Skloňování indických jmen a příjmení. Pomoci dobrým personalistům a šéfům: skloňování jmen zaměstnanců
Víte, že atomy se mohou vzájemně kombinovat a vytvářet jednoduché i složité látky. V tomto případě se tvoří různé typy chemických vazeb: iontové, kovalentní (nepolární a polární), kovové a vodíkové. Jedna z nejpodstatnějších vlastností atomů prvků, které určují, jaký druh vazby se mezi nimi vytvoří - iontová nebo kovalentní - Jedná se o elektronegativitu, tzn. schopnost atomů ve sloučenině přitahovat elektrony.
Podmíněné kvantitativní hodnocení elektronegativity je dáno stupnicí relativní elektronegativity.
V obdobích existuje obecná tendence ke zvýšení elektronegativnosti prvků a ve skupinách k jejich poklesu. Prvky jsou uspořádány za sebou podle své elektronegativnosti, na základě čehož lze porovnávat elektronegativitu prvků nacházejících se v různých obdobích.
Typ chemické vazby závisí na tom, jak velký je rozdíl v hodnotách elektronegativity spojovacích atomů prvků. Čím více se atomy prvků tvořících vazbu liší v elektronegativitě, tím polárnější je chemická vazba. Je nemožné nakreslit ostrou hranici mezi typy chemických vazeb. Ve většině sloučenin je typ chemické vazby přechodný; například vysoce polární kovalentní chemická vazba je blízká vazbě iontové. V závislosti na tom, který z limitujících případů je chemická vazba bližší povahy, je klasifikována buď jako iontová nebo kovalentní polární vazba.
Iontová vazba.Iontová vazba vzniká interakcí atomů, které se od sebe výrazně liší elektronegativitou. Například typické kovy lithium (Li), sodík (Na), draslík (K), vápník (Ca), stroncium (Sr), baryum (Ba) tvoří iontové vazby s typickými nekovy, hlavně halogeny.
Kromě halogenidů alkalických kovů se iontové vazby tvoří také ve sloučeninách, jako jsou alkálie a soli. Například v hydroxidu sodném (NaOH) a síranu sodném (Na 2 SO 4) existují iontové vazby pouze mezi atomy sodíku a kyslíku (zbývající vazby jsou polární kovalentní).
Kovalentní nepolární vazba.Při interakci atomů se stejnou elektronegativitou vznikají molekuly s kovalentní nepolární vazbou. Takové spojení existuje v molekulách následujících jednoduchých látek: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Chemické vazby v těchto plynech vznikají prostřednictvím sdílených elektronových párů, tzn. když se odpovídající elektronová mračna překrývají, v důsledku elektron-jaderné interakce, ke které dochází, když se atomy přiblíží k sobě.
Při skládání elektronických vzorců látek je třeba mít na paměti, že každý společný elektronový pár je konvenčním obrazem zvýšené elektronové hustoty vyplývající z překrytí odpovídajících elektronových mračen.
Kovalentní polární vazba.Když atomy interagují, jejichž hodnoty elektronegativity se liší, ale ne ostře, společný elektronový pár se posouvá k elektronegativnějšímu atomu. Toto je nejběžnější typ chemické vazby, který se nachází v anorganických i organických sloučeninách.
Kovalentní vazby také plně zahrnují ty vazby, které jsou tvořeny mechanismem donor-akceptor, například v hydroniových a amonných iontech.
Kovové spojení.
Vazba, která vzniká jako výsledek interakce relativně volných elektronů s kovovými ionty, se nazývá kovová vazba. Tento typ vazby je charakteristický pro jednoduché látky – kovy.
Podstata procesu tvorby kovových vazeb je následující: atomy kovů se snadno vzdávají valenčních elektronů a mění se v kladně nabité ionty. Relativně volné elektrony oddělené od atomu se pohybují mezi kladnými kovovými ionty. Vzniká mezi nimi kovová vazba, tj. elektrony jakoby stmelují kladné ionty krystalové mřížky kovů.
Vodíková vazba.
Vazba, která vzniká mezi atomy vodíku jedné molekuly a atomem silně elektronegativního prvku(O, N, F) další molekula se nazývá vodíková vazba.
Může vyvstat otázka: proč vodík tvoří tak specifickou chemickou vazbu?
To se vysvětluje skutečností, že atomový poloměr vodíku je velmi malý. Navíc při vytěsnění nebo úplném darování svého jediného elektronu získá vodík relativně vysoký kladný náboj, díky kterému vodík jedné molekuly interaguje s atomy elektronegativních prvků, které mají částečný záporný náboj, který přechází do složení jiných molekul (HF , H20, NH3).
Podívejme se na některé příklady. Složení vody obvykle reprezentujeme chemickým vzorcem H 2 O. To však není zcela přesné. Správnější by bylo označovat složení vody vzorcem (H 2 O)n, kde n = 2,3,4 atd. Vysvětluje se to tím, že jednotlivé molekuly vody jsou navzájem spojeny vodíkovými můstky .
Vodíkové vazby se obvykle označují tečkami. Je mnohem slabší než iontové nebo kovalentní vazby, ale silnější než běžné mezimolekulární interakce.
Přítomnost vodíkových vazeb vysvětluje nárůst objemu vody s klesající teplotou. Je to dáno tím, že s klesající teplotou molekuly sílí, a proto klesá hustota jejich „zabalení“.
Při studiu organické chemie vyvstala následující otázka: proč jsou teploty varu alkoholů mnohem vyšší než odpovídající uhlovodíky? To je vysvětleno skutečností, že vodíkové vazby se tvoří také mezi molekulami alkoholu.
Ke zvýšení bodu varu alkoholů dochází také v důsledku zvětšení jejich molekul.
Vodíková vazba je charakteristická i pro mnoho dalších organických sloučenin (fenoly, karboxylové kyseliny atd.). Z kurzů organické chemie a obecné biologie víte, že přítomnost vodíkové vazby vysvětluje sekundární strukturu proteinů, strukturu dvoušroubovice DNA, tedy fenomén komplementarity.
Kovalentní chemická vazba, její druhy a mechanismy vzniku. Charakteristika kovalentních vazeb (polarita a energie vazby). Iontová vazba. Kovové spojení. Vodíková vazba
Doktrína chemické vazby tvoří základ veškeré teoretické chemie.
Chemická vazba je chápána jako interakce atomů, která je váže do molekul, iontů, radikálů a krystalů.
Existují čtyři typy chemických vazeb: iontové, kovalentní, kovové a vodíkové.
Rozdělení chemických vazeb na typy je podmíněné, protože všechny se vyznačují určitou jednotou.
Iontovou vazbu lze považovat za extrémní případ polární kovalentní vazby.
Kovová vazba kombinuje kovalentní interakci atomů pomocí sdílených elektronů a elektrostatickou přitažlivost mezi těmito elektrony a kovovými ionty.
Látky často postrádají omezující případy chemické vazby (nebo čisté chemické vazby).
Například fluorid lithný $LiF$ je klasifikován jako iontová sloučenina. Ve skutečnosti je vazba v ní 80%$ iontová a 20%$ kovalentní. Je tedy samozřejmě správnější mluvit o stupni polarity (ionicity) chemické vazby.
V řadě halogenovodíků $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ se stupeň polarity vazby snižuje, protože se zmenšuje rozdíl hodnot elektronegativity atomů halogenu a vodíku a v astatinovém vodíku se vazba stává téměř nepolární $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.
Ve stejných látkách lze nalézt různé typy vazeb, například:
- v bázích: mezi atomy kyslíku a vodíku v hydroxyskupinách je vazba polární kovalentní a mezi kovem a hydroxyskupinou je iontová;
- v solích kyselin obsahujících kyslík: mezi atomem nekovu a kyslíkem kyselého zbytku - kovalentní polární a mezi kovem a kyselým zbytkem - iontový;
- v amoniových, methylamoniových solích atd.: mezi atomy dusíku a vodíku - kovalentní polární a mezi amoniovými nebo methylamoniovými ionty a kyselým zbytkem - iontové;
- v peroxidech kovů (například $Na_2O_2$) je vazba mezi atomy kyslíku kovalentní nepolární a mezi kovem a kyslíkem je iontová atd.
Různé typy připojení se mohou vzájemně transformovat:
— během elektrolytické disociace kovalentních sloučenin ve vodě se kovalentní polární vazba stává iontovou;
- když se kovy odpaří, kovová vazba se změní na nepolární kovalentní vazbu atd.
Důvodem jednoty všech typů a typů chemických vazeb je jejich shodná chemická podstata – elektron-jaderná interakce. Vznik chemické vazby je v každém případě výsledkem elektron-jaderné interakce atomů doprovázené uvolňováním energie.
Metody tvorby kovalentních vazeb. Charakteristika kovalentní vazby: délka vazby a energie
Kovalentní chemická vazba je vazba vytvořená mezi atomy prostřednictvím tvorby sdílených elektronových párů.
Mechanismus tvorby takové vazby může být výměnný nebo donor-akceptor.
já Výměnný mechanismus funguje, když atomy tvoří sdílené elektronové páry kombinací nepárových elektronů.
1) $H_2$ - vodík:
Vazba vzniká vytvořením společného elektronového páru $s$-elektrony atomů vodíku (překrývajícími se $s$-orbitaly):
2) $HCl$ - chlorovodík:
Vazba vzniká v důsledku vytvoření společného elektronového páru $s-$ a $p-$elektronů (překrývající se $s-p-$orbitaly):
3) $Cl_2$: v molekule chloru vzniká kovalentní vazba díky nespárovaným $p-$elektronům (překrývající se $p-p-$orbitaly):
4) $N_2$: v molekule dusíku se mezi atomy tvoří tři společné elektronové páry:
II. Donor-akceptorový mechanismus Uvažujme vytvoření kovalentní vazby na příkladu amonného iontu $NH_4^+$.
Donor má elektronový pár, akceptor má prázdný orbital, který tento pár může obsadit. V amonném iontu jsou všechny čtyři vazby s atomy vodíku kovalentní: tři vznikly vytvořením společných elektronových párů atomem dusíku a atomy vodíku podle mechanismu výměny, jedna - podle mechanismu donor-akceptor.
Kovalentní vazby lze klasifikovat podle toho, jak se elektronové orbitaly překrývají, stejně jako podle jejich posunutí směrem k jednomu z vázaných atomů.
Chemické vazby vytvořené jako výsledek překrývajících se elektronových orbitalů podél vazebné linie se nazývají $σ$ - dluhopisy (sigma dluhopisy). Sigma vazba je velmi silná.
$p-$orbitaly se mohou překrývat ve dvou oblastech a vytvářet kovalentní vazbu v důsledku laterálního překrývání:
Chemické vazby vzniklé v důsledku „laterálního“ překrytí elektronových orbitalů mimo komunikační linku, tzn. ve dvou oblastech se nazývají $π$ -vazby (pí-vazby).
Podle stupeň posunutí sdílené elektronové páry k jednomu z atomů, které vážou, může být kovalentní vazba polární A nepolární.
Kovalentní chemická vazba vytvořená mezi atomy se stejnou elektronegativitou se nazývá nepolární. Elektronové páry nejsou posunuty k žádnému z atomů, protože atomy mají stejný EO - vlastnost přitahovat valenční elektrony od jiných atomů. Například:
těch. molekuly jednoduchých nekovových látek vznikají prostřednictvím kovalentních nepolárních vazeb. Kovalentní chemická vazba mezi atomy prvků, jejichž elektronegativita se liší, se nazývá polární.
Délka a energie kovalentních vazeb.
Charakteristický vlastnosti kovalentní vazby- jeho délka a energie. Délka odkazu je vzdálenost mezi jádry atomů. Čím kratší je délka chemické vazby, tím je silnější. Měřítkem síly spojení však je vazebná energie, která je určena množstvím energie potřebné k přerušení vazby. Obvykle se měří v kJ/mol. Podle experimentálních dat jsou délky vazeb molekul $H_2, Cl_2$ a $N_2$ v tomto pořadí $0,074, 0,198$ a $0,109$ nm a energie vazby jsou v tomto pořadí $436, 242$ a $946 $ kJ/mol.
Ionty. Iontová vazba
Představme si, že se „setkají“ dva atomy: atom kovu skupiny I a atom nekovu skupiny VII. Atom kovu má na své vnější energetické úrovni jeden elektron, zatímco nekovovému atomu chybí pouze jeden elektron, aby jeho vnější úroveň byla úplná.
První atom snadno dá druhému svůj elektron, který je daleko od jádra a je s ním slabě vázaný, a druhý mu poskytne volné místo na jeho vnější elektronické úrovni.
Poté se atom, zbavený jednoho ze svých záporných nábojů, stane kladně nabitou částicí a druhá se díky výslednému elektronu změní v záporně nabitou částici. Takové částice se nazývají ionty.
Chemická vazba, ke které dochází mezi ionty, se nazývá iontová.
Uvažujme vytvoření této vazby na příkladu známé sloučeniny chloridu sodného (kuchyňská sůl):
Proces přeměny atomů na ionty je znázorněn na obrázku:
K této přeměně atomů na ionty dochází vždy při interakci atomů typických kovů a typických nekovů.
Podívejme se na algoritmus (pořadí) uvažování při zaznamenávání tvorby iontové vazby, například mezi atomy vápníku a chloru:
Nazývají se čísla ukazující počet atomů nebo molekul koeficienty a čísla ukazující počet atomů nebo iontů v molekule se nazývají indexy.
Kovové spojení
Pojďme se seznámit s tím, jak na sebe atomy kovových prvků vzájemně působí. Kovy obvykle neexistují jako izolované atomy, ale ve formě kusu, ingotu nebo kovového produktu. Co drží atomy kovu v jediném objemu?
Atomy většiny kovů obsahují na vnější úrovni malý počet elektronů – $1, 2, 3$. Tyto elektrony jsou snadno odstraněny a atomy se stávají kladnými ionty. Oddělené elektrony se pohybují z jednoho iontu na druhý a spojují je do jediného celku. Spojením s ionty tyto elektrony dočasně vytvoří atomy, pak se znovu odlomí a spojí se s jiným iontem atd. V důsledku toho se v objemu kovu atomy nepřetržitě přeměňují na ionty a naopak.
Vazba v kovech mezi ionty prostřednictvím sdílených elektronů se nazývá kovová.
Obrázek schematicky znázorňuje strukturu fragmentu kovového sodíku.
V tomto případě malý počet sdílených elektronů váže velké množství iontů a atomů.
Kovová vazba má určité podobnosti s kovalentní vazbou, protože je založena na sdílení vnějších elektronů. U kovalentní vazby jsou však sdíleny vnější nepárové elektrony pouze dvou sousedních atomů, zatímco u kovové vazby se na sdílení těchto elektronů podílejí všechny atomy. Proto jsou krystaly s kovalentní vazbou křehké, ale s kovovou vazbou jsou zpravidla tažné, elektricky vodivé a mají kovový lesk.
Kovová vazba je charakteristická jak pro čisté kovy, tak pro směsi různých kovů – slitiny v pevném i kapalném stavu.
Vodíková vazba
Chemická vazba mezi kladně polarizovanými atomy vodíku jedné molekuly (nebo jejich částí) a záporně polarizovanými atomy silně elektronegativních prvků s osamělými elektronovými páry ($F, O, N$ a méně běžně $S$ a $Cl$) jiné molekuly (nebo jeho část) se nazývá vodík.
Mechanismus tvorby vodíkové vazby je částečně elektrostatický, částečně donor-akceptorový.
Příklady mezimolekulárních vodíkových vazeb:
V přítomnosti takového spojení mohou být i nízkomolekulární látky za normálních podmínek kapaliny (alkohol, voda) nebo snadno zkapalněné plyny (amoniak, fluorovodík).
Látky s vodíkovými vazbami mají molekulární krystalové mřížky.
Látky molekulární a nemolekulární struktury. Typ krystalové mřížky. Závislost vlastností látek na jejich složení a struktuře
Molekulární a nemolekulární struktura látek
Do chemických interakcí nevstupují jednotlivé atomy nebo molekuly, ale látky. Za daných podmínek může být látka v jednom ze tří stavů agregace: pevné, kapalné nebo plynné. Vlastnosti látky závisí také na povaze chemické vazby mezi částicemi, které ji tvoří – molekulami, atomy nebo ionty. Podle typu vazby se rozlišují látky molekulární a nemolekulární struktury.
Látky tvořené molekulami se nazývají molekulární látky. Vazby mezi molekulami v takových látkách jsou velmi slabé, mnohem slabší než mezi atomy uvnitř molekuly a i při relativně nízkých teplotách se lámou – látka se mění v kapalinu a následně v plyn (sublimace jódu). Teploty tání a varu látek sestávajících z molekul se zvyšují s rostoucí molekulovou hmotností.
Mezi molekulární látky patří látky s atomovou strukturou ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), mezi nimi jsou kovy i nekovy.
Podívejme se na fyzikální vlastnosti alkalických kovů. Relativně nízká pevnost vazby mezi atomy způsobuje nízkou mechanickou pevnost: alkalické kovy jsou měkké a lze je snadno řezat nožem.
Velké velikosti atomů vedou k nízkým hustotám alkalických kovů: lithium, sodík a draslík jsou ještě lehčí než voda. Ve skupině alkalických kovů teploty varu a tání klesají s rostoucím atomovým číslem prvku, protože Velikost atomů se zvětšuje a vazby slábnou.
K látkám nemolekulární struktury zahrnují iontové sloučeniny. Většina sloučenin kovů s nekovy má tuto strukturu: všechny soli ($NaCl, K_2SO_4$), některé hydridy ($LiH$) a oxidy ($CaO, MgO, FeO$), báze ($NaOH, KOH$). Iontové (nemolekulární) látky mají vysoké teploty tání a varu.
Krystalové mřížky
Hmota, jak je známo, může existovat ve třech stavech agregace: plynné, kapalné a pevné.
Pevné látky: amorfní a krystalické.
Uvažujme, jak vlastnosti chemických vazeb ovlivňují vlastnosti pevných látek. Pevné látky se dělí na krystalický A amorfní.
Amorfní látky nemají při zahřívání jasný bod tání, postupně měknou a přecházejí do tekutého stavu. Například plastelína a různé pryskyřice jsou v amorfním stavu.
Krystalické látky se vyznačují správným uspořádáním částic, ze kterých jsou složeny: atomů, molekul a iontů - v přesně definovaných bodech prostoru. Když jsou tyto body spojeny přímkami, vzniká prostorová kostra, nazývaná krystalová mřížka. Body, ve kterých se krystalové částice nacházejí, se nazývají uzly mřížky.
V závislosti na typu částic umístěných v uzlech krystalové mřížky a povaze spojení mezi nimi se rozlišují čtyři typy krystalových mřížek: iontové, atomové, molekulární A kov.
Iontové krystalové mřížky.
Iontový se nazývají krystalové mřížky, v jejichž uzlech jsou ionty. Jsou tvořeny látkami s iontovými vazbami, které mohou vázat jak jednoduché ionty $Na^(+), Cl^(-)$, tak komplexní $SO_4^(2−), OH^-$. V důsledku toho mají soli a některé oxidy a hydroxidy kovů iontové krystalové mřížky. Například krystal chloridu sodného se skládá ze střídajících se kladných $Na^+$ a záporných $Cl^-$ iontů, které tvoří mřížku ve tvaru krychle. Vazby mezi ionty v takovém krystalu jsou velmi stabilní. Proto se látky s iontovou mřížkou vyznačují poměrně vysokou tvrdostí a pevností, jsou žáruvzdorné a netěkavé.
Atomové krystalové mřížky.
Atomový se nazývají krystalové mřížky, v jejichž uzlech jsou jednotlivé atomy. V takových mřížkách jsou atomy navzájem spojeny velmi silnými kovalentními vazbami. Příkladem látek s tímto typem krystalových mřížek je diamant, jedna z alotropních modifikací uhlíku.
Většina látek s atomovou krystalovou mřížkou má velmi vysoké body tání (např. u diamantu je to nad 3500 °C), jsou pevné a tvrdé a prakticky nerozpustné.
Molekulární krystalové mřížky.
Molekulární nazývané krystalové mřížky, v jejichž uzlech se nacházejí molekuly. Chemické vazby v těchto molekulách mohou být jak polární ($HCl, H_2O$), tak nepolární ($N_2, O_2$). Navzdory tomu, že atomy uvnitř molekul jsou spojeny velmi silnými kovalentními vazbami, působí mezi molekulami samotnými slabé mezimolekulární přitažlivé síly. Proto látky s molekulárními krystalovými mřížkami mají nízkou tvrdost, nízké teploty tání a jsou těkavé. Většina pevných organických sloučenin má molekulární krystalové mřížky (naftalen, glukóza, cukr).
Kovové krystalové mřížky.
Látky s kovovými vazbami mají kovové krystalové mřížky. V místech takových mřížek jsou atomy a ionty (buď atomy nebo ionty, na které se atomy kovů snadno přeměňují a odevzdávají své vnější elektrony „pro běžné použití“). Tato vnitřní struktura kovů určuje jejich charakteristické fyzikální vlastnosti: kujnost, tažnost, elektrická a tepelná vodivost, charakteristický kovový lesk.
Díky čemuž vznikají molekuly anorganických a organických látek. Chemická vazba vzniká interakcí elektrických polí, která jsou vytvářena jádry a elektrony atomů. Proto je tvorba kovalentní chemické vazby spojena s elektrickou povahou.
Co je to spojení
Tento termín označuje výsledek působení dvou nebo více atomů, které vedou k vytvoření silného polyatomického systému. Hlavní typy chemických vazeb vznikají při poklesu energie reagujících atomů. V procesu tvorby vazby se atomy snaží dokončit svůj elektronový obal.
Typy komunikace
V chemii existuje několik typů vazeb: iontové, kovalentní, kovové. Kovalentní chemické vazby mají dva typy: polární, nepolární.
Jaký je mechanismus jeho vzniku? Mezi atomy identických nekovů, které mají stejnou elektronegativitu, vzniká kovalentní nepolární chemická vazba. V tomto případě se tvoří společné elektronové páry.
Nepolární vazba
Příklady molekul, které mají nepolární kovalentní chemickou vazbu, zahrnují halogeny, vodík, dusík a kyslík.
Toto spojení poprvé objevil v roce 1916 americký chemik Lewis. Nejprve předložil hypotézu a ta byla potvrzena až po experimentálním potvrzení.
Kovalentní chemická vazba souvisí s elektronegativitou. Pro nekovy má vysokou hodnotu. Při chemické interakci atomů není vždy možný přenos elektronů z jednoho atomu na druhý, dochází k jejich spojení. Mezi atomy se objevuje skutečná kovalentní chemická vazba. 8. ročník běžného školního vzdělávacího programu zahrnuje podrobné prozkoumání několika typů komunikace.
Látky, které mají tento typ vazby za normálních podmínek, jsou kapaliny, plyny a také pevné látky, které mají nízkou teplotu tání.
Typy kovalentní vazby
Podívejme se na tuto problematiku podrobněji. Jaké jsou typy chemických vazeb? Kovalentní vazby existují ve výměnných a donor-akceptorových verzích.
První typ je charakterizován darováním jednoho nepárového elektronu každým atomem k vytvoření společné elektronové vazby.
Elektrony spojené do společné vazby musí mít opačné spiny. Jako příklad tohoto typu kovalentní vazby uvažujme vodík. Když se jeho atomy přiblíží, jejich elektronová oblaka do sebe proniknou, což se ve vědě nazývá překrývání elektronových oblaků. V důsledku toho se hustota elektronů mezi jádry zvyšuje a energie systému klesá.
V minimální vzdálenosti se vodíková jádra vzájemně odpuzují, čímž vzniká určitá optimální vzdálenost.
V případě kovalentní vazby typu donor-akceptor má jedna částice elektrony a nazývá se donor. Druhá částice má volnou buňku, ve které bude umístěn pár elektronů.
Polární molekuly
Jak vznikají kovalentní polární chemické vazby? Vznikají v situacích, kdy pojené atomy nekovů mají různou elektronegativitu. V takových případech jsou sdílené elektrony umístěny blíže k atomu, jehož hodnota elektronegativity je vyšší. Jako příklad kovalentní polární vazby můžeme uvažovat vazby, které vznikají v molekule bromovodíku. Zde jsou veřejné elektrony, které jsou zodpovědné za vytvoření kovalentní vazby, blíže k bromu než k vodíku. Důvodem tohoto jevu je, že brom má vyšší elektronegativitu než vodík.
Metody stanovení kovalentních vazeb
Jak definovat kovalentní polární chemické vazby? K tomu potřebujete znát složení molekul. Pokud obsahuje atomy různých prvků, je v molekule polární kovalentní vazba. Nepolární molekuly obsahují atomy jednoho chemického prvku. Mezi úkoly, které jsou nabízeny v rámci školního kurzu chemie, jsou ty, které zahrnují identifikaci typu spojení. Úlohy tohoto typu jsou zařazeny do závěrečných certifikačních úloh z chemie v 9. ročníku a také do testů jednotné státní zkoušky z chemie v 11. ročníku.
Iontová vazba
Jaký je rozdíl mezi kovalentními a iontovými chemickými vazbami? Pokud je kovalentní vazba charakteristická pro nekovy, pak se mezi atomy, které mají významné rozdíly v elektronegativitě, vytvoří iontová vazba. To je typické například pro sloučeniny prvků první a druhé skupiny hlavních podskupin PS (alkalické kovy a kovy alkalických zemin) a prvků 6. a 7. skupiny hlavních podskupin periodické soustavy prvků (chalkogeny a halogeny). ).
Vzniká jako výsledek elektrostatické přitažlivosti iontů s opačným nábojem.
Vlastnosti iontové vazby
Protože silová pole opačně nabitých iontů jsou rozložena rovnoměrně ve všech směrech, je každé z nich schopné přitahovat částice opačného znaménka. To charakterizuje nesměrovost iontové vazby.
Interakce dvou iontů s opačnými znaménky neznamená úplnou vzájemnou kompenzaci jednotlivých silových polí. To pomáhá udržovat schopnost přitahovat ionty v jiných směrech, proto je pozorována nenasycenost iontové vazby.
V iontové sloučenině má každý ion schopnost k sobě přitahovat řadu dalších s opačným znaménkem za vzniku krystalové mřížky iontové povahy. V takovém krystalu nejsou žádné molekuly. Každý iont je v látce obklopen určitým počtem iontů různého znaménka.
Kovové spojení
Tento typ chemické vazby má určité individuální vlastnosti. Kovy mají nadbytek valenčních orbitalů a nedostatek elektronů.
Když se jednotlivé atomy spojí, jejich valenční orbitaly se překrývají, což usnadňuje volný pohyb elektronů z jednoho orbitalu do druhého, čímž vzniká vazba mezi všemi atomy kovů. Tyto volné elektrony jsou hlavním znakem kovové vazby. Nemá saturaci a směrovost, protože valenční elektrony jsou v krystalu rozmístěny rovnoměrně. Přítomnost volných elektronů v kovech vysvětluje některé jejich fyzikální vlastnosti: kovový lesk, tažnost, kujnost, tepelná vodivost, opacita.
Typ kovalentní vazby
Vzniká mezi atomem vodíku a prvkem, který má vysokou elektronegativitu. Existují intra- a intermolekulární vodíkové vazby. Tento typ kovalentní vazby je nejslabší, objevuje se v důsledku působení elektrostatických sil. Atom vodíku má malý poloměr, a když je tento jeden elektron vytěsněn nebo vydán, vodík se stává kladným iontem, který působí na atom s vysokou elektronegativitou.
Mezi charakteristické vlastnosti kovalentní vazby patří: saturace, směrovost, polarizovatelnost, polarita. Každý z těchto indikátorů má specifický význam pro vytvářenou sloučeninu. Například směrovost je určena geometrickým tvarem molekuly.
- Podání elektronického hlášení finančnímu úřadu přes internet
- Vyloučení právnické osoby z Jednotného státního rejstříku za nepravdivé informace: důvody, odvolání proti rozhodnutí Federální daňové služby o nadcházejícím vyloučení
- Co je to hostinec, můžete to zjistit kontaktováním pověřeného orgánu
- Žádost o zrušení registrace UTII IP Důvody zrušení registrace UTII