вже знайомі нам молекули виглядають так:

Формули з рисками між атомами називаються структурними формулами. Найчастіше у структурних формулах не зображують неподілені пари електронів

Структурні формули дуже хороші зображення молекул: вони чітко показують - як атоми пов'язані між собою, у порядку, якими зв'язками.

Зв'язувальна пара електронів у формулах Льюїса - те саме, що одна рисочка в структурних формулах.

Подвійні та потрійні зв'язки мають загальну назву – кратні зв'язки. Про молекулу азоту також говорять, що вона має порядок зв'язку, що дорівнює трьом. У молекулі кисню порядок зв'язку дорівнює двом. Порядок зв'язку в молекулах водню та хлору – один. У водню та хлору вже не кратний, а простий зв'язок.

Порядок зв'язку – це кількість узагальнених поділених пар між двома зв'язаними атомами. Порядок зв'язку вище трьох не зустрічається.