Как найти ионную связь примеры

Ионы – это атомы, потерявшие или получившие электроны и, как следствие, некоторый заряд. Для начала хотелось бы напомнить, что ионы бывают двух типов: катионы (положительный заряд ядра больше, чем количество электронов, несущих отрицательный заряд) и анионы (заряд ядра меньше количества электронов). Ионная связь образуется в результате взаимодействия двух ионов с разноименными зарядами.

Ионная и ковалентная связь

Данный тип связи является частным случаем ковалентной. Разность электроотрицательностей в данном случае столь велика (более чем 1,7 по Полингу), что общая пара электронов не частично смещается, а полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Поэтому образование ионной связи является результатом возникновения сильного электростатического взаимодействия между ионами. Важно понимать, что не существует стопроцентно ионной связи. Данный термин применяется, если «ионные признаки» более выражены (т.е. электронная пара сильно смещена к более электроотрицательному атому).

Механизм ионной связи

Атомы, имеющие практически полную или практически пустую валентную (внешнюю) оболочку, наиболее охотно вступают в химические реакции. Чем меньше пустых орбиталей на валентной оболочке, тем выше шанс, что атом получит электроны извне. И наоборот – чем меньше электронов находится на внешней оболочке, тем вероятнее, что атом отдаст электрон.

Электроотрицательность

Это способность атома притягивать к себе электроны, поэтому атомы с наиболее заполненными валентными оболочками более электроотрицательны.

Типичный металл охотно отдает электроны, тогда как типичный неметалл охотнее их забирает. Поэтому чаще всего ионную связь образуют металлы и неметаллы. Отдельно следует упомянуть другой тип ионной связи – молекулярную. Ее особенность в том, что в роли ионов выступают не отдельные атомы, а целые молекулы.

Схема ионной связи

На рисунке схематически изображено формирование фторида натрия. Натрий имеет низкую электроотрицательность и всего один электрон на валентной оболочке (ВО). Фтор – значительно более высокую электроотрицательность, ему не хватает всего одного электрона для заполнения ВО. Электрон с ВО натрия, переходит на ВО фтора, заполняя орбиталь, в следствии чего оба атома приобретают разноименные заряды и притягиваются друг к другу.

Свойства ионной связи

Ионная связь достаточно сильна – разрушить ее при помощи тепловой энергии крайне сложно, а потому вещества с ионной связью имеют высокую температуру плавления. В то же время радиус взаимодействия ионов достаточно низкий, что обуславливает ломкость подобных соединений. Важнейшими ее свойствами являются ненаправленность и ненасыщаемость. Ненаправленность происходит из формы электрического поля иона, которое представляет собой сферу и способно взаимодействовать с катионами или анионами во всех направлениях. При этом поля двух ионов не компенсируются полностью, вследствие чего они вынуждены притягивать к себе дополнительные ионы, образуя кристалл, – это и есть явление, называемое ненасыщаемостью. В ионных кристаллах нет молекул, а отдельные катионы и анионы окружены множеством ионов противоположного знака, количество которых зависит в основном от положения атомов в пространстве.

Кристаллы поваренной соли (NaCl) – типичный пример ионной связи.

Таблица веществ с ионной связью

Тест по теме «Ионная связь»

Содержание:

Ионная связь:

Ионы образуются в результате отдачи или присоединения электронов атомами. Атомы, отдающие свои валентные электроны, превращаются в положительно заряженные ионы, а атомы, принимающие эти электроны в отрицательно заряженные ионы. Ионы это заряженные частицы. Положительно заряженные ионы называются катионами, а отрицательно заряженные ионы анионами. Катионы в основном образуются от металлов и ионов аммония. Неметаллы в одиночку не образуют катионов (кроме H⁺). Из курса физики известно, что положительно и отрицательно заряженные ионы взаимно притягивают друг друга. Следовательно, между положительно и отрицательно заряженными ионами существуют взаимные силы притяжения.

Химическая связь, образованная между ионами в результате действия электростатических сил притяжения, называется ионной связью. Полученное при этом соединение носит название ионного или гетерополярного соединения. Ионная связь образуется между металлами и неметаллами, т.е. между атомами элементов с резко отличающимися электроотрицательностями. Самая сильная ионная связь возникает в солях кислородсодержащих и бескислородных кислот (например, между металлами (щелочные и щелочноземельные металлы) и галогенами), в основаниях. Следовательно, молекула хлорида натрия состоит из ионов натрия (Na⁺) и хлорид-ионов (Cl).

Свойства ионной связи

Ионной связи присущ целый ряд характерных свойств:

1. В соединениях с ионной связью кристаллы состоят не из молекул, а из множества ионов с противоположными зарядами.
2. В обычных условиях бывают в твердом состоянии, не проводят электрический ток.
3. Расплавы и водные растворы ионных соединений проводят электрический ток.
4. Соединения с ионной связью хорошо растворяются в полярных растворителях, легко вступают в химические реакции.

В солях, образованных щелочными металлами с одинаковыми галогенами, по мере возрастания порядкового номера металла, ионная связь усиливается, что объясняется активностью металла (например, в ряду LiF, NaF, K.F, RbF, CsF ). В различных галогенидах одних и тех же металлов по мере возрастания порядкового номера галогена, ионная связь ослабляется (например, NaF, NaCl, NaBr, NaI). Это объясняется ослаблением окислительных способностей (неметаллических свойств) галогена. В солях аммония также между ионом аммония (NH ) и кислотным остатком существует ионная связь.

В соединениях с ионной связью число ионных связей равно произведению числа катионов на валентность.
В солях, в составе которых содержится кислород и ион аммония, в том числе и в основаниях, имеются как ионная, так и полярная ковалентная связи.

В основаниях число полярных ковалентных связей равно числу гидроксильных групп.

В нормальных солях число полярных ковалентных связей равно произведению валентности центрального элемента на его индекс. В кислых же солях число полярных ковалентных связей равно произведению суммы валентности центрального элемента и количества H на индекс кислотного остатка.

Если в соединениях разница электроотрицательностей элементов больше 1,7, то это соединение с ионной связью, а если меньше 1,7, с ковалентной связью.

Металлическая связь

Химическая связь, образованная между положительно заряженными ионами металлов и относительно свободными электронами кристаллических решеток, называется металлической связью. Атомы металлов легко отдают свои валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы. Огносительно свободные электроны, оторвавшись от атомов, движутся между положительными ионами металлов, образуя металлическую связь, те. электроны словно цементируют положительные ионы кристаллической решетки металлов.

Металлическая связь обладает целым рядом характерных свойств:

1. При образовании металлической связи валентные электроны относятся не к двум атомам, а ко всему кристаллу.
2. Высокая электро- и теплопроводность металлов, их плавление при высокой температуре и способность отражать свет объясняются металлической связью.
3. Металлическая связь характерна для металлов и их расплавов.

Водородная связь

Химическая связь, образованная между атомом водорода одной молекулы и атомом более сильного электроотрицательного элемента (O,N,F) другой или же аналогичной молекулы, называется водородной связью.

Характерные свойства водородной связи:

1. Водородная связь обозначается 3-мя точками.
2. Водородная связь в 15 20 раз слабее ковалентной связи.
3. Образуется в таких веществах, как NH₃, Н₂O, HF, в том числе между органическими веществами, содержащими группы ОН, NH₂ COOH и др.
4. Водородная связь может быть как межмолекулярной, так и внутримолекулярной.

Вода, HF, спирты, водные растворы спиртов образуют межмолекулярные водородные связи. Для белков и многих органических соединений характерна внутримолекулярная водородная связь.

Радиус атома водорода очень маленький и при перемещении или отдаче своего единственного электрона другому атому он становится положительно заряженным. За счет этого водород одной молекулы взаимодействует с находящимися в составе других молекул (HF, Н₂О) атомами электроотрицательных элементов с частично отрицательным зарядом.

Образование водородной связи

За счет водородной связи действительная формула воды имеет следующий вид: (H₂O)_n

При переходе того или иного вещества, образующего водородную связь, из жидкого состояния в газообразное состояние, водородная связь разрывается, а в обратном процессе вновь восстанавливается.

Вода, находясь в твердом (лед) и жидком состояниях, образует водородную связь. При переходе же в газообразное состояние водородная связь разрывается.

При 1 и 2 превращениях водородная связь сохраняется, при третьем состоянии -разрывается, а при четвертом — восстанавливается. Увеличение объема воды при понижении температуры (т.е. объем льда бывает больше объема жидкой воды одинаковой массы, а плотность — меньше) объясняется наличием водородной связи. Эго связано с тем, что при понижении температуры происходит образование более упорядоченной структуры молекул и в результате их «упаковочная» плотность уменьшается.

Одна из причин того, что фтористая кислота является слабой кислотой, заключается в ассоциации друг с другом молекул HF посредством водородной связи. Вот почему действительная формула фтороводородной кислоты следующая: (HF)_n.

Типы кристаллических решеток

Кристаллические и аморфные вещества:

При механическом раздроблении кусочка хлорида натрия или другого твердого вещества образуются кристаллы определенной формы. Такие вещества называют кристаллическими веществами. Однако существуют и такие твердые вещества (стекло, куски смолы), которые при раздроблении под действием удара образуют осколки неопределенной формы. Такие вещества называют аморфными, т.е. бесформенными веществами.

Частицы (атомы, ионы и т.д.) твердых веществ, располагаясь в строгом порядке, образуют различного типа кристаллические решетки. Точки, в которых размещены частицы, называются узлами кристаллической решетки.

В графите атомы углерода на одной плоскости расположены близко друг к другу, а на разных плоскостях на отдаленном расстоянии друг от друга. Расположение атомов углерода, находящихся на разных плоскостях, в отдалении друг от друга приводит к расслоению графита на чешуйки. Свидетельством тому являются оставленные карандашом следы на бумаге (чешуйки графита).

В зависимости от вида частиц, расположенных в узлах кристаллической решетки, и характера связи между ними, различают четыре типа кристаллической решетки.

В отличие от кристаллических веществ, в аморфных веществах частицы расположены не в такой закономерности, а неупорядоченно.

Профессор Худу Мамедов (1927 1988) являлся член корреспондентом НАНА, доктором геолого минералогических наук, почетным членом Коралевской Академии Великобритании. Его основные научные труды от носятся к области ристаллохимии. Исследовал молекулярное и кристаллическое строения более 50 ти органических комплексных соединений слигандами.

Ионная кристаллическая решетка. Кристаллические решетки, в узлах которых содержатся соединенные ионными связями положительно и отрицательно заряженные ионы, называются ионными кристаллическими решетками. Ионные кристаллические решетки характерны для оксидов металлов, оснований и солей: NaCl, KCl, NaBr, KBr, N₂CO₃, Na₂SO₄, Fe₂O₃, Ca(OH)₂ и др.

Строение кристаллической решетки поваренной соли

Строение кристаллической решетки графита

Из-за сильного притяжения между ионами веществ с ионной кристаллической решеткой, эти вещества отличаются относительной тугоплавкостью, малой летучестью и определенной твёрдостью.

Атомные кристаллические решетки

Кристаллические решетки, в узлах которых содержатся отдельные атомы, связанные друг с другом ковалентной связью, называются атомными кристаллическими решетками.

В атомных кристаллических решетках атомы, как и ионы, располагаются в пространстве в различных положениях, образуя в результате различной формы кристаллы. Например, в узлах кристаллической решетки как алмаза, так и графита содержатся атомы углерода. Однако вследствие их различного расположения, кристаллы алмаза обладают формой тетраэдра, а кристаллы графита слоистой формой.

Аллотропические видоизменения углерода	Состояния гибридизации углерода	Xимический cocтав	Тип кристаллической решетки	Cтроение кристаллической решетки
Алмаз	sp3	Одинаковый (C)	Атомный	тетраэдрическое
Графит	sp2	слоистое
Карбин	sp	линейное

Хотя тип кристаллической решетки аллотропических видоизменений углерода и одинаковый, однако у них различное строение. Примерами веществ, образующих атомную кристаллическую решетку, являются В, С, Si, SiC (карборунд), SiO₂, красный и черный фосфор.

Так как в атомных кристаллических решетках этих веществ ковалентные связи между атомами обладают прочностью, для них характерны большая твердость и высокая температура плавления.

Хотя SiC и SiOi обладают атомной кристаллической решеткой, связь между их атомами образована посредством полярной ковалентной связи.

Молекулярная кристаллическая решетка

Кристаллические решетки, в узлах которых содержатся полярные и неполярные молекулы, связанные между собой межмолекулярными силами, называются молекулярными кристаллическими решетками. Молекулярные вещества образуют кристаллические решетки молекулярного типа.

Строение кристаллической решетки йода

Вещества, находящиеся при комнатной температуре в твердом состоянии и образованные только посредством ковалентной связи, в обычных условиях имеют молекулярную кристаллическую решетку, а газообразные, жидкие вещества образуют молекулярную кристаллическую решетку лишь в определенных условиях. В качестве примера веществ с молекулярными кристаллическими решетками в обычных условиях можно привести белый фосфор (Р₄), кристаллическую серу (S₈), Н₃РО₄, иод (I₂), НРО₃, Р₂О₅, глюкозу (C₆H₁₂O₆), сахарозу (C₁₂H₂₂O₁₁) и др.

В молекулярных кристаллических решетках веществ с неполярными ковалентными связями (H₂, N₂, О₂, О₃, F₂, Сl₂, Вr₂, l₂, Р₄, S₈) связи между молекулами создаются лишь слабыми межмолекулярными силами. В веществах с неполярной ковалентной связью межмолекулярное притяжение слабое. Вследствие этого они обладают очень низкой температурой плавления.

В кристаллических решетках веществ с полярной ковалентной связью (кроме SiC и SiO₂) действуют межмолекулярные и электростатические силы притяжения. Значит, только вещества, образованные посредством полярной ковалентной и неполярной ковалентной связи, создают молекулярную кристаллическую решетку. Например, H₂O, HCl, HBr, HI, CO₂, HNO₃, H₂SO₄, большинство органических веществ и др.

Металлические кристаллические решетки

Кристаллические решетки, в узлах которых содержатся отдельные атомы или ионы металлов, связанные общими электронами, называются металлическими кристаллическими решетками. Большинство металлов (Na, Ca, Fe, Al, Cu и др.), а также расплавов, образуют металлические кристаллические решетки.

Многие свойства металлов электрическая проводимость, теплопроводность, ковкость и др. объясняются свободным движением электронов, образующих металлическую связь.

Некоторые физические свойства веществ зависят от типов кристаллических решеток. В этой связи существует такая закономерность: при известном строении веществ можно заранее предсказать их свойства, и наоборот, если известны свойства веществ, то можно определить их строение.

Вещества, обладающие молекулярной кристаллической решеткой, называются молекулярными (состоят из молекул), а обладающие ионной, атомной и металлической кристаллическими решетками немолекулярными (состоят из атомов или ионов) веществами.

Валентность

Валентность элементов относится к основным понятиям химии.

Валентность — это свойство атомов элементов присоединять или замещать определенное число атомов других элементов. Понятие валентности было введено в науку в 1852 году Эдуардом Франклендом.

Данное определение валентности носит несколько формальный характер, так как не дает представления о природе, свойствах вещества. C развитием учения о химической связи содержание понятия «валентность» в настоящее время обычно выражается так:
Валентность это свойство атомов элементов создавать определенное число ковалентных химических связей.

Валентность определяется числам ковалентных связей, посредством которых в соединениях один атом связывается с другими атомами.

Согласно представлениям о ковалентной связи, независимо от способа образования общих электронных пар, валентность определяется числом общих электронных пар, связывающих атомы в молекуле.

Как вам известно, числовое значение валентности связано с положением элемента в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева. Высшая валентность элемента по числовому значению равна номеру его группы в периодической системе. Некоторые элементы не подчиняются этой закономерности (например, N, О, F). Это связано с тем, что из-за отсутствия в их атомах незаполненных орбиталей, они не могут возбуждаться. Максимальная валентность в соответствующем соединении того или иного элемента определяется числом орбиталей, участвующих в образовании связей в его атоме.

Образование связи в соответствии с валентностью элемента

В образовании иона аммония (NH ) участвуют 3 одиночных электрона (в 2p³) и одна электронная пара (в 2s²) атома азота. Т.е., поскольку в образовании связей участвуют 4 орбитали (2s и 2р), максимально азот бывает четырехвалентным. Точно так же при образовании иона гидроксония (Н₃О⁺) из 2p4 электронов наружного слоя атома кислорода в создании ковалентной связи два одиночных электрона участвуют по механизму обмена, а парный электрон по донорно-акцепторному механизму, т.е. в создании связи задействованы 3 орбитали кислорода. Вот почему в ионе гидроксония кислород трехвалентен. Во всех органических соединениях в образовании связи участвуют все 4 орбитали внешнего электронного слоя атома углерода.

Степень окисления

Степень окисления это условный заряд, который приходится на долю каждого атома в молекуле. Степень окисления может принимать отрицательные, нулевые, положительные и дробные значения. Значение степени окисления определяется числом электронов, отданных атому другого элемента или полученных от атома данного элемента.

Элементы	Степень окисления, проявляемая в соединениях
Li, Na, К, Rb, Cs	+ 1
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn	+2
Al	+3
F	-1

Для определения степени окисления каждого элемента в соединениях используются нижеприведенные данные. В таблице даны элементы с постоянной степенью окисления в соединениях.

Степень окисления у других элементов бывает переменной.

Степень окисления водорода в его соединениях с металлами и кремнием равна 1 (например: ВН₃, SiH₄, NaH, CaH₂ и др.), а во всех других соединениях+1.

Вот почему в периодической таблице водород записан как в подгруппе 1А, так и в подгруппе VIIA.

Степень окисления кислорода в пероксидах равна 1 (H₂O₂, Na₂O₂, CaO₂ и др), в супероксидах 1 /2 (КО₂), фтористых соединениях () +2 и +1, во всех остальных соединениях 2.

Углерод в своих соединениях проявляет степень окисления -4 ÷ +4.

Степень окисления азота в его соединениях с металлами (например, в нитридах Na₃N, AIN, Ca₃N₂ и др.), аммиаке (NH₃) равна -3, а в кислородсодержащих соединениях от +1 ÷ +5.

Степень окисления фосфора в его соединениях с металлами, фосфидах (Na₃P, K₃P, Ca₃P₂, AlP и др.), фосфине (PH₃) равна -3, а в других соединениях +3 и +5 (P₂S₃, P₂O₃, P₂O₅, PCl₅, HPO₃, H₃PO₃, H₃PO₄ и др.).

Степень окисления серы в сульфидах равна -2 (H₂S, Na₂S, FeS, P₂S₃, P₂S₅, CS₂, и др.), а в других соединениях -1 ÷ +6 .

Из галогенов хлор, бром и йод только в соединениях с металлами проявляют степень окисления 1, а в кислородсодержащих соединениях +l÷+-7.

Степень окисления элементов в простых веществах всегда равна нулю.

Алгебраическая сумма значений степени окисления элементов в сложных веществах всегда равна нулю. Следуя этому правилу, можно легко вычислить степень окисления любого химического элемента, если известны степень окисления других химических элементов в соединении. Неизвестная степень окисления элемента всегда принимается за х.

В сложных ионах алгебраическая сумма степеней окисления элементов равна заряду иона. Неизвестная степень окисления элемента в сложном ионе принимается за х. Записав в скобках формулу иона, за скобками (справа сверху) отмечают его заряд.

У большинства элементов самая высокая степень окисления соответствует номеру группы, в которой данный элемент размещается (кроме F, О, Fe, Си, Ag, Au). Самая низкая степень окисления любого неметалла (кроме H и В) определяется путем вычитания числа 8 от номера группы, где он расположен.

Группа	VI	VII	V	IV
Элемент	S	Cl	N	C
Самая низкая степень окисления	6 8=-2	7 8=-1	5 8=-3	4 8=-4

Металлы никогда не проявляют отрицательной степени окисления. Самая низкая степень окисления у них равна нулю.

В большинстве случаев степень окисления элемента по своему численному значению совпадает с его валентностью. Но такое бывает не всегда. Например: углерод трехвалентный только в угарном газе (СО), во всех остальных соединениях он четырехвалентный. Кислород трехвалентный только в ионе гидроксония (Н₃О⁺) и угарном газе, во всех остальных соединениях он двухвалентный. В таких соединениях, как Аl₄С₃, CO₂, CCl₄, CF₄, CS₂, численные значения степени окисления и валентности у углерода совпадают.

При определении степени окисления посредством общего баланса отданных и полученных электронов ее среднее значение иногда может быть выражено дробным числом.

При разных степенях окисления атомов одного элемента в соединении степени окисления выражаются дробными числами. Среднее значение вычисляется способом электронного баланса.

Значение степени окисления, в отличие от заряда иона, проставляется над химическим знаком элемента (вначале ставится знак заряда, а затем число).

Степень окисления	+2 Fe	+3 Fe	-2 S	+6 S
Заряд иона	Fe2+	Fe3+	S2-	S6+

Пример №1

Сколько процентов от числа валентных электронов азота (₇N 2s²2p³) создают связь по механизму обмена?

Решение: В атоме азота из 5-ти валентных электронов 3 одиночные.
Значит, (3/5) ∙ 100%=60% участвуют в механизме обмена.

Каждая электронная пара, образующая химическую связь, обозначается по одной валентной линии, формулы молекул изображаются графически.

Пример №2

Определите отношения между а, b, с.

Соли	Число донорно-акцепторных связен
(NH4)2SO4	а
NH4Cl	b
(NH4)3PO4	c

Решение: Число донорноакцепторных связей в солях аммония равно числу ионов аммония.
Тогда: a=2; b=l; с=3
Ответ: bac

Пример №3

Определите количество а) полярных ковалентных и b) неполярных ковалентных связей в молекуле соединения:

Решение: Полярная ковалентная связь образуется между атомами двух разных неметаллов. В таком случае, в данном соединении N_{(пол.ков.связь)} N(C Н)_связь N(H) 6

А неполярная ковалентная связь образуется между атомами одного вида (в представленном соединении это линии между атомами углерода). Тогда N_{(κeпoл.ков.связь.)} = 3
Ответ: а=6; b=3

Пример №4

Определите общее число орбиталей, участвующих в образовании химических связей в соединении Н₃С CH₂ СН₃.

Решение: Кроме угарного газа (СО), во всех соединениях углерода все 4 орбитали внешнего электронного слоя участвуют в образовании связи. Поскольку атом H имеет 1 орбиталь, его орбиталь тоже участвует в образовании связи. В таком случае, общее число орбиталей, участвующих в образовании связи: N_{(оpб.)o6щ.} N(C) • 4 + N(H)   3•4 + 8 20

Пример №5

Определите в данном соединении гибридное состояние углерода.

Решение:

План урока:

Ковалентная связь

Ионная связь

Металлическая связь

Водородная связь

Типы кристаллических решёток

Словно компоненты конструктора, атомы соединяются между собой. И как бы, Вы не старались, но с единичным блоком можно соединить, только один блок. Деталь на 4 ячейки, может удержать не больше четырёх. Этот принцип сохраняется и в химии. За количество свободных ячеек отвечает валентность атомов элементов.

Результатом взаимодействия атомов является получение веществ. Виды химической связи атомов зависят от природы составляющих элементов.

Металлы отличаются малым количеством электронов на внешнем уровне сравнительно с неметаллами более низким значением электроотрицательности. Теперь наша задача вспомнить, как происходит изменение ЭО в таблице Менделеева или воспользоваться таблицей «Относительная электроотрицательность». Чем активнее неметалл, тем она выше и это говорит о том, что этот элемент, при образовании связи, будет забирать электроны.

Источник

Веществ насчитывается миллионы. Это могут быть простые вещества: металлы железо Fe, золото Au, ртуть Hg; неметаллы сера S, фосфор Р, азот N₂. Так и сложные вещества: H₂S, Ca₃(PO₄)₂, (C₆H₁₀O₅)_n, молекулы белков и т.д.Комбинация элементов, входящих в состав веществ, определяет какие типы связей будут существовать между ними.

Ковалентная связь

Неметаллы из числа всех элементов находятся в меньшинстве. Но имея некоторые особенности в строении и способности иметь переменную валентность, число соединений, построенных этими элементами внушительное.

Чтобы иметь представление, по которому атомы соединяются, начнём с молекулы водорода Н₂.

Давайте дадим волю фантазии, представим то, что нельзя увидеть. Допустим, что мы взяли в руки две одинаковые детали, имеющие такой вид:

Существует одна только комбинация их соединения, и между ними будет одно общее звено. Переместимся с нашего воображения к молекулам. Представим, что перед нами, два атома водорода и наша задача их соединить в молекулу. Покрутите мысленно детали, чтобы они объединились, необходимо их поставить друг на друга, связав их в определённом месте. Точки рядом означают, сколько электронов, располагающихся на наружном слое.

Источник

Атомы водорода, как детали, соединились одной связью, поэтому валентность в данном случае каждого из них будет равна I. Но степень окисления будет равна 0, так как вещество образовано элементом с одинаковым значением электроотрицательности.

Рассмотрим, как образуется молекула самого распространённого газа на нашей планете – азота N₂.

Азот, имеет 3 неспаренных электрона. Это как взять две детали вида и соединить их.

Таким образом, азот трёхвалентен, а степень 

окисления по-прежнему остаётся равна 0. За счёт общей электронной пары азот завершает внешний слой 2s²2p⁶.

Ковалентная связь в молекуле, состоящей из одного типа атомов, а именно неметаллов, носит название неполярная.

Во время построения молекулы, количество электронов стремится к завершению. Рассмотрим как образуется молекула О₂. Каждому атому не хватает 2 электронов и они эту недостачу компенсируют общей электронной парой.

Также обращаем внимание, что степень окисления 0, ибо атомы равноправные партнёры, и их валентность равна II.

Ковалентная химическая связь образованная разными неметаллами называется полярная.

Возьмём два неметаллических элемента Водород и Хлор. Укажем электронные формулы внешнего слоя.

Н 1s¹

Cl 3s² 3p⁵

Проанализировав значения, Э(Н) < Э(Cl), приходим к выводу, чтобы принять конфигурацию благородного газа, хлор будет притягивать на себя единственный электрон водорода.

Схема ковалентной связи, образованной разными элементами, записывается в таком виде.

Столь важно отметить, что в этой ситуации Cl и Н не будут равноправными партнёрами, поскольку общая плотность электронов сосредоточена у Cl. Водород в неравном бою, уступает 1 электрон хлору, у которого в наличии их целых 7. Водород приобретает положительный заряд, хлор – отрицательный. Валентности Н и Cl равны I.В то время степени окисления будут Н⁺Cl⁻.

Такой вид образования соединений происходит по обменному механизму. Это значит, чтобы получить завершённую конфигурацию более электроотрицательные принимают электроны, менее – отдают, но при этом существует общая электронная пара.

Неметаллы образуют не только бинарные соединения, а возможно в состав будет входить три и более элемента. К примеру, молекула угольной кислоты H₂СO₃ состоит с 3 элементов. Как они между собой соединяться. Электроотрицательность возрастает в ряду ЭО (Н) <ЭО (С) <ЭО(O). Определим степени окисления каждого элемента. Н⁺₂С⁺⁴О⁻²₃. Это означает, что кислород будет притягивать на себя электроны углерода и водорода. Схематически это можно записать в следующем виде.

Чтобы построить структурную формулу, в центре записываем углерод. У него неспаренных 4 электрона. Поскольку атомов кислорода в количестве 3, каждый из них может принять 2 электрона. То путём не хитрых вычислений, видим что 4 электрона придёт от С и по одному от каждого Н. проверяем наш расчёт, учитывая нейтральность молекулы, считаем положительные и отрицательные заряды.

Н₂⁺С⁺⁴О₃⁻² (+1 ∙ 2) + (+4 ∙ 1) + (-2 ∙ 3) = 0

Существует ещё один механизм ковалентной связи, под названием донорно-акцепторный.

Чтобы понять этот принцип, опишем образование молекулы, имеющей не совсем приятный резкий, удушающий запах, аммиак NH₃.

H 1s¹

N 2s² 2p³

Из 5 электронов, находящиеся в распоряжении атома N, связываются только 3. Валентность атома N приобретает значение III. При этом степень окисления N⁻³ (оттянув на себя 3 электрона от каждого атома Н, становится отрицательным), водород, наоборот совершив «благородный поступок», отдав электрон, приобретает положительный заряд Н⁺. Два электрона никак не задействованы, они выделены красным цветом. Они способны поселиться в свободной ячейке иона Н⁺. Это место займут электроны азота, которые обозначены красным цветом.  Образуется катион аммония по донорно-акцепторному механизму.

Незадействованные до этого «красные» электроны N «заселяются» в пустой s-орбитали, принадлежащей катиону водорода. Ион аммония имеет 3 связи, которые происходят по обменному механизму, а также одну, по донорно-акцепторному. Именно поэтому NH₃ легко взаимодействует с кислотами и водой.

Ионная связь

Ионная химическая связь является пограничной ковалентной полярной. Отличаются тем, что для веществ, в которых локализуется ковалентная связь, характерно существование совместной электронной пары, тогда как для ионной связи свойственна полная отдача электронов. Следствием отдачи является образование заряженных частиц – ионов.

Определить тип связи помогут вычисления. Если разность значений электроотрицательностей больше 1,7, то для вещества характерна ионная связь. Если значение меньше 1,7, то свойственная полярная связь. Рассмотрим два вещества NaCl и СаС₂. Оба они образованы металлом (Na и Са) и неметаллом (Clи С). Однако в одном случае связь будет ионная, во втором – ковалентная полярная.

Постулат физики гласит, что противоположности притягиваются. Т.е. положительные ионы притягивают отрицательные и наоборот.

Допустим, что необходимо получить вещество с атомов калия и фтора. Каждый атом стремится заполучить конфигурацию благородного газа. Достигнуть этого возможно двумя способами отдав или приняв электроны, образуя при этом ионы с желаемой конфигурацией.

Атому калия гораздо проще отдать 1 электрон, чем забрать у фтора 7. Принимая 1 электрон, F имеет завершённый уровень.

Аналогично калий, который с лёгкостью отдал свой электрон, его катион принял электронную формулу аргона.

Кальций двухвалентный металл, то для взаимодействия необходимо два атома фтора, поскольку он способен принять только один электрон. Схема образования ионной связи имеет вид.

Данный вид связи локализуется во всех солях, между металлом и кислотным остатком. В выше приведённом примере для угольной кислоты, кислотным остатком будет СО₃²⁻, если вместо водорода поставить атомы натрия, то схема образования связи имеет вид.

Следует отметить, что ионная связь будет существовать между Naи О, а между С и О ковалентная полярная.

Металлическая связь

Металлы существуют в разных цветах: чёрные (железо), красные (медь), жёлтые (золото), серые (серебро), плавятся при разных температурах. Однако их всех объединяет наличие блеска, твёрдости, электропроводимости.

Металлическая связь имеет черты сходства с ковалентной неполярной. Металлы бедны электронами на внешнем уровне, поэтому при образовании связи, они не способны притягивать на себя их, для них свойственна отдача. Так как атомный радиус в металлах большой, это даёт возможность легко оторваться электронам, образовав катионы.

Me⁰ — ne = Meⁿ⁺

Электроны постоянно перемещаются от атома к иону и наоборот. Сами катионы можно сравнить с айсбергами, окружёнными отрицательными частицами.

Схема металлической связи

Источник

Водородная связь

Элементы-неметаллы II периода (N, O, F) обладают высоким значением электроотрицательности. Это влияет на способность образования водородной связи между поляризованным Н⁺ одной молекулы и анионом N^3-, O^-2, F^—. Водородная связь способна объединить две разные молекулы. К примеру, если взять две молекулы воды, то они соединяются между собой за счёт атомов Н и О.

Водородная химическая связь изображена …… пунктиром. Соединяясь между собою молекулы, играют и находят важную роль в живых организмах. С помощью водородной связи строится вторичная структура молекулы ДНК.

Источник

Типы кристаллических решёток

Чтобы получить вещество, а не просто набор молекул, необходимо частицы «запаковать» в своеобразный каркас – кристаллическую решётку.

Представьте перед собой геометрическую фигуру – куб, в вершинах будут находиться частицы, условно соединённые между собою.

Существует прямая зависимость между строением атома и типом кристаллической решётки.

Обратите внимание, что соединения с ковалентной неполярной связью образованные частицами-молекулами, которые запакованы в молекулярную кристаллическую решётку. Чаще всего это будут соединения по температурному режиму низкокипящие и летучие. Это известные вам вещества как кислород О₂, хлор Cl₂, бром Br₂.

Ковалентная полярная химическая связь также характерна для молекулярных соединений. Сюда входят как органические: сахароза, спирты, метан так и неорганические соединения: кислоты, аммиак, оксиды неметаллов. Существование их бывает как в жидком (Н₂О), твёрдом (сера) так и газообразном виде (СО₂).

Источник

В узлах атомной кристаллической решётки находятся отдельные атомы, между которыми существует ковалентная неполярная связь. Атомная кристаллическая решётка свойственна алмазу. На данный момент это самое твёрдое вещество. Данный тип связи характерен для вещества, покрывающего значительную часть нашей планеты, это –SiO₂ (песок) и карборунд SiC, имеющий похожие свойства с алмазом.

Источник

Ионная связь между атомами образует кристаллическую решётку, в узлах которой будут находиться катионы и анионы. Это строение объединяет между собой целый класс неорганических соединений солей, состоящих с катионов металлов и анионов кислотного остатка. Характерными особенностями этих веществ будут высокие температуры, при которых они плавятся и кипят.

Источник

Металлическая связь имеет металлическую кристаллическую решётку. В её строении можно провести параллель с ионной решёткой. В узлах будут размещаться атомы и ионы, а между ними электронный газ, состоящий из мигрирующих электронов от атома к электрону.

Источник

Обобщая данные сведения, можем сделать вывод, зная состав и строение, можем прогнозировать свойства и наоборот.

 

Итак, из вышесказанного сделаем вывод.