Презентация «Виды химической связи»

Химическая связь.

Виды химической связи

Подготовила :

Трубникова Елена Евгеньевна

учитель химии и биологии

МБОУ «Клюквинская средняя общеобразовательная школа»

Курского района Курской области

Что такое химическая связь?

Химическая связь — это взаимодействие двух атомов, осуществляемое путем обмена электронами.

При образовании химической связи атомы стремятся приобрести устойчивую восьмиэлектронную (или двухэлектронную) внешнюю оболочку, соответствующую строению атома ближайшего инертного газа.

Причины образования химической связи:

Неустойчивость атомов с незавершённым внешним уровнем и стремление к его заполнению.

Стремление к минимуму энергии.

По современным данным химическая связь определяется взаимодействием положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов.

Значит, природа химической связи электростатическая.

В свободном атоме электроны притягиваются только к ядру собственного атома.

Когда два атома приближаются друг к другу, между их ядрами и электронами начинают действовать силы отталкивания.

Но появляются также силы притяжения между ядром одного атома и электронами другого.

Силы отталкивания уравновешиваются силами притяжения и атомы удерживаются вместе. Так возникает химическая связь.

Что такое электроотрицательность?

Способность атомов элементов оттягивать к себе общие электронные пары в химических соединениях, называется электроотрицательностью (ЭО).

Значения электроотрицательности элементов позволяют определить:

— заряды атомов в соединении;

— сдвиг электронов при образовании химической связи.

Изменение электроотрицательности в Периодической системе

С увеличением порядкового номера элементов ЭО изменяется периодически.

В периоде она растёт слева направо при накоплении электронов на внешнем слое.

В группе она убывает сверху вниз при увеличении числа электронных слоёв и увеличении атомных радиусов.

Наибольшей ЭО в каждом периоде обладают самые маленькие атомы с семью внешними электронами — атомы галогенов (инертные газы соединений не образуют).

Наименьшая ЭО в периоде у самого большого атома с одним внешним электроном — атома щелочного металла.

Ионная связь

Ионная связь — связь между положительно и отрицательно заряженными ионами.

Ионы — заряженные частицы, в которые превращаются атомы в результате отдачи или принятия электронов.

Ионная связь образуется в сложных веществах, состоящих из атомов металлов и неметаллов

Механизм образования ионной связи

(на примере хлорида натрия NaCl)

Обрати внимание!

Соли аммония не содержат металла, но образованы ионной связью.

Свойства веществ с ионной связью

Притяжение между ионами достаточно сильное, поэтому ионные вещества имеют высокие температуры кипения и плавления.

Все ионные соединения при обычных условиях твёрдые вещества.

Ковалентная связь

Ковалентная связь — это связь между атомами неметаллов, образованная за счёт общих электронных пар.

Ковалентная связь образуется при взаимодействии неметаллов. Атомы неметаллов имеют высокую электроотрицательность и стремятся заполнить внешний электронный слой за счёт чужих электронов. Два таких атома могут перейти в устойчивое состояние, если объединят свои электроны.

Ковалентная неполярная связь

Ковалентная неполярная связь соединяет атомы в простых веществах неметаллах.

НеМе1+ НеМе1

Образование молекулы водорода   

 

Каждый атом  водорода  имеет один электрон. Для перехода в устойчивое состояние ему необходим ещё один электрон.

При сближении двух атомов электронные облака перекрываются. Образуется общая электронная пара, которая связывает атомы водорода в молекулу.

 

В пространстве между двумя ядрами общие электроны бывают чаще, чем в других местах. Там формируется область с  повышенной электронной плотностью  и отрицательным зарядом. Положительно заряженные ядра притягиваются к ней и образуется молекула.

 

При этом каждый атом получает  завершённый двухэлектронный внешний уровень и переходит в устойчивое состояние.

 

Ковалентная связь за счёт образования  одной  общей электронной пары называется  одинарной .

 

Общие электронные пары (ковалентные связи) образуются за счёт  неспаренных электронов,  расположенных на внешних энергетических уровнях взаимодействующих атомов. 

 

У водорода  один  неспаренный электрон.  Для других элементов их число равно   8 — № группы .

Неметаллы  VIIА  группы (галогены) имеют на внешнем слое  один  неспаренный электрон.

У неметаллов  VIА  группы (кислород, сера) таких электронов  два .

У неметаллов  VА  группы (азот, фосфор) 

три  неспаренных электрона.

Образование ковалентных связей показывают структурные (графические) формулы, в которых общая электронная пара обозначается чертой. Одна черта между атомами обозначает одинарную связь, две черты — двойную, три черты — тройную

Н-Н, Cl-Cl , O=О, N ≡ N

Ковалентная полярная связь

Ковалентная полярная связь образуется между атомами неметаллов в сложных веществах.

НеМе1+ НеМе2

Если ковалентная связь образуется между разными атомами, то общая электронная пара смещается к тому из них, который имеет более высокую электроотрицательность (ЭО). Он получает частичный отрицательный заряд. Атом, имеющий меньшую ЭО, становится заряжённым положительно. В этом случае образуется полярная ковалентная связь.

Образование молекулы хлороводорода

 

У атома водорода на внешнем уровне один электрон. У хлора на внешнем уровне семь электронов, один из которых неспаренный.

 

Образуется одна общая электронная пара, которая смещена к атому хлора. В результате

появляются частичные заряды: на атоме хлора отрицательный а на атоме водорода — положительный. 

Сдвиг электронной плотности принято обозначать греческой буквой дэльта  δ

 

Структурная формула хлороводорода  H−Cl. 

 

Подобным образом соединяются атомы в молекулах других галогеноводородов 

Характеристики ковалентной связи

Важнейшими характеристиками ковалентной связи являются   длина, полярность  и  прочность . Эти характеристики определяют физические и химические свойства вещества: их температуры плавления и кипения, растворимость, химическая активность.

Длина ковалентной связи — это расстояние между ядрами связанных атомов.

Длина химической связи зависит от радиусов атомов: чем больше радиусы атомов, тем длиннее связь между ними.

Кратность связи тоже влияет на её длину.

Чем больше общих электронных пар у атомов, тем короче связь.

Прочность ковалентной связи — устойчивость общей электронной пары к разрыву .

Прочность связи определяет химическую активность вещества: чем меньше прочность связи, тем легче вещество вступает в химические реакции.

Прочность связи зависит от её длины и кратности.

Чем меньше длина связи, тем она прочнее.

Чем больше кратность связи, тем выше её прочность.

Полярность ковалентной связи — значения частичных зарядов на связанных атомах.

Полярность ковалентной связи зависит от разности электроотрицательностей этих атомов.

Чем сильнее отличаются атомы по электроотрицательности, тем больше полярность связи.

Металлическая связь

Металлическая связь — это связь между положительными ионами и атомами металлов посредством обобществлённых электронов.

Особенность атомов металлов —  небольшое число электронов  на внешнем уровне и сравнительно  большие радиусы . Поэтому атомы металлов в отличие от атомов неметаллов легко отдают наружные электроны и превращаются в положительные ионы:

 

 

Оторвавшиеся от атомов электроны перемещаются от одного иона к другому. Соединяясь с ионами, электроны временно превращают их в атомы

Потом электроны снова отрываются и присоединяются к другим ионам и так далее.

Между электронами и положительными ионами возникает электростатическое взаимодействие. Отрицательные электроны удерживают слои положительных ионов. 

Кристалл металла можно представить как большое количество катионов, погруженных в «море» свободных электронов.

  Благодаря свободным электронам металлы хорошо проводят тепло и электрический ток, имеют характерный блеск и ковкость.

Металлическая связь характерна для  чистых металлов  и для смесей различных металлов —  сплавов   (бронза, сталь, чугун, латунь и т. д.),  если они находятся в твёрдом или жидком состоянии. 

  

Водородная связь

Водородная связь — форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать N, O или F.

Использованные источники

Габриелян О.С. Химия 8 класс. Учебник для общеобразовательных учреждений. М.:Дрофа , 2015. 71с

Жилин Д.М.. Химия. 8 класс.Учебник для общеобразовательных учреждений. М.:Бином . Лаборатория знаний, 2011. 245с.

http://school-sector.relarn.ru/nsm/chemistry/Rus/Data/Text/Ch2_4.html

https://studfiles.net/preview/3617257/

http://www.poznavayka.org/himiya/himicheskaya-svyaz-opredelenie-tipyi-svoystva/

http://chemege.ru/chembonds/

http://www.yaklass.ru/p/himija/89-klass/stroenie-veshchestva-18844/tipy-khimicheskoi-sviazi-18860/re-bd8ad0ba-1fcf-451f-aee2-4f5a32afafc2

https://yandex.ru/images/search?text= механизм%20образования%20металлической%20связи& noreask =1&img_url=https%3A%2F%2Fds02.infourok.ru%2Fuploads%2Fex%2F01f3%2F00013a72-d228d1a7%2F1%2Fimg7.jpg&pos=1&rpt= simage&lr =8

Типы химических связей — презентация онлайн

Похожие презентации:

Типы химических связей

Типы химических связей

Химическая связь

Химическая связь. Типы кристаллических решеток

Химическая связь

Химическая связь и ее типы. (11 класс)

Химическая связь и ее типы

Химическая связь

Химическая связь

Периодический закон Д.И. Менделеева. Химическая связь и ее типы

1. Типы химических связей

2. Задачи:

познакомиться с типами химических связей ;
научиться определять по молекулярной
формуле соединения тип связей в нём;
научиться составлять механизм образования
химической связи.

3. Что такое химическая связь?

Химическая связь — это
взаимодействие атомов, которое
связывает их в молекулы, ионы,
радикалы, кристаллы

4. Различают четыре типа химических связей:

1. Ионная связь.
2. Ковалентная связь.
3. Металлическая связь.
4. Водородная связь.

5. Ионная связь

—
Cl
• это связь, образовавшаяся за
счёт электростатического
притяжения катионов к
+
анионам.
Na
—
Cl
+
Na
+
Na
—
Cl

6. Схема 1

Классификация ионов
По заряду
По составу
простые
+
—
К , Сl ,
-2
О
сложные
—
ОН ,
-2
SO
катионы
+2
Ca ,
+3
Al
анионы
—
ОН ,
-2
SO,
—
Cl

7.

Механизм образования ионной связи0
0
+
–
2 Na + Cl2 → 2Na + 2 Cl → 2Na Cl
атом
натрия
атом
хлора
ион
натрия
ион
хлора
ионное
соединение
2ē
+
—
+
—
—
+
—
+
Na Cl Na Cl
Cl Na Cl Na

8. Ковалентная связь

• это связь, возникает между
атомами за счёт
образования общих
ē
электронных пар.
ē
ē
ē
ē
ē

9. Схема 2

Схема
Схема
22
Классификация
ковалентной связи
тройная
двойная
Кратность
связей
простая
π (пи) – связь
р
σ (сигма) –
связь
полярная
неполярная
донорноакцепторный
обменный
Механизм
образования
Способ
Степень
перекрывания
смещения
электронных электронных
орбиталей
пар

10. Обменный механизм образования ковалентной связи

☼ Действует, когда атомы образуют общие электронные
пары за счёт объединения неспаренных электронов.
Например:
1. Н2 – водород
Н• + •Н → Н ‫ ׃‬Н или Н — Н ;
2. НCl – хлороводород или соляная кислота
•
•
N
N
или N
ІІІ
N • +•N →
•
•
••
••
или H – Cl ;
•
3. N2 – азот
•
•
→ Н Cl
•
•
Н• + • Cl
•
•
N.

11. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

☼ Действует между веществами донором и акцептором.
Донор – вещество, у которого имеется свободная электронная
пара.
Акцептор – вещество, у которого имеется свободная орбиталь.
H
Н
— .. N
H
Аммиак
(донор)
+
+ –
→
H Cl
□
Соляная
кислот а
(акцепт ор)
[
H
—
Н
І
—
N
•
H
-H
]
Ион аммония
+
Cl
–

12. Степень смещения электронных пар

☼Зависит от ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТИ элементов.
Ряд электроотрицательности:
F, O, N, C l, Br, S, C, P, Si
ІІІ
НЕПОЛЯРНАЯ ковалентная связь – это связь, образованная
между атомами с одинаковой электроотрицательностью.
Например : H – H; Cl – Cl; N N.
ПОЛЯРНАЯ ковалентная связь – это связь, образованная между
атомами с разной электроотрицательностью.
Например: H – Cl; H – S – H.

13. Кратность ковалентной связи

☼Зависит от числа общих электронных пар,
связывающих атомы.
ІІ
Бывает:
1. ПРОСТАЯ « — » — это одна σ-связь;
2. ДВОЙНАЯ « » — это одна σ-связь и одна
π-связь;
3. ТРОЙНАЯ « » — это одна σ-связь и две
π- связи.
ІІІ

14. Перекрывание электронных орбиталей. σ – связь.

• это ковалентная связь,
при которой область
перекрывания атомных
орбиталей находится на
линии соединяющей
центры
взаимодействующих
атомов;
• между парой атомов
может быть только
одна;
• это всегда простая
связь.
Рис.2

15. Перекрывание электронных орбиталей. π – связь.

• это ковалентная связь,
при которой область
перекрывания атомных
орбиталей
располагается в двух
местах на линии,
перпендикулярной
линии, соединяющей
центры
взаимодействующих
атомов;
• между парой атомов
может только
дополнять σ – связь.
Рис. 3

16. Металлическая связь

• это связь, которую
осуществляют относительно
свободные электроны между
ионами металлов в
металлической решётке.
n+
M
n+
M
n+
M
—
—
n+
M
n+
M
— —
n+
M
n+
M
n+
M

17. Механизм образования металлической связи:

0
n+
М — nē = М
Например:
• для элементов (металлов) Ι группы главной
0
1+
подгруппы М — 1ē = М ;
• для элементов (металлов) Ι Ι группы главной
0
2+
подгруппы М — 2ē = М .

18. Водородная связь

Межмолекулярная водородная связь – это
связь между атомами водорода одной
молекулы и сильноотрицательными
элементами(O, N, F) другой молекулы.
Н
Н—-О
|
|
|
Н—-О
Н
|
О
|
|
Н
|
|
Н О—- Н
Н

19. Водородная связь

Внутримолекулярная водородная связь –
эта связь возможна при наличии в одной
молекуле и электроноакцепторной
группы и электронодонорного атома.
Например в молекуле
ДНК: І І
А-Т
Г-Ц
Г-Ц
Т-А
І І
где аденин (А), гуанин (Г), тимин (Т)
и цитозин (Ц) — азотистые основания

English     Русский Правила

Введение в химическую связь — Химия LibreTexts

1. Последнее обновление

2. Сохранить как PDF

Идентификатор страницы

1644

Химическая связь — одна из самых основных основ химии, которая объясняет другие понятия, такие как молекулы и реакции. Без него ученые не смогли бы объяснить, почему атомы притягиваются друг к другу или как образуются продукты после того, как произошла химическая реакция. Чтобы понять концепцию связи, нужно сначала узнать основы атомной структуры.

Введение

Обычный атом содержит ядро, состоящее из протонов и нейтронов, с электронами на определенных энергетических уровнях, вращающихся вокруг ядра. В этом разделе основное внимание будет уделено этим электронам. Элементы можно отличить друг от друга благодаря их «электронному облаку» или области, в которой электроны движутся вокруг ядра атома. Поскольку у каждого элемента есть отдельное электронное облако, это определяет их химические свойства, а также степень их реакционной способности (например, благородные газы инертны / нереакционноспособны, в то время как щелочные металлы очень реактивны). В химическом связывании участвуют только валентные электроны, электроны, находящиеся на орбиталях самого внешнего энергетического уровня (валентной оболочки) элемента.

Диаграммы Льюиса

Диаграммы Льюиса представляют собой графическое представление элементов и их валентных электронов. Валансные электроны — это электроны, образующие внешнюю оболочку атома. На диаграмме Льюиса символ элемента написан в центре, а валентные электроны нарисованы вокруг него точками. Положение нарисованных валентных электронов не имеет значения. Однако обычно принято начинать с 12 часов и двигаться по часовой стрелке до 3 часов, 6 часов, 9 часов.часов и обратно на 12 часов соответственно. Обычно римская цифра группы соответствует количеству валентных электронов элемента.

Ниже в периодической таблице представлено число валентных электронов. Щелочные металлы группы IA имеют один валентный электрон, щелочноземельные металлы группы IIA — 2 валентных электрона, группы IIIA — 3 валентных электрона и т. д. Неуказанные переходные металлы, лантаноиды и актиноиды труднее определить количество валентных электронов, которые они имеют; однако в этом разделе представлены только связи, поэтому они не будут рассматриваться в этом разделе.

Диаграммы Льюиса для молекулярных соединений/ионов

Чтобы нарисовать диаграммы Льюиса для молекулярных соединений или ионов, выполните следующие шаги (мы будем использовать H ₂ O в качестве примера):

1) Подсчитайте количество валентных электронов молекулярного соединения или иона. Помните, что если есть два или более одного и того же элемента, то вам нужно удвоить или умножить количество валентных электронов на количество атомов, которое имеется. Следуйте за номером группы римскими цифрами, чтобы увидеть соответствующее количество валентных электронов для этого элемента.

Валансные электроны:

Кислород (O) — Группа VIA: следовательно, имеется 6 валентных электронов

Водород (H) — Группа IA: следовательно, имеется 1 валентный электрон

ПРИМЕЧАНИЕ: Имеется ДВА атома водорода , поэтому умножьте 1 валентный электрон X 2 атома

Итого: 6 + 2 = 8 валентных электронов

2) Если рассматриваемая молекула является ионом, не забудьте добавить или вычесть соответствующее количество электронов из шага 1.

Для ионов, если ион имеет отрицательный заряд (анион), добавить соответствующее число электронов к общему числу электронов (т.е. если NO ₃ ^— имеет отрицательный заряд 1-, тогда вы добавляете к сумме 1 дополнительный электрон; 5 + 3(6)= 23 +1 = 24 полных электрона). Знак ^— означает, что молекула имеет общий отрицательный заряд, поэтому у нее должен быть дополнительный электрон. Это связано с тем, что анионы имеют более высокое сродство к электрону (склонность приобретать электроны). Большинство анионов состоят из неметаллов, обладающих высокой электроотрицательностью.

Если ион имеет положительный заряд (катион), вычесть соответствующее количество электронов из общего числа электронов (т.е. H ₃ O ⁺ имеет положительный заряд 1+, поэтому вы вычитаете 1 дополнительный электрон из общего числа; 6 + 1 (3) = 9 — 1 = 8 полных электронов). Знак ⁺ означает, что молекула имеет общий положительный заряд, поэтому в ней должен отсутствовать один электрон. Катионы положительны и имеют более слабое сродство к электрону. Они в основном состоят из металлов; их атомные радиусы больше, чем у неметаллов. Следовательно, это означает, что экранирование увеличивается, и электроны имеют меньшую склонность притягиваться к «экранированному» ядру.

В нашем примере вода является нейтральной молекулой, поэтому нет необходимости добавлять или вычитать электроны из общего количества.

3) Запишите символы элементов, убедившись, что все атомы учтены (например, H ₂ O, запишите O и 2 H по обе стороны от кислорода). Начните с добавления одинарных связей (1 пара электронов) ко всем возможным атомам, убедившись, что они следуют правилу октета (за исключением правила дуэта и других элементов, упомянутых выше).

4) Если остались какие-то электроны, то добавьте их к центральному атому молекулы (т.е. XeF ₄ имеет 4 дополнительных электрона после распределения, поэтому 4 дополнительных электрона отдаются Xe: вот так. Наконец, перестройте пары электронов в двойные или тройные связи, если это возможно

Правило октетов

Большинство элементов следуют правилу октетов в химической связи, что означает, что элемент должен иметь контакт с восемью валентными электронами в связи или точно заполнять валентная оболочка. Наличие восьми электронов обеспечивает стабильность атома. Вот почему благородные газы, валентная электронная оболочка из 8 электронов, химически инертны; они уже стабильны и, как правило, не нуждаются в переносе электронов, когда связи с другим атомом, чтобы быть стабильными. С другой стороны, щелочные металлы имеют валентную электронную оболочку из одного электрона. Поскольку они хотят завершить правило октета, они часто просто теряют один электрон. делает их довольно реактивными, потому что они могут легко отдать этот электрон другим элементам. Это объясняет высокую реакционную способность элементов группы IA.

Некоторые элементы, являющиеся исключениями из правила октета, включают алюминий (Al), фосфор (P), серу (S) и ксенон (Xe).

Водород(H) и гелий(He) следуют правилу дуэта, поскольку их валентная оболочка допускает только два электрона. Из правила дуэта нет исключений; водород и гелий всегда будут содержать максимум два электрона.

Ионная связь

Ионная связь — это процесс разделения электронов между двумя атомами. Это происходит между неметаллом и металлом. Ионная связь также известна как процесс, при котором электроны «передаются» друг другу, потому что два атома имеют разные уровни сродства к электрону. На картинке ниже ион натрия (Na) и ион хлора (Cl) соединяются посредством ионной связи. На ⁺ имеет меньшую электроотрицательность из-за большого атомного радиуса и по существу не хочет иметь электрон, который у него есть. Это легко позволит более электроотрицательному атому хлора получить электрон, чтобы завершить свой 3-й энергетический уровень. На протяжении всего этого процесса передача электрона высвобождает энергию в атмосферу.

Другим примером ионной связи является структура кристаллической решетки, показанная выше. Ионы расположены таким образом, что показывает однородность и стабильность; физическая характеристика кристаллов и твердых тел. Более того, в концепции под названием «море электронов» видно, что молекулярная структура металлов состоит из стабилизированных положительных ионов (катионов) и «свободно текущих» электронов, которые вплетаются между катионами. Это связано со свойством металла проводимости; текущие электроны позволяют электрическому току проходить через них. Кроме того, это объясняет, почему сильные электролиты являются хорошими проводниками. Ионные связи легко разрываются водой, потому что полярность молекул воды защищает анионы от притяжения катионов. Следовательно, ионные соединения легко диссоциируют в воде, а металлические свойства соединения обеспечивают проводимость раствора.

Ковалентная связь

Ковалентная связь — это процесс обмена электронами между двумя атомами. Связи обычно возникают между неметаллом и неметаллом. Поскольку все их электроотрицательности находятся в пределах высокого диапазона, электроны притягиваются и притягиваются ядрами обоих атомов. В случае двух одинаковых атомов, которые связаны друг с другом (также известная как неполярная связь, объясненная ниже), они оба излучают одинаковую силу притяжения к электронам, поэтому между двумя атомами существует одинаковое притяжение (т. е. кислород газ, или O ₂ , имеют равное распределение сродства к электрону. Это затрудняет разрыв ковалентных связей.

Ковалентные связи бывают трех типов: одинарные, двойные и тройные. Одинарная связь состоит из 2 связанных электронов. Естественно, двойная связь имеет 4 электрона, а тройная связь имеет 6 связанных электронов. Поскольку тройная связь будет иметь большее сродство к электрону, чем одинарная связь, притяжение к положительно заряженному ядру увеличивается, а это означает, что расстояние от ядра до электронов меньше. Проще говоря, чем больше связей или чем выше прочность связи, тем короче будет длина связи. Другими словами:

Длина связи: тройная связь < двойная связь < одинарная связь

Полярная ковалентная связь

Полярная ковалентная связь — это процесс неравного распределения электронов. Это считается промежуточным звеном между ионной связью и ковалентной связью. Это происходит из-за разных значений электроотрицательности двух атомов. Из-за этого более электроотрицательный атом будет притягивать и сильнее притягивать электроны. Таким образом, электроны будут проводить больше времени вокруг этого атома.

Приведенные выше символы указывают на то, что на стороне фтора значение слегка отрицательное, а на стороне водорода слегка положительное.

Полярные и неполярные молекулы

Полярность — это конкурирующие силы между двумя атомами за электроны. Она также известна как полярная ковалентная связь. Молекула полярна, когда электроны притягиваются к более электроотрицательному атому из-за его большего сродства к электрону. Неполярная молекула представляет собой связь между двумя одинаковыми атомами. Они являются идеальным примером ковалентной связи. Некоторыми примерами являются газообразный азот ( N ₂ ), газообразный кислород (O ₂ ) и газообразный водород (H ₂ ).

Один из способов выяснить, какой тип связи имеет молекула, — определить разницу значений электроотрицательности молекул.

Если разница составляет 0,0-0,3, то молекула имеет неполярную связь.

Если разница составляет 0,3-1,7, то молекула имеет полярную связь.

Если разница составляет 1,7 и более, то молекула имеет ионную связь.

Внешние ссылки

• Химическая связь (общая): http://en.Wikipedia.org/wiki/Chemical_bond
• Ковалентные связи: http://en.Wikipedia.org/wiki/Covalent_bond
• Ионные связи: http://en.Wikipedia.org/wiki/Ionic_bond
• Химическая полярность: http://en.Wikipedia.org/wiki/Chemical_polarity
• Раздаточные материалы и справочные материалы: http://www.chemistryrocks.net

---

Introduction to Chemical Bonding распространяется по незадекларированной лицензии, автором, ремиксом и/или куратором является LibreTexts.

1. Наверх

• Была ли эта статья полезной?

1. Тип изделия

   Раздел или Страница

   Показать страницу TOC

   № на стр.

2. Теги

   1. Химическая связь
   2. Ковалентная связь
   3. двойная связь
   4. электроотрицательный
   5. электронов
   6. ионная связь
   7. Диаграммы Льюиса
   8. неполярная молекула
   9. Неполярные молекулы
   Правило
   10. октетов
   11. Полярный
   12. полярная ковалентная связь
   13. Полярная ковалентная связь
   14. полярная молекула
   15. полярность
   16. одинарная связка
   17. тройная связь
   18. валентных электронов

Типы химических связей — GeeksforGeeks

Различные состояния, такие как плазма, конденсаты Бозе-Эйнштейна, фермионные конденсаты и кварк-глюонная плазма, возможны независимо от общего времени твердого тела, жидкости и газа – например, вода существует в виде льда, жидкой воды и парообразного пара, но возможны и различные состояния, такие как плазма, конденсаты Бозе-Эйнштейна, фермионные конденсаты и кварк-глюонная плазма. Кроме того, он подразделяется на чистые вещества и смеси.

Химическая связь

Химическая связь — это процесс объединения двух или более атомов путем перераспределения электронов, в результате чего каждый атом достигает стабильного электронного состояния.

Для обеспечения безопасности каждый из атомов завершает свой дуплет или октет, получая ближайшее допустимое газовое электронное расположение. Обычно это осуществляется путем образования сложных связей между частицами.

Частица может образовывать химические связи тремя способами:

1. По крайней мере один электрон передан другому атому.
2. Получение хотя бы одного электрона от другого атома.
3. Путем переноса одного электрона на другой атом.

Типы химических связей

Химические связи классифицируются на четыре группы:

• Ионная или электровалентная связь
• Ковалентная связь
• ГВД -Бонд
• Полярная ковалентная связь

ith

Полярная ковалентная связь

ith

Полярная ковалентная связь

ith

. атом наиболее стабилен, когда его валентная оболочка имеет восемь электронов. Атомы в твердом состоянии теряют, приобретают или делят электроны в своей валентной оболочке для достижения стабильности. Катион образуется, когда атом теряет один или несколько валентных электронов и становится положительно заряженным ионом, тогда как анион образуется, когда атом получает электроны и становится отрицательно заряженным ионом.

Электрическая сила притяжения, известная как ионная связь, возникает, когда электроны полностью переносятся с положительно заряженного катиона на отрицательно заряженный анион.

Правило октета выполняется, когда происходит обмен валентными электронами, что позволяет ионам достигать электронных конфигураций соседних благородных газов. Положительный верхний индекс заряда (+) справа от атома обозначает катион. Отрицательный заряд в верхнем индексе (–) справа от атома представляет собой анион.

Например:

• Когда атом натрия теряет один электрон, он получает на один протон больше, чем теряет электрон, что придает ему общий положительный (+1) заряд. Химический символ иона натрия — Na ⁺¹ или просто Na ⁺ .
• Когда атом хлора получает дополнительный электрон, он образует ион хлора Cl ^– . Из-за правила октета эти ионные частицы более стабильны, чем атом.

Образование ионной связи

Ионная или электровалентная связь представляет собой химическую связь, возникающую между двумя атомами в результате переноса одного или нескольких электронов от электроположительного или металлического элемента к электроотрицательному или неметаллическому элементу. Как известно, электрическое расположение атома натрия 2,8,1. В самой внешней оболочке у него всего один электрон. Он получает электрическую структуру инертного газа неона, отдавая этот электрон (2,8).

Электрическое расположение атома хлора, с другой стороны, 2,8,7. Ему просто нужен еще один электрон, чтобы завершить свой октет и достичь инертной конфигурации аргона (2,8,8).

Чтобы удалить электрон из его внешней оболочки и произвести положительно заряженный ион натрия Na ⁺ , атому натрия требуется количество энергии, равное его энергии ионизации примерно 496 кДж/моль. Это называется эндергоническим процессом, поскольку он потребляет энергию. С другой стороны, атом хлора, у которого отсутствует один электрон, берет электрон и выделяет энергию, эквивалентную его сродству к электрону, т. е. для образования хлорид-иона требуется 349 кДж/моль. Экзергонический процесс получил свое название из-за того, что во время процесса выделяется энергия.

В результате противоположно заряженные ионы создают электростатические силы притяжения, которые являются мощными силами притяжения. Эти силы сближают ион, что приводит к образованию ионной связи. Следовательно, электростатические силы являются основой ионной связи.

Электровалентность – Количество атомов, потерянных или приобретенных одним атомом, называется электровалентностью. В NaCl электровалентность натрия и хлора равна единице. В результате они одновалентны. Кальций обеспечивает два валентных электрона для образования ионов кальция (2,8,8), а кислород получает два электрона для образования ионов оксида при создании оксида кальция (CaO) (2,8). Кальций и кислород имеют одинаковую электровалентность, т. е. двухвалентны. При переносе электронов образуются противоположно заряженные ионы. Здесь видно развитие ионной связи между атомами натрия и фтора.

Условия образования ионной связи II (A) или 13 (A) современной периодической таблицы предпочитают терять электроны и образовывать положительно заряженные частицы, известные как катионы. С другой стороны, атомы с 5, 6 или 7 валентными электронами в группах 15, 16 и 17 текущей таблицы Менделеева с большей вероятностью будут принимать электроны и образовывать отрицательно заряженные частицы, известные как анионы. Так, калий, находящийся в группе I(А) текущей периодической таблицы и имеющий один электрон на внешнем уровне, подходит для создания ионной связи с хлором, находящимся в 17-й группе и имеющим семь электронов на внешнем уровне. В результате хлорид калия классифицируется как ионное вещество.

• Низкая энергия ионизации металла –

Энергия ионизации – это минимальное количество энергии, необходимое для отрыва электрона от внешней оболочки нейтрального газообразного атома. Рассмотрим, как из атома натрия образуется ион натрия (Na ⁺ ). Энергия ионизации натрия составляет около 500 кДж/моль, что является относительно низким показателем. Ему довольно легко потерять электроны и превратиться в ион натрия. Этот ион может также образовывать ионные связи с другими анионами, такими как Cl ^– и Бр ^– . В результате создание ионных связей благоприятствует, когда энергия ионизации металла низка.

• Сродство неметалла к электрону –  ​​

Энергия, вырабатываемая при введении электрона в нейтральный изолированный газообразный атом, определяется как сродство к электрону. Рассмотрим атом фтора, который содержит семь электронов на внешней орбите. Он без колебаний получает один электрон, чтобы завершить свою октетную структуру. На моль эта реакция высвобождает примерно 328 кДж энергии. Образовавшийся ион фтора имеет меньшую энергию, чем атом фтора. Мы все знаем, что снижение энергии означает большую стабильность. В результате ион фтора более стабилен, чем фтор. В результате сродство к электрону металла меньшего размера способствует созданию аниона, что приводит к стабильной ионной комбинации.

• Энергия решетки ионного соединения –

Энергия решетки ионного соединения является ключевой характеристикой, влияющей на их стабильность. Энергия, генерируемая, когда один грамм-моль кристалла создается из его газообразных ионов, известна как энергия решетки. Электростатические силы притяжения удерживают ионы компонентов ионного соединения вместе в любом кристалле.

•  Разница в электроотрицательности двух атомов –

Способность атома притягивать к себе электроны во время образования связи измеряется его электроотрицательностью. Когда значения электроотрицательности атомов различаются в 1,7 и более раз, более вероятно создание ионной связи. Рассмотрим молекулы хлорида натрия (NaCl) и хлороводорода (HCl).

Дифференциал электроотрицательности =3,0(Cl)–0,9(Na)=2,1 для NaCl.

В хлориде натрия способствует установлению стабильной ионной связи.

Дифференциал электроотрицательности =3,0(Cl)–2,1(H)=0,9 для HCl.

Связь между водородом и хлором является ковалентной из-за меньшей разницы в электроотрицательности.

Написание формулы ионного соединения

Для получения химических формул ионного соединения должны быть выполнены следующие два требования:

1. Для оптимальной стабильности катион и анион должны подчиняться правилу октетов.
2. Ионы должны объединяться таким образом, чтобы их заряды уравновешивались, а ионный состав в целом был нейтральным.

Количество переданных или полученных электронов представлено зарядами аниона и катиона. При ионной связи суммарный заряд соединения должен быть равен нулю.

Свойства ионной связи

1. Катион всегда образован металлом, а анион всегда образован неметаллом.
2. При комнатной температуре большинство ионных соединений представляют собой кристаллические твердые вещества – ионы компонентов ионного соединения сильно притягиваются друг к другу и организованы в трехмерную структуру. Такое расположение придает кристаллу характерную геометрическую форму.
3. Ионные соединения имеют высокие температуры плавления, потому что ионы в них удерживаются вместе чрезвычайно сильными силами притяжения. Ионные соединения имеют относительно высокие температуры плавления, а это означает, что для разрыва связи между ними требуется много тепловой энергии.
4. Электропроводность – Ионные соединения обычно не проводят электричество в твердом состоянии. Электрическая сила притяжения между ионами разрушается при нагревании выше их точки плавления, и ионы могут свободно перемещаться. Электричество теперь может проходить через эти свободные ионы.
5. Когда в воду вводят ионное химическое вещество, такое как хлорид натрия, отрицательный конец молекулы воды притягивает катионы и вытягивает их из кристалла. Точно так же положительный конец молекулы воды притягивает анионы, заставляя химическое вещество растворяться в воде. Поэтому ионные химические вещества растворимы в полярных растворителях, таких как вода.
6. Ионные соединения хрупки, они распадаются на осколки при воздействии на их кристаллы внешней силы. Это происходит потому, что Na 9Ионы 0064 + и Cl ^– в кристаллах хлорида натрия выстраиваются друг против друга в решетке с сильным электростатическим притяжением.

При приложении внешней силы ориентация ионов изменяется таким образом, что одинаковые заряды сближаются. Ионы мигрируют друг от друга в результате сильного электростатического отталкивания. Форма кристаллов разрушается, когда ионы разбиваются на кусочки.

Ковалентная связь

• Проще говоря, ковалентная связь представляет собой обмен электронами между частицами для достижения конфигурации благородного газа отдельных йот.
• Электрическая сила любопытства удерживает йоты в ковалентной связи. Эта сила расположена посреди сильно заряженных ядер армированных частиц и их общих противоположно заряженных электронов.
• Удерживающая пара электронов – это электроны, которые объединяют йоты в ковалентную связь. Благодаря этим удерживающим парам электронов становится возможной организация отдельной группы частиц, называемой атомом — наименьшего компонента соединения, обладающего синтетическим характером этого соединения.
• В окказиональной таблице этот тип удержания происходит между двумя частицами одного и того же компонента или между компонентами, которые находятся близко друг к другу. Это удерживание происходит в основном между неметаллами, хотя его также можно наблюдать между неметаллами и металлами.

Типы ковалентных связей

Ковалентную связь можно разделить на следующие категории в зависимости от количества общих электронных пар:

1. Одинарная ковалентная связь
2. Двойная ковалентная связь
3. Тройная ковалентная связь

• Одинарные связи

Когда между двумя участвующими атомами находится всего одна пара электронов, образуется одинарная связь. Для его обозначения используется одно тире (-). Хотя она имеет меньшую плотность и слабее, чем двойные и тройные связи, этот тип ковалентной связи является наиболее устойчивым.

Например, Один атом водорода имеет один валентный электрон, а один атом хлора имеет семь валентных электронов в молекуле HCL. В этой ситуации за счет совместного использования одного электрона между водородом и хлором устанавливается одинарная связь.

• Двойные связи

Когда две пары электронов являются общими для двух участвующих атомов, образуется двойная связь. Для его обозначения используются два тире (=). Двойные ковалентные связи значительно мощнее, чем одинарные ковалентные связи, но они также менее стабильны.

Пример: Один атом углерода имеет шесть валентных электронов, а два атома кислорода имеют четыре валентных электрона в молекуле диоксида углерода.

Углерод делит два своих валентных электрона с одним атомом кислорода и два с другим атомом кислорода, завершая свой октет. CO2 имеет две двойные связи, потому что каждый атом кислорода имеет два общих электрона с углеродом.

• Тройная связь

Когда два участвующих атома имеют три пары электронов, образуется тройная связь. Наименее стабильными формами ковалентных связей являются тройные ковалентные связи, которые обозначены тремя черточками (≡).

Например: Каждый атом азота с пятью валентными электронами отдает три электрона, образуя три электронные пары для участия в построении молекулы азота. В результате два атома азота образуют тройную связь.

• Полярная ковалентная связь: Поскольку электроотрицательность соединяющихся атомов различна, этот вид ковалентной связи возникает, когда электроны распределяются неравномерно. Притяжение электронов будет больше для более электроотрицательных атомов. Между атомами электроотрицательная разность больше нуля, но меньше 2,0. В результате общая пара электронов этого атома окажется ближе.

Пример, Неравномерный электрический потенциал заставляет молекулы образовывать водородные связи. В этой ситуации атом водорода взаимодействует с электроотрицательным фтором, водородом или кислородом.

• Неполярная ковалентная связь: Когда атомы имеют одинаковое количество электронов, образуется ковалентная связь такого типа. Разница в электроотрицательности между двумя атомами равна нулю. Это происходит, когда соединяющиеся атомы имеют сравнимое сродство к электрону (двухатомные элементы).

Пример, Молекулы газов, таких как водород и азот, включают неполярные ковалентные связи.

Поляризация ковалентных связей: Электронное облако всегда ближе к более электроотрицательному из двух атомов, участвующих в сигма-связи в сигма-связях между двумя отдельными атомами. В результате в связи образуется постоянный диполь, и говорят, что ковалентная связь поляризована.

Свойства ковалентной связи

• Из-за небольших сил межмолекулярного притяжения ковалентные соединения имеют низкие температуры кипения и плавления. При температуре окружающей среды эти химические вещества существуют во всех трех физических состояниях. В то время как ковалентные взаимодействия между атомами довольно сильны, межмолекулярные силы или притяжения между молекулами/соединениями сравнительно умеренны. Когда к ковалентным связям прикладывается меньшее количество энергии, молекулы могут отделяться друг от друга. В результате эти химические вещества чрезвычайно летучи.
• Энтальпия плавления – это количество энергии, необходимое для плавления одного моля твердого вещества при постоянном давлении. Энтальпия испарения – это количество энергии, необходимое для испарения одного моля жидкости при постоянном давлении. Для изменения фазы молекулярного ковалентного соединения требуется от 1 до 10 раз больше тепла, чем для изменения фазы ионной молекулы.
• Слабые межмолекулярные силы притяжения характеризуют ковалентные соединения, заставляя их принимать формы газов, жидкостей и мягких твердых тел. Есть исключения, как и многие особенности, особенно когда молекулярные соединения принимают кристаллическую форму.
• Большинство горючих соединений состоят из атомов водорода и углерода. В присутствии кислорода эти химические вещества могут легко подвергаться процессам горения с образованием углекислого газа и воды. Поскольку углерод и водород имеют одинаковую электроотрицательность, они вместе встречаются во многих молекулярных соединениях.
• В водном растворе ионы необходимы для прохождения электричества. Когда молекулярные химические вещества смешиваются с водой, они растворяются в молекулы, а не в ионы. Поскольку нет свободных подвижных ионов, проводящих электричество, при растворении в воде они обычно не очень эффективно проводят электричество.
• Полярный растворитель, такой как вода, эффективно растворяет полярные ковалентные соединения. Сахар и этанол — два примера молекулярных молекул, которые легко растворяются в воде. С другой стороны, неполярные ковалентные соединения плохо растворяются в воде, такой как вода и масло. Эти молекулы не могут быть гидратированы водой.
• Слабые межмолекулярные силы притяжения удерживают вместе ковалентные связи и органические молекулы в органических растворителях. Ковалентные молекулы в ковалентных соединениях легко смешиваются с органическими молекулами в органических растворителях, потому что они обладают такими же слабыми межмолекулярными силами притяжения. В результате большинство ковалентных соединений растворяются в органических растворителях.
• Длина связи также учитывается теорией Льюиса; чем прочнее связь и чем больше общих электронов, тем короче длина связи.

Difference between Covalent and Ionic Bond

нейтральные молекулы.

Parameters	Covalent Bond	Ionic Bond
What is it?	Это разновидность химической связи между двумя неметаллическими атомами, характеризующаяся общими электронными парами между атомами, а также другими ковалентными связями.	Это своего рода связь, создаваемая сильной электростатической силой притяжения между противоположно заряженными ионами в химической молекуле, также известная как электровалентная связь.
Встречается между	Два неметалла или неметалл и металлоид	Один металл и один неметалл
Природа составных частиц	Катионы и анионы представляют собой противоположно заряженные частицы, составляющие ионные соединения.
State at room temperature	Gases, liquids, or low melting solids	Crystalline solids
Polarity	Low	High
Solubility	In polar fluids, полярные ковалентные молекулы растворяются. HCl в воде, например. В неполярных ковалентных соединениях растворяются только органические жидкости.	Ионные химические вещества растворяются только в полярных растворителях, таких как вода, потому что они полярны. Неорганические жидкости нерастворимы.
Формирование	Они образуются при соединении двух неметаллов с одинаковой электроотрицательностью. Ни один из атомов не обладает достаточной силой, чтобы оттягивать электроны от другого. Для стабильности они делят электроны с самой внешней орбитали со своими соседями.	Они образуются при взаимодействии металла (+ион) и неметалла (-ve ион). Металлы прочнее неметаллов, а неметаллы могут легко получать электроны от металлов. Эти два иона притягиваются друг к другу и создают ионную связь.
Проводимость	Ионы не диссоциируют от неполярных ковалентных молекул. В результате не проводит электричество. В воде полярные ковалентные соединения быстро диссоциируют и действуют как хорошие электрические проводники. HCl в воде, например.	Неполярные ковалентные соединения не распадаются на ионы. В результате вы не сможете проводить электричество. Полярные ковалентные соединения легко разрушаются в воде и ведут себя как хорошие электрические проводники. Например, HCl в воде.
Melting Point	Low	High
Boiling Point	Low	High
Example	Methane, Hydrochloric acid	Sodium Chloride, Sulphuric acid

Примеры вопросов

Вопрос 1: Что такое химическая связь?

Ответ:

Химическая связь – это процесс перераспределения электронов между двумя или более атомами, при котором каждый атом достигает стабильного электронного состояния.

Вопрос 2: Какие бывают типы химических связей?

Ответ:

Ковалентные, водородные связи, контакты Ван-дер-Ваальса и ионные или электровалентные связи — это четыре химические связи, встречающиеся в химии.