A periódusos rendszerben található összes jelenleg ismert kémiai elem két nagy csoportra osztható: fémekre és nemfémekre. Ahhoz, hogy ne csak elemekké, hanem vegyületekké, kémiai anyagokká váljanak, és kölcsönhatásba léphessenek egymással, egyszerű és összetett anyagok formájában kell létezniük.

Ez az oka annak, hogy egyes elektronok megpróbálják elfogadni, míg mások átadni. Ily módon egymást pótolva az elemek különféle kémiai molekulákat alkotnak. De mi tartja őket egyben? Miért léteznek olyan erős anyagok, hogy a legkomolyabb hangszereket sem lehet tönkretenni? Másokat éppen ellenkezőleg, a legkisebb behatás tönkretesz. Mindez a molekulák atomjai közötti különféle típusú kémiai kötések kialakulásával, egy bizonyos szerkezetű kristályrács kialakulásával magyarázható.

A vegyületekben lévő kémiai kötések típusai

A kémiai kötéseknek összesen 4 fő típusa van.

1. Kovalens, nem poláris. Két azonos nemfém között jön létre az elektronok megosztása, közös elektronpárok kialakulása miatt. Kialakításában vegyértékpáratlan részecskék vesznek részt. Példák: halogének, oxigén, hidrogén, nitrogén, kén, foszfor.
2. Kovalens poláris. Két különböző nemfém vagy egy nagyon gyenge tulajdonságú fém és egy gyenge elektronegativitású nemfém között képződik. Szintén közös elektronpárokon alapszik, és azon atomok által, amelyek elektronaffinitása nagyobb, maguk felé húzza őket. Példák: NH 3, SiC, P 2 O 5 és mások.
3. Hidrogén kötés. A leginstabilabb és leggyengébb, egyik molekula erősen elektronegatív atomja és egy másik pozitív atomja között jön létre. Leggyakrabban ez akkor történik, amikor az anyagok vízben oldódnak (alkohol, ammónia stb.). Ennek a kapcsolatnak köszönhetően létezhetnek fehérjék makromolekulái, nukleinsavak, összetett szénhidrátok stb.
4. Ionos kötés. Különböző töltésű fém- és nemfémes ionok elektrosztatikus vonzási erői miatt jön létre. Minél erősebb a különbség ebben a mutatóban, annál világosabban fejeződik ki a kölcsönhatás ionos jellege. Példák a vegyületekre: bináris sók, komplex vegyületek - bázisok, sók.
5. Fémkötés, amelynek kialakulásának mechanizmusa, valamint tulajdonságai a továbbiakban még szóba kerülnek. Fémekben és különféle ötvözeteiben képződik.

Létezik olyan, hogy egy kémiai kötés egysége. Csak azt mondja, hogy lehetetlen minden kémiai kötést szabványnak tekinteni. Ezek mind csak hagyományosan kijelölt egységek. Végül is minden kölcsönhatás egyetlen elven – az elektron-statikus kölcsönhatáson – alapul. Ezért az ionos, fémes, kovalens és hidrogénkötések azonos kémiai természetűek, és csak határesetei egymásnak.

Fémek és fizikai tulajdonságaik

A fémek az összes kémiai elem túlnyomó többségében megtalálhatók. Ez különleges tulajdonságaiknak köszönhető. Jelentős részüket az emberek nukleáris reakciók során kapták laboratóriumi körülmények között, rövid felezési idejűek.

A többség azonban természetes elemek, amelyek egész kőzeteket és érceket alkotnak, és a legfontosabb vegyületek részét képezik. Tőlük tanultak meg az emberek ötvözeteket önteni, és sok szép és fontos terméket készíteni. Ezek a réz, vas, alumínium, ezüst, arany, króm, mangán, nikkel, cink, ólom és még sokan mások.

Minden fém esetében azonosíthatók a közös fizikai tulajdonságok, amelyek a fémes kötés kialakulásával magyarázhatók. Mik ezek a tulajdonságok?

1. Képlékenység és hajlékonyság. Ismeretes, hogy sok fém még fólia állapotig is hengerelhető (arany, alumínium). Mások drótot, rugalmas fémlemezeket és olyan termékeket gyártanak, amelyek a fizikai behatás során deformálódhatnak, de a leállás után azonnal visszaállítják formájukat. A fémek ezeket a tulajdonságait nevezik alakíthatóságnak és hajlékonyságnak. Ennek a tulajdonságnak az oka a fém típusú csatlakozás. A kristályban lévő ionok és elektronok egymáshoz képest törés nélkül csúsznak, ami lehetővé teszi a teljes szerkezet integritásának megőrzését.
2. Fémes ragyogás. Elmagyarázza a fémes kötést, a képződés mechanizmusát, jellemzőit és jellemzőit is. Így nem minden részecske képes elnyelni vagy visszaverni az azonos hullámhosszú fényhullámokat. A legtöbb fém atomjai visszaverik a rövidhullámú sugarakat, és szinte azonos színű ezüstöt, fehéret és halvány kékes árnyalatot kapnak. Kivétel a réz és az arany, színük piros-piros, illetve sárga. Képesek hosszabb hullámhosszú sugárzást visszaverni.
3. Hő- és elektromos vezetőképesség. Ezeket a tulajdonságokat magyarázza a kristályrács szerkezete és az is, hogy a fémes típusú kötés megvalósul a kialakulásában. A kristály belsejében mozgó „elektrongáznak” köszönhetően az elektromos áram és a hő azonnal és egyenletesen oszlik el az összes atom és ion között, és áthalad a fémen.
4. Szilárd halmazállapotú aggregáció normál körülmények között. Az egyetlen kivétel itt a higany. Az összes többi fém szükségszerűen erős, szilárd vegyület, valamint ötvözeteik. Ez a fémekben jelen lévő fémes kötés eredménye is. Az ilyen típusú részecskekötés kialakulásának mechanizmusa teljes mértékben megerősíti a tulajdonságokat.

Ezek a fémek fő fizikai jellemzői, amelyeket pontosan a fémes kötés kialakulásának sémája magyaráz és határoz meg. Az atomok összekapcsolásának ez a módszere kifejezetten a fémelemek és ötvözeteik esetében releváns. Vagyis nekik szilárd és folyékony halmazállapotban.

Fém típusú kémiai kötés

Mi a sajátossága? A helyzet az, hogy egy ilyen kötés nem a különböző töltésű ionok és elektrosztatikus vonzásuk miatt jön létre, és nem az elektronegativitás különbsége és a szabad elektronpárok jelenléte miatt. Ez azt jelenti, hogy az ionos, fémes, kovalens kötések természete és a megkötött részecskék jellegzetes tulajdonságai kissé eltérőek.

Minden fém a következő tulajdonságokkal rendelkezik:

• kis számú elektron per (egyes kivételek kivételével, amelyek 6, 7 és 8 lehet);
• nagy atomsugár;
• alacsony ionizációs energia.

Mindez hozzájárul a külső párosítatlan elektronok könnyű elválasztásához az atommagtól. Ugyanakkor az atomnak sok szabad pályája van. A fémes kötés kialakulásának diagramja pontosan megmutatja számos, különböző atomokból álló pályasejt átfedését, amelyek ennek eredményeként közös intrakristályos teret alkotnak. Minden atomból elektronokat táplálnak be, amelyek szabadon vándorolnak a rács különböző részein. Időnként mindegyik egy ionhoz kapcsolódik a kristály egy helyén, és atommá alakítja, majd ismét leválva iont képez.

Így a fémes kötés az atomok, ionok és szabad elektronok közötti kötés egy közös fémkristályban. A szerkezeten belül szabadon mozgó elektronfelhőt „elektrongáznak” nevezzük. Ez magyarázza a legtöbb fémet és ötvözeteiket.

Pontosan hogyan valósul meg egy fém kémiai kötés? Különféle példákat lehet mondani. Próbáljuk meg megnézni egy darab lítiumon. Még ha borsó nagyságúra vesszük is, akkor is több ezer atom lesz. Tehát képzeljük el, hogy ezen több ezer atom mindegyike feladja egyetlen vegyértékelektronját a közös kristálytérnek. Ugyanakkor egy adott elem elektronszerkezetének ismeretében látható az üres pályák száma. A lítiumban 3 lesz (a második energiaszint p-pályái). Három minden atomra a tízezer közül - ez a közös tér a kristályon belül, amelyben az „elektrongáz” szabadon mozog.

A fémkötéssel rendelkező anyag mindig erős. Hiszen az elektrongáz nem engedi összeomlani a kristályt, csak kiszorítja a rétegeket és azonnal helyreállítja azokat. Ragyog, van egy bizonyos sűrűsége (leggyakrabban magas), olvaszthatósága, alakíthatósága és plaszticitása.

Hol árulnak még fémragasztást? Példák az anyagokra:

• fémek egyszerű szerkezetek formájában;
• minden fémötvözet egymással;
• minden fém és ötvözeteik folyékony és szilárd állapotban.

Egyszerűen hihetetlenül sok konkrét példa van, hiszen a periódusos rendszerben több mint 80 fém található!

Fémkötés: keletkezési mechanizmus

Ha általánosságban nézzük, akkor a főbb pontokat fentebb már vázoltuk. A szabad elektronok jelenléte és az alacsony ionizációs energia miatt az atommagról könnyen leváló elektronok jelenléte a fő feltétele az ilyen típusú kötések kialakulásának. Így kiderül, hogy a következő részecskék között valósul meg:

• atomok a kristályrács helyein;
• szabad elektronok, amelyek vegyértékelektronok voltak a fémben;
• ionok a kristályrács helyein.

Az eredmény egy fém csatlakozás. A képződés mechanizmusát általában a következő jelöléssel fejezzük ki: Me 0 - e - ↔ Me n+. A diagramból nyilvánvaló, hogy milyen részecskék vannak jelen a fémkristályban.

Maguk a kristályok különböző formájúak lehetnek. Attól függ, hogy milyen anyaggal van dolgunk.

A fémkristályok fajtái

A fémnek vagy ötvözetének ezt a szerkezetét a részecskék nagyon sűrű csomagolása jellemzi. Ezt a kristálycsomópontokban lévő ionok biztosítják. Maguk a rácsok különböző geometriai alakzatúak lehetnek a térben.

1. Testcentrikus köbös rács - alkálifémek.
2. Hatszögletű kompakt szerkezet – minden alkáliföldfém, kivéve a báriumot.
3. Facet-centrikus köbös - alumínium, réz, cink, sok átmeneti fém.
4. A Merkúr romboéderes szerkezetű.
5. Tetragonális - indium.

Minél alacsonyabban és lejjebb helyezkedik el a periódusos rendszerben, annál bonyolultabb a csomagolása és a kristály térbeli szerveződése. Ebben az esetben a fémes kémiai kötés, amelyre minden létező fémre lehet példát mondani, meghatározó a kristály felépítésében. Az ötvözetek nagyon sokféle szervezettel rendelkeznek az űrben, amelyek közül néhányat még nem vizsgáltak teljesen.

Kommunikációs jellemzők: nem irányított

A kovalens és fémes kötéseknek van egy nagyon markáns sajátossága. Az elsővel ellentétben a fémes kötés nem irányított. Mit jelent? Vagyis a kristályon belüli elektronfelhő teljesen szabadon mozog határain belül különböző irányokba, minden elektron képes a szerkezet csomópontjain abszolút bármilyen ionhoz kapcsolódni. Vagyis az interakció különböző irányokban történik. Ezért azt mondják, hogy a fémes kötés nem irányított.

A kovalens kötés mechanizmusa megosztott elektronpárok, azaz átfedő atomok felhőinek kialakulását foglalja magában. Ezenkívül szigorúan egy bizonyos vonal mentén fordul elő, amely összeköti a központokat. Ezért beszélnek egy ilyen kapcsolat irányáról.

Telíthetőség

Ez a jellemző az atomok azon képességét tükrözi, hogy korlátozott vagy korlátlan kölcsönhatásba léphessenek másokkal. Így a kovalens és fémes kötések e mutató szerint ismét ellentétei.

Az első telíthető. A képződésében részt vevő atomok szigorúan meghatározott számú vegyértékű külső elektronnal rendelkeznek, amelyek közvetlenül részt vesznek a vegyület képződésében. Nem lesz több elektronja, mint amennyi van. Ezért a kialakult kötések számát a vegyérték korlátozza. Ezért a kapcsolat telítettsége. Ennek a tulajdonságnak köszönhetően a legtöbb vegyület kémiai összetétele állandó.

A fém- és hidrogénkötések ezzel szemben telítetlenek. Ez annak köszönhető, hogy a kristályon belül számos szabad elektron és pálya található. A kristályrács helyein az ionok is szerepet játszanak, amelyek mindegyike bármikor atommá és ismét ionná válhat.

A fémes kötés másik jellemzője a belső elektronfelhő delokalizációja. Ez abban nyilvánul meg, hogy kis számú megosztott elektron képes összekapcsolni sok fém atommagját. Vagyis a sűrűség mintegy delokalizált, egyenletesen oszlik el a kristály minden része között.

Példák kötésképzésre fémekben

Nézzünk meg néhány konkrét lehetőséget, amelyek bemutatják, hogyan jön létre a fémes kötés. Példák az anyagokra:

• cink;
• alumínium;
• kálium;
• króm.

Fémes kötés kialakulása cink atomok között: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. A cink atomnak négy energiaszintje van. Elektronikus szerkezete alapján 15 szabad pályája van - 3 a p-pályán, 5 a 4 d-ben és 7 a 4f-ben. Az elektronszerkezet a következő: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, összesen 30 elektron van az atomban. Vagyis két szabad vegyérték negatív részecske képes mozogni 15 tágas és nem foglalt pályán belül. És ez minden atomnál így van. Az eredmény egy hatalmas közös tér, amely üres pályákból és kis számú elektronból áll, amelyek az egész szerkezetet összekötik.

Fémkötés az alumíniumatomok között: AL 0 - e - ↔ AL 3+. Az alumíniumatom tizenhárom elektronja három energiaszinten helyezkedik el, amelyek egyértelműen bőséggel rendelkeznek. Elektronikus szerkezet: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0. Szabad pályák - 7 db. Nyilvánvaló, hogy az elektronfelhő kicsi lesz a kristály teljes belső szabad helyéhez képest.

Króm fém kötés. Ez az elem elektronikus szerkezetében különleges. Valóban, a rendszer stabilizálása érdekében az elektron a 4s-ről a 3d pályára esik: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0. Összesen 24 elektron van, ebből hat vegyértékelektron. Ők azok, akik bemennek a közös elektronikus térbe, hogy kémiai kötést hozzanak létre. 15 szabad pálya van, ami még mindig jóval több a kitöltéséhez szükségesnél. Ezért a króm is egy tipikus példa a fémekre, amelyeknek megfelelő kötés van a molekulában.

Az egyik legaktívabb fém, amely még a közönséges vízzel is reagál tűzzel, a kálium. Mi magyarázza ezeket a tulajdonságokat? Ismét sok szempontból - fém típusú csatlakozással. Ennek az elemnek csak 19 elektronja van, de ezek 4 energiaszinten helyezkednek el. Vagyis 30 különböző alszintű pályán. Elektronikus szerkezet: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0. Csak kettő nagyon alacsony ionizációs energiával. Szabadon elszakadnak és bemennek a közös elektronikus térbe. Atomonként 22 pálya van a mozgáshoz, vagyis nagyon nagy szabad hely az „elektrongáz számára”.

Hasonlóságok és különbségek más típusú kapcsolatokkal

Általában ezt a kérdést fentebb már tárgyaltuk. Csak általánosítani és következtetéseket lehet levonni. A fémkristályok főbb jellemzői, amelyek megkülönböztetik őket minden más típusú kapcsolattól:

• a kötési folyamatban részt vevő többféle részecske (atomok, ionok vagy atomionok, elektronok);
• kristályok különböző térbeli geometriai struktúrái.

A fémes kötéseknek közös a hidrogén- és ionos kötésekkel a telítetlenség és az irányítatlanság. Kovalens poláris - erős elektrosztatikus vonzás a részecskék között. Az ionostól külön - egyfajta részecskék a kristályrács csomópontjainál (ionok). Kovalens nempoláris - atomokkal a kristály csomópontjaiban.

A különböző halmazállapotú fémek kötéseinek típusai

Amint fentebb megjegyeztük, egy fémes kémiai kötés, amelyre a cikkben példákat adunk, a fémek és ötvözeteik két halmazállapotában jön létre: szilárd és folyékony halmazállapotban.

Felmerül a kérdés: milyen típusú kötés van a fémgőzökben? Válasz: kovalens poláris és nem poláris. Mint minden olyan vegyület esetében, amely gáz formában van. Ez azt jelenti, hogy ha a fémet hosszú ideig hevítik, és szilárd halmazállapotból folyékony halmazállapotba kerülnek, a kötések nem szakadnak meg, és a kristályos szerkezet megmarad. Amikor azonban a folyadék gőzállapotba történő átviteléről van szó, a kristály megsemmisül, és a fémes kötés kovalenssé alakul.

KÉMIAI KÖTÉS

Kémiai kötés két atom kölcsönhatása elektroncserével. Amikor kémiai kötés jön létre, az atomok hajlamosak egy stabil nyolcelektronos (vagy kételektronos) külső héjra, amely megfelel a legközelebbi inert gáz atomjának szerkezetének. A következő típusú kémiai kötéseket különböztetjük meg: kovalens(poláris és nem poláris; csere és donor-akceptor), ión, hidrogénÉs fém.

KOVALENS KÖTÉS

Ez a két atomhoz tartozó elektronpár miatt történik. A kovalens kötések kialakítására csere- és donor-akceptor mechanizmusok léteznek.

1) Csere mechanizmus . Minden atom egy párosítatlan elektront ad egy közös elektronpárhoz:

2) Donor-akceptor mechanizmus . Az egyik atom (donor) egy elektronpárt, a másik atom (akceptor) pedig egy üres pályát biztosít ennek a párnak;

Két atom nem tud szocializálódni c hány pár elektron? Ebben az esetben arról beszélnek többszörösei csatlakozások:

Ha az elektronsűrűség szimmetrikusan helyezkedik el az atomok között, a kovalens kötést ún nem poláris.

Ha az elektronsűrűséget az egyik atom felé toljuk, akkor a kovalens kötést nevezzük poláris.

Minél nagyobb a különbség az atomok elektronegativitása között, annál nagyobb a kötés polaritása.

Elektronegativitás az atom azon képessége, hogy vonzza az elektronsűrűséget más atomoktól. A legelektronegatívabb elem a fluor, a legelektropozitívabb a francium.

IONOS KÖTÉS

Ionok- ezek töltött részecskék, amelyekké az atomok az elektronok elvesztése vagy hozzáadása következtében átalakulnak.

(a nátrium-fluorid nátriumionokból áll Na+ és fluoridionok F - )

Ha az atomok elektronegativitásának különbsége nagy, akkor a kötést végző elektronpár az egyik atomhoz megy, és mindkét atom ionokká alakul.

Az elektrosztatikus vonzás következtében létrejövő ionok közötti kémiai kötést únionos kötés.

HIDROGÉNKÖTÉS

Hidrogén kötés - Ez egy kötés egy molekula pozitív töltésű hidrogénatomja és egy másik molekula negatív töltésű atomja között. A hidrogénkötés részben elektrosztatikus, részben donor-akceptor jellegű.

A hidrogénkötések jelenléte magyarázza a víz, az alkoholok és a karbonsavak magas forráspontját.

FÉM LINK

A fémek vegyértékelektronjai meglehetősen gyengén kötődnek az atommagjukhoz, és könnyen leválaszthatók róluk. Ezért a fém számos pozitív iont tartalmaz a kristályrács bizonyos helyein, és nagyszámú elektront, amelyek szabadon mozognak a kristályban. A fémben lévő elektronok kötést biztosítanak az összes fématom között.

ORBITAL HIBRIDIZÁCIÓ

Orbitális hibridizáció Egyes pályák alakjának megváltozása kovalens kötés kialakulása során a hatékonyabb pályaátfedés elérése érdekében.

A

sp 3 - Hibridizáció. Egy s orbitális és három p - a pályák négy egyforma „hibrid” pályává alakulnak, amelyek tengelyei közötti szög 109° 28"

sp 3 - hibridizáció, tetraéderes geometriájú ( CH4, NH3).

B

sp 2 - Hibridizáció. Egy s-pálya és két p-pálya három egyforma „hibrid” pályává alakul, tengelyeik szöge 120°.

Molekulák, amelyekben ez játszódik le sp

Két sp - a pályák kettőt alkothatnak s - kötések (BeH 2, ZnCl 2). Még két p - kapcsolatok akkor jöhetnek létre, ha kettő p - a hibridizációban részt nem vevő pályák elektronokat (acetilént) tartalmaznak C 2 H 2).

Molekulák, amelyekben ez játszódik le sp - hibridizáció, lineáris geometriájú.

RÉSZ VÉGE

A nemesgázok kivételével minden elem külső héja NEM TELJES, és a kémiai kölcsönhatás során BEFEJEZETT.

A külső elektronhéjak elektronjai kémiai kötést hoznak létre, de ez különböző módon valósul meg.

A kémiai kötéseknek három fő típusa van:

Kovalens kötés és fajtái: poláris és nem poláris kovalens kötés;

Ionos kötés;

Fém csatlakozás.

Ionos kötés

Az ionos kémiai kötés olyan kötés, amely a kationok anionokhoz való elektrosztatikus vonzása következtében jön létre.

Egymástól élesen eltérő elektronegativitású atomok között ionos kötés jön létre, így a kötést alkotó elektronpár erősen el van tolva valamelyik atom felé, így az ezen elem atomjához tartozónak tekinthető.

Az elektronegativitás a kémiai elemek atomjainak azon képessége, hogy magukhoz vonzzák saját és mások elektronjait.

Az ionos kötés természetét, az ionos vegyületek szerkezetét és tulajdonságait a kémiai kötések elektrosztatikus elméletének álláspontjából magyarázzuk meg.

Kationok képződése: M 0 - n e - = M n+

Anionok képződése: HeM 0 + n e - = HeM n-

Például: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -

A fémes nátrium klórban történő égésekor redox reakció eredményeként az erősen elektropozitív nátrium elem kationjai és az erősen elektronegatív klór elem anionjai képződnek.

Következtetés: ionos kémiai kötés jön létre a fém és nemfém atomok között, amelyek elektronegativitása nagyban különbözik egymástól.

Például: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2 stb.

Kovalens nempoláris és poláris kötések

A kovalens kötés az atomok kötése közös (közöttük megosztott) elektronpárok segítségével.

Kovalens nempoláris kötés

Vizsgáljuk meg a kovalens nempoláris kötés előfordulását egy hidrogénmolekula két hidrogénatomból történő képződésének példáján. Ez a folyamat már tipikus kémiai reakció, mert az egyik anyagból (atomi hidrogén) egy másik - molekuláris hidrogén - keletkezik. Ennek a folyamatnak az energetikai „hasznának” külső jele a nagy mennyiségű hő felszabadulása.

A hidrogénatomok elektronhéjai (atomonként egy s-elektronnal) egy közös elektronfelhővé (molekulapályává) egyesülnek, ahol mindkét elektron „kiszolgálja” az atommagot, függetlenül attól, hogy „a mi” atommagunkról van szó, vagy „idegen”-ről van szó. Az új elektronhéj hasonló a két elektronból álló inert gáz héliumának kész elektronhéjához: 1s 2.

A gyakorlatban egyszerűbb módszereket alkalmaznak. Például J. Lewis amerikai kémikus 1916-ban azt javasolta, hogy az elektronokat pontokkal jelöljék az elemek szimbólumai mellett. Egy pont egy elektront jelent. Ebben az esetben a hidrogénmolekula atomokból történő képződését a következőképpen írjuk le:

Tekintsük két klóratom 17 Cl (nukleáris töltése Z = 17) kétatomos molekulává való kötődését a klór elektronhéjainak szerkezete szempontjából.

A klór külső elektronszintje s 2 + p 5 = 7 elektront tartalmaz. Mivel az alacsonyabb szintű elektronok nem vesznek részt a kémiai kölcsönhatásokban, csak a külső harmadik szint elektronjait jelöljük pontokkal. Ezek a külső elektronok (7 db) három elektronpár és egy párosítatlan elektron formájában rendezhetők el.

Miután két atom párosítatlan elektronjait molekulává egyesítjük, egy új elektronpárt kapunk:

Ebben az esetben a klóratomok mindegyike elektronok OCTET-jével van körülvéve. Ez könnyen belátható, ha bármelyik klóratomot körbeírjuk.

Kovalens kötést csak az atomok között elhelyezkedő elektronpár képez. Ezt osztott párnak hívják. A fennmaradó elektronpárokat magányos pároknak nevezzük. Megtöltik a kagylókat, és nem vesznek részt a kötésben.

Az atomok kémiai kötéseket képeznek azáltal, hogy elegendő elektront osztanak meg ahhoz, hogy a nemes elemek atomjainak teljes elektronikus konfigurációjához hasonló elektronikus konfigurációt szerezzenek.

A Lewis-elmélet és az oktettszabály szerint az atomok közötti kommunikációt nem feltétlenül egy, hanem két vagy akár három osztott pár is folytathatja, ha azt az oktettszabály megköveteli. Az ilyen kötéseket kettős és hármas kötéseknek nevezik.

Például az oxigén csak akkor tud kétatomos molekulát alkotni, minden atomból egy elektronoktettel, ha két megosztott pár van az atomok között:

A nitrogénatomok (2s 2 2p 3 az utolsó héjon) szintén kétatomos molekulává kötődnek, de egy elektronoktett megszervezéséhez három megosztott párt kell egymás között elrendezni:

Következtetés: kovalens nem poláris kötés keletkezik az azonos elektronegativitású atomok között, azaz ugyanazon kémiai elem - nem fém - atomjai között.

Például: a molekulákban a H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 kovalens nempoláris kötés.

Kovalens kötés

A poláris kovalens kötés köztes a tisztán kovalens kötés és az ionos kötés között. Csakúgy, mint az ionos, csak két különböző típusú atom között keletkezhet.

Példaként tekintsük a víz képződését a hidrogén (Z = 1) és az oxigén (Z = 8) atomok közötti reakcióban. Ehhez célszerű először felírni a hidrogén (1s 1) és az oxigén (...2s 2 2p 4) külső héjának elektronikus képleteit.

Kiderül, hogy ehhez pontosan két hidrogénatomot kell venni egy oxigénatomonként. A természet azonban olyan, hogy az oxigénatom akceptor tulajdonságai magasabbak, mint a hidrogénatomé (ennek okairól kicsit később lesz szó). Ezért a víz Lewis-képletében a kötő elektronpárok kissé eltolódnak az oxigénatom magja felé. A vízmolekulában a kötés poláris kovalens, az atomokon részleges pozitív és negatív töltések jelennek meg.

Következtetés: kovalens poláris kötés jön létre a különböző elektronegativitású atomok között, vagyis a különböző kémiai elemek - nem fémek - atomjai között.

Például: a HCl, H 2 S, NH 3, P 2 O 5, CH 4 molekulákban - kovalens poláris kötés.

Szerkezeti képletek

Jelenleg az atomok közötti elektronpárokat (vagyis a kémiai kötéseket) kötőjelekkel ábrázolják. Ebben az esetben a számunkra már ismerős molekulák így néznek ki:

Az atomok között kötőjellel ellátott képleteket szerkezeti képleteknek nevezzük. A magányos elektronpárok gyakran nem szerepelnek a szerkezeti képletekben.

A szerkezeti képletek nagyon jók a molekulák ábrázolására: jól látható, hogy az atomok hogyan kapcsolódnak egymáshoz, milyen sorrendben, milyen kötésekkel.

A Lewis-képletekben a kötő elektronpár ugyanaz, mint a szerkezeti képletekben egy kötőjel.

A kettős és hármas kötéseknek közös neve van - többszörös kötés. Azt is mondják, hogy a nitrogénmolekula kötési sorrendje három. Egy oxigénmolekulában a kötési sorrend kettő. A hidrogén- és klórmolekulák kötési sorrendje azonos. A hidrogénnek és a klórnak már nem többszörös kötése van, hanem egyszerű.

A kötési sorrend a két kötött atom közötti megosztott párok száma. Háromnál nagyobb csatlakozási sorrend nem fordul elő.

A kémiai kötés fogalma nem kis jelentőséggel bír a kémia, mint tudomány különböző területein. Ez annak köszönhető, hogy segítségével az egyes atomok molekulákká egyesülhetnek, mindenféle anyagot képezve, amelyek viszont kémiai kutatások tárgyát képezik.

Az atomok és molekulák sokfélesége a köztük lévő különféle típusú kötések kialakulásával függ össze. A molekulák különböző osztályait saját elektroneloszlási jellemzőik, és ezért saját kötéstípusaik jellemzik.

Alapfogalmak

Kémiai kötés kölcsönhatások halmazának nevezik, amelyek az atomok kötődéséhez vezetnek bonyolultabb szerkezetű stabil részecskék (molekulák, ionok, gyökök), valamint aggregátumok (kristályok, üvegek stb.) képződésével. Ezek a kölcsönhatások elektromos jellegűek, és a vegyértékelektronok eloszlása ​​során jönnek létre a közeledő atomokban.

Valence elfogadta Nevezze meg egy atom azon képességét, hogy bizonyos számú kötést hozzon létre más atomokkal. Az ionos vegyületekben a leadott vagy felvett elektronok számát veszik vegyértéknek. Kovalens vegyületekben megegyezik a megosztott elektronpárok számával.

Alatt az oxidáció mértékét feltételesnek értjük az a töltés, amely egy atomon lehet, ha minden poláris kovalens kötés ionos természetű.

Egy kapcsolat multiplicitását ún a vizsgált atomok közötti megosztott elektronpárok száma.

A kémia különböző ágaiban vizsgált kötések kétféle kémiai kötésre oszthatók: azokra, amelyek új anyagok kialakulásához vezetnek (intramolekulárisak). , És azok, amelyek a molekulák között fordulnak elő (intermolekuláris).

Alapvető kommunikációs jellemzők

A kommunikáció energiája az az energia, amely a molekulában lévő összes kötés megszakításához szükséges. Ez a kötés kialakulása során felszabaduló energia is.

Link hossza a szomszédos atommagok közötti távolság egy molekulában, amelynél a vonzás és a taszítás kiegyensúlyozott.

Az atomok közötti kémiai kötésnek ez a két jellemzője az erősségének mértéke: minél rövidebb a hossza és minél nagyobb az energia, annál erősebb a kötés.

Kötési szög az atommagokon keresztül a kommunikáció irányában áthaladó ábrázolt vonalak közötti szöget szokás nevezni.

A kapcsolatok leírásának módszerei

A kémiai kötés magyarázatának két leggyakoribb, a kvantummechanikából kölcsönzött megközelítése:

Molekuláris orbitális módszer. A molekulát elektronok és atommagok gyűjteményének tekinti, ahol minden egyes elektron az összes többi elektron és atommag hatásmezejében mozog. A molekula pályaszerkezettel rendelkezik, és minden elektronja ezeken a pályákon oszlik el. Ezt a módszert MO LCAO-nak is nevezik, ami a „molekulapálya-lineáris kombináció” rövidítése

Vegyérték kötés módszer. A molekulát két központi molekulapálya rendszereként ábrázolja. Ezenkívül mindegyik megfelel egy kötésnek a molekula két szomszédos atomja között. A módszer a következő rendelkezéseken alapul:

1. A kémiai kötés kialakítását egy ellentétes spinű elektronpár végzi, amelyek a szóban forgó két atom között helyezkednek el. A kialakult elektronpár egyformán tartozik a két atomhoz.
2. Az egyik vagy másik atom által létrehozott kötések száma megegyezik a párosítatlan elektronok számával az alap- és gerjesztett állapotban.
3. Ha az elektronpárok nem vesznek részt a kötés kialakításában, akkor ezeket magányos pároknak nevezzük.

Elektronegativitás

Az anyagokban lévő kémiai kötés típusa az alkotó atomok elektronegativitási értékeinek különbsége alapján határozható meg. Alatt elektronegativitás megérteni az atomok azon képességét, hogy vonzzák a közös elektronpárokat (elektronfelhő), ami a kötés polarizációjához vezet.

Különféle módon lehet meghatározni a kémiai elemek elektronegativitás értékét. A leggyakrabban használt azonban a termodinamikai adatokon alapuló skála, amelyet még 1932-ben L. Pauling javasolt.

Minél nagyobb az atomok elektronegativitásának különbsége, annál kifejezettebb az ionossága. Éppen ellenkezőleg, az azonos vagy hasonló elektronegativitási értékek jelzik a kötés kovalens természetét. Más szóval, matematikailag meg lehet határozni, hogy egy adott molekulában milyen kémiai kötés figyelhető meg. Ehhez ki kell számítania a ΔХ - az atomok elektronegativitásának különbségét a következő képlet segítségével: ΔХ=|Х 1 -X 2 |.

• Ha ΔХ>1,7, akkor a kötés ionos.
• Ha 0,5≤ΔХ≤1,7, akkor a kovalens kötés poláris.
• Ha ΔХ=0 vagy ahhoz közel, akkor a kötés kovalens nempolárisnak minősül.

Ionos kötés

Az ionos kötés olyan kötés, amely az ionok között vagy egy közös elektronpárnak az egyik atom általi teljes kivonása miatt jön létre. Anyagokban az ilyen típusú kémiai kötéseket elektrosztatikus vonzási erők hajtják végre.

Az ionok töltött részecskék, amelyek atomokból elektronok nyerésével vagy elvesztésével képződnek. Ha egy atom elfogad elektronokat, akkor negatív töltést kap, és anionná válik. Ha egy atom vegyértékelektronokat ad fel, akkor pozitív töltésű részecske lesz belőle, amelyet kationnak neveznek.

Jellemző azokra a vegyületekre, amelyek tipikus fémek atomjainak és tipikus nemfémek atomjainak kölcsönhatásából képződnek. Ennek a folyamatnak a fő oka az atomok vágya, hogy stabil elektronikus konfigurációkat szerezzenek. Ehhez pedig a tipikus fémeknek és nemfémeknek mindössze 1-2 elektront kell adniuk vagy elfogadniuk, amit könnyedén meg is tesznek.

Az ionos kémiai kötések molekulában történő kialakulásának mechanizmusát hagyományosan a nátrium és a klór kölcsönhatásának példáján tekintik. Az alkálifém atomok könnyen feladják a halogénatom által vonzott elektronokat. Ennek eredményeként a Na + kation és a Cl - anion képződik, amelyeket elektrosztatikus vonzás tart össze.

Ideális ionkötés nem létezik. Még az ilyen, gyakran ionosnak minősített vegyületekben sem történik meg az elektronok végső átvitele atomról atomra. A kialakult elektronpár továbbra is általános használatban marad. Ezért a kovalens kötés ionosságának mértékéről beszélnek.

Az ionos kötést két fő, egymással összefüggő tulajdonság jellemzi:

• nem irányítottság, azaz az ion körüli elektromos tér gömb alakú;
• a telítetlenséget, azaz bármely ion körül elhelyezhető ellentétes töltésű ionok számát azok mérete határozza meg.

Kovalens kémiai kötés

Kovalens kötésnek nevezzük azt a kötést, amelyet nemfémes atomok átfedő elektronfelhői hoznak létre, vagyis egy közös elektronpár hoz létre. A megosztott elektronpárok száma határozza meg a kötés többszörösét. Így a hidrogénatomok egyetlen H··H-kötéssel kapcsolódnak össze, az oxigénatomok pedig O::O kettős kötést alkotnak.

Kialakulásának két mechanizmusa van:

• Csere – minden atom egy elektront képvisel, hogy közös párt képezzen: A· + ·B = A:B, míg a külső atompályák, amelyeken egy elektron található, részt vesznek a kötésben.
• Donor-akceptor - a kötés kialakításához az egyik atom (donor) egy elektronpárt, a második (akceptor) pedig egy szabad pályát biztosít az elhelyezéséhez: A + : B = A: B.

Az elektronfelhők átfedésének módjai is eltérőek a kovalens kémiai kötés kialakulása során.

1. Közvetlen. A felhőátfedés tartománya a kérdéses atomok magjait összekötő egyenes képzeletbeli vonalon fekszik. Ebben az esetben σ kötések jönnek létre. Az ebben az esetben létrejövő kémiai kötés típusa az átfedő elektronfelhők típusától függ: s-s, s-p, p-p, s-d vagy p-d σ kötések. Egy részecskében (molekulában vagy ionban) csak egy σ kötés lehetséges két szomszédos atom között.
2. Oldalsó. Az atommagokat összekötő vonal mindkét oldalán hajtják végre. Így jön létre a π kötés, és ennek változatai is lehetségesek: p-p, p-d, d-d. A π kötés soha nem jön létre külön a σ kötéstől, előfordulhat többszörös (kettős és hármas) kötést tartalmazó molekulákban.

A kovalens kötések tulajdonságai

Meghatározzák a vegyületek kémiai és fizikai tulajdonságait. Az anyagokban lévő bármely kémiai kötés fő tulajdonsága az irányultság, a polaritás és a polarizálhatóság, valamint a telítettség.

Fókusz A kapcsolatokat az anyagok molekulaszerkezetének sajátosságai és molekuláik geometriai alakja határozza meg. Lényege, hogy az elektronfelhők legjobb átfedése a térben egy bizonyos orientációnál lehetséges. A σ- és π-kötések kialakításának lehetőségeiről fentebb már volt szó.

Alatt telítettség megérteni az atomok azon képességét, hogy bizonyos számú kémiai kötést képezzenek egy molekulában. Az egyes atomok kovalens kötéseinek számát a külső pályák száma korlátozza.

Polaritás A kötés az atomok elektronegativitási értékeinek különbségétől függ. Az elektronok atommagok közötti eloszlásának egyenletessége attól függ. E jellemző szerint a kovalens kötés lehet poláris vagy nem poláris.

• Ha a közös elektronpár mindegyik atomhoz egyformán tartozik, és azonos távolságra helyezkedik el az atommagjuktól, akkor a kovalens kötés nem poláris.
• Ha egy közös elektronpárt az egyik atom magja felé eltolunk, akkor kovalens poláris kémiai kötés jön létre.

Polarizálhatóság kötéselektronok elmozdulásával fejeződik ki egy külső elektromos tér hatására, amely lehet egy másik részecskéhez, szomszédos kötésekhez ugyanabban a molekulában, vagy származhat külső elektromágneses térforrásból. Így a befolyásuk alatt lévő kovalens kötés megváltoztathatja a polaritását.

A pályák hibridizációja alatt az alakjuk változását értjük egy kémiai kötés során. Ez szükséges a leghatékonyabb átfedés eléréséhez. A következő hibridizációs típusok léteznek:

• sp3. Egy s és három p orbitál négy azonos alakú „hibrid” pályát alkot. Külsőleg egy tetraéderhez hasonlít, amelynek tengelyei közötti szög 109°.
• sp2. Egy s- és két p-pálya lapos háromszöget alkot, amelynek tengelyei között 120°-os szög van.
• sp. Egy s- és egy p-pálya két „hibrid” pályát alkot, amelyek tengelye közötti szög 180°.

A fématomok szerkezetének sajátossága a meglehetősen nagy sugaruk és a kis számú elektron jelenléte a külső pályákon. Ennek eredményeként az ilyen kémiai elemekben az atommag és a vegyértékelektronok közötti kötés viszonylag gyenge és könnyen megszakad.

Fém A kötés fématomok és ionok közötti kölcsönhatás, amely delokalizált elektronok segítségével jön létre.

A fémrészecskékben a vegyértékelektronok könnyen elhagyhatják a külső pályákat, és üres pozíciókat is elfoglalhatnak rajtuk. Így különböző időpillanatokban ugyanaz a részecske lehet atom és ion. A róluk levált elektronok szabadon mozognak a kristályrács teljes térfogatában, és kémiai kötést hoznak létre.

Ez a fajta kötés hasonlóságot mutat az ionos és kovalens kötésekkel. Csakúgy, mint az ionos kötésekhez, a fémes kötésekhez is ionok szükségesek. De ha az első esetben kationokra és anionokra van szükség az elektrosztatikus kölcsönhatás végrehajtásához, akkor a második esetben a negatív töltésű részecskék szerepét az elektronok játsszák. Ha egy fémes kötést egy kovalens kötéssel hasonlítunk össze, mindkettőnek közös elektronokra van szüksége ahhoz, hogy kialakuljon. A poláris kémiai kötésekkel ellentétben azonban nem két atom között lokalizálódnak, hanem a kristályrács összes fémrészecskéjéhez tartoznak.

A fémes kötés szinte minden fém különleges tulajdonságaiért felelős:

• a plaszticitás az atomok rétegeinek elmozdulásának lehetősége miatt van jelen egy elektrongáz által tartott kristályrácsban;
• fémes csillogás, amely a fénysugarak elektronokról való visszaverődése miatt figyelhető meg (por állapotban nincs kristályrács, és ezért elektronok mozognak rajta);
• elektromos vezetőképesség, amelyet töltött részecskék áramlása hajt végre, és ebben az esetben a kis elektronok szabadon mozognak a nagy fémionok között;
• hővezető képesség figyelhető meg az elektronok hőátadó képessége miatt.

Az ilyen típusú kémiai kötéseket néha a kovalens és az intermolekuláris kölcsönhatások közötti intermediernek nevezik. Ha egy hidrogénatom egy erősen elektronegatív elemmel (például foszforral, oxigénnel, klórral, nitrogénnel) kapcsolódik, akkor képes további kötést létrehozni, amelyet hidrogénkötésnek nevezünk.

Sokkal gyengébb, mint az összes fent tárgyalt kötéstípus (energia legfeljebb 40 kJ/mol), de nem elhanyagolható. Ez az oka annak, hogy a hidrogén-kémiai kötés szaggatott vonalként jelenik meg az ábrán.

A hidrogénkötés létrejötte az egyidejű donor-akceptor elektrosztatikus kölcsönhatás miatt lehetséges. Az elektronegativitás értékeinek nagy különbsége az O, N, F és más atomokon túlzott elektronsűrűség megjelenéséhez, valamint a hidrogénatom hiányához vezet. Abban az esetben, ha nincs kémiai kötés az ilyen atomok között, amikor elég közel vannak egymáshoz, vonzó erők aktiválódnak. Ebben az esetben a proton az elektronpár akceptorja, a második atom pedig a donor.

Hidrogénkötések egyaránt létrejöhetnek szomszédos molekulák, például víz, karbonsavak, alkoholok, ammónia és egy molekulán belül, például szalicilsav között.

A vízmolekulák közötti hidrogénkötések jelenléte megmagyarázza számos egyedi fizikai tulajdonságát:

• Hőkapacitása, dielektromos állandója, forráspontja és olvadáspontja a számítások szerint lényegesen kisebbnek kell lennie, mint a valós értékek, ami a molekulák összekapcsolhatóságával és az intermolekuláris hidrogénkötések megszakítására fordított energiafelhasználással magyarázható.
• Más anyagokkal ellentétben a víz térfogata a hőmérséklet csökkenésével nő. Ez annak a ténynek köszönhető, hogy a molekulák egy bizonyos helyet foglalnak el a jég kristályszerkezetében, és a hidrogénkötés hosszával távolodnak el egymástól.

Ez a kapcsolat különleges szerepet tölt be az élő szervezetek számára, hiszen jelenléte a fehérjemolekulákban meghatározza azok speciális szerkezetét, így tulajdonságait. Ezenkívül a DNS kettős hélixét alkotó nukleinsavak szintén hidrogénkötésekkel kapcsolódnak össze.

Kötések kristályokban

A szilárd anyagok túlnyomó többségének kristályrácsa van - az őket alkotó részecskék speciális relatív elrendezése. Ebben az esetben háromdimenziós periodicitás figyelhető meg, és a csomópontokon atomok, molekulák vagy ionok helyezkednek el, amelyeket képzeletbeli vonalak kötnek össze. E részecskék természetétől és a köztük lévő kapcsolatoktól függően minden kristályszerkezet atomi, molekuláris, ionos és fémes szerkezetre osztható.

Az ionos kristályrács csomópontjai kationokat és anionokat tartalmaznak. Ezenkívül mindegyiket szigorúan meghatározott számú ion veszi körül, amelyek csak ellentétes töltéssel rendelkeznek. Tipikus példa erre a nátrium-klorid (NaCl). Általában magas olvadáspontjuk és keménységük van, mert sok energiát igényelnek a lebontásukhoz.

A molekuláris kristályrács csomópontjaiban kovalens kötésekkel képzett anyagok molekulái vannak (például I 2). Gyenge van der Waals kölcsönhatás köti össze őket, ezért egy ilyen szerkezet könnyen tönkretehető. Az ilyen vegyületek alacsony forrás- és olvadásponttal rendelkeznek.

Az atomi kristályrácsot nagy vegyértékértékű kémiai elemek atomjai alkotják. Erős kovalens kötések kötik össze őket, ami azt jelenti, hogy az anyagok magas forrás- és olvadásponttal, valamint nagy keménységgel rendelkeznek. Ilyen például a gyémánt.

Így a kémiai anyagokban jelenlévő minden típusú kötésnek megvannak a maga sajátosságai, amelyek megmagyarázzák a molekulákban és anyagokban lévő részecskék kölcsönhatásának finomságait. A vegyületek tulajdonságai tőlük függenek. Meghatározzák a környezetben végbemenő összes folyamatot.

Ez az egyik sarokköve a kémiának nevezett érdekes tudománynak. Ebben a cikkben elemezzük a kémiai kötések minden aspektusát, fontosságukat a tudományban, példákat adunk és még sok mást.

Mi az a kémiai kötés

A kémiában kémiai kötés alatt az atomok kölcsönös adhézióját értjük egy molekulában, és a között fennálló vonzási erő eredményeként. A kémiai kötéseknek köszönhetően különféle kémiai vegyületek jönnek létre.

A kémiai kötések típusai

A kémiai kötések kialakulásának mechanizmusa erősen függ annak típusától vagy típusától, a kémiai kötések következő fő típusai különböznek egymástól:

• Kovalens kémiai kötés (amely lehet poláris vagy nem poláris)
• Ionos kötés
• Kémiai kötés

mint az emberek.

Ami pedig azt illeti, honlapunkon külön cikket szentelünk neki, részletesebben a linken olvashat. Ezután részletesebben megvizsgáljuk a kémiai kötések többi fő típusát.

Ionos kémiai kötés

Az ionos kémiai kötés kialakulása két különböző töltésű ion kölcsönös elektromos vonzása miatt következik be. Az ilyen kémiai kötésekben lévő ionok általában egyszerűek, az anyag egy atomjából állnak.

Az ionos kémiai kötés sémája.

Az ionos típusú kémiai kötés jellegzetessége a telítettség hiánya, és ennek következtében nagyon eltérő számú ellentétes töltésű ion csatlakozhat egy ionhoz vagy akár egy egész ioncsoporthoz. Az ionos kémiai kötésre példa a CsF cézium-fluorid vegyület, amelyben az „ionosság” szintje közel 97%.

Hidrogén kémiai kötés

Jóval a kémiai kötések modern elméletének modern formájában való megjelenése előtt a kémikusok észrevették, hogy a nemfémekkel alkotott hidrogénvegyületek különféle csodálatos tulajdonságokkal rendelkeznek. Tegyük fel, hogy a víz forráspontja és a hidrogén-fluoriddal együtt sokkal magasabb, mint lehetne, itt van egy kész példa a hidrogén-kémiai kötésre.

A képen egy hidrogén-kémiai kötés kialakulásának diagramja látható.

A hidrogén-kémiai kötés természetét és tulajdonságait a H hidrogénatom azon képessége határozza meg, hogy képes-e újabb kémiai kötést létrehozni, innen ered ennek a kötésnek a neve. Az ilyen kapcsolat kialakulásának oka az elektrosztatikus erők tulajdonságai. Például egy hidrogén-fluorid molekulában a teljes elektronfelhő annyira eltolódik a fluor felé, hogy az anyag atomja körüli tér negatív elektromos térrel telítődik. Egy hidrogénatom körül, különösen az egyetlen elektronjától megfosztottnál, az elektronmezeje sokkal gyengébb, és ennek következtében pozitív töltésű. És a pozitív és negatív töltések, mint tudják, vonzzák, és ezen az egyszerű módon hidrogénkötés keletkezik.

Fémek kémiai kötése

Milyen kémiai kötés jellemző a fémekre? Ezeknek az anyagoknak megvan a saját típusú kémiai kötésük - minden fém atomja nem úgy van elrendezve, de bizonyos módon az elrendezésük sorrendjét kristályrácsnak nevezik. A különböző atomok elektronjai közös elektronfelhőt alkotnak, és gyengén lépnek kölcsönhatásba egymással.

Így néz ki egy fém kémiai kötés.

A fémes kémiai kötés például bármilyen fém lehet: nátrium, vas, cink stb.

Hogyan határozzuk meg a kémiai kötés típusát

A benne részt vevő anyagoktól függően, ha van egy fém és egy nemfém, akkor a kötés ionos, ha két fém van, akkor fémes, ha két nemfém, akkor kovalens.

A kémiai kötések tulajdonságai

A különböző kémiai reakciók összehasonlításához különböző mennyiségi jellemzőket használnak, mint például:

• hossz,
• energia,
• polaritás,
• kapcsolódási sorrend.

Nézzük meg őket részletesebben.

A kötéshossz a kémiai kötéssel összekapcsolt atommagok közötti egyensúlyi távolság. Általában kísérletileg mérik.

A kémiai kötés energiája határozza meg annak erősségét. Ebben az esetben az energia azt az erőt jelenti, amely egy kémiai kötés megszakításához és az atomok szétválasztásához szükséges.

A kémiai kötés polaritása megmutatja, hogy mekkora elektronsűrűség tolódik el valamelyik atom felé. Az atomok azon képességét, hogy maguk felé tolják el az elektronsűrűséget, vagy leegyszerűsítve, „magukra húzzák a takarót”, a kémiában elektronegativitásnak nevezzük.

A kémiai kötés sorrendje (más szóval a kémiai kötés többszöröse) a kémiai kötésbe belépő elektronpárok száma. A sorrend lehet egész vagy töredékes, minél nagyobb, annál több elektron végzi a kémiai kötést, és annál nehezebb megszakítani.

Kémiai kötés, videó

És végül egy oktatóvideó a különböző típusú kémiai kötésekről.