Як називається хімічний зв'язок. Ковалентний хімічний зв'язок. Типи хімічного зв'язку: ковалентний зв'язок. Вугільна кислота та її солі

З 2s 2 2p 2 З + 1е \u003d С -

Про 2s 2 2p 4 Про 1Е \u003d О +

Можливо інше пояснення освіти потрійний зв'язку в молекулі СО.

Збудженому атом вуглецю має 2 неспарених електрона, які можуть утворити 2 загальні електронні пари з 2-ма неспареними електронами атома кисню (за обмінним механізмом). Однак наявні в атомі кисню 2 спарені р-електронів можуть утворювати потрійну хімічний зв'язок, оскільки в атомі вуглецю є одна незаповнена осередок, яка може прийняти цю пару електронів.

Потрійна зв'язок утворюється за донорно-акцепторного механізму, напрямок стрілки від донора кисню до акцептору - вуглецю.

Подібно N 2 - СО володіє високою енергією дисоціації (1 069 кДж), погано розчинний у воді, інертний в хімічному відношенні. СО - газ без кольору і запаху, байдужий несолеобразующіе, не взаємодіє з кислотними лугами і водою при звичайних умовах. Отруйний, тому що взаємодіє з залізом, що входять до складу гемоглобіну. При підвищенні температури або опроміненні проявляє властивості відновника.

отримання:

в промисловості

CO 2 + C "2CO

2C + O 2 ® 2CO

в лабораторії: H 2 SO 4, t

HCOOH ® CO + H 2 O;

H 2 SO 4 t

H 2 C 2 O 4 ® CO + CO 2 + H 2 O.

В реакції СО вступає лише при високих температурах.

Молекула СО має велику спорідненість до кисню, горить утворюючи СО 2:

СО + 1 / 2О 2 \u003d СО 2 + 282 кДж / моль.

Через велику спорідненості до кисню СО використовується як відновник оксидів багатьох важких металів (Fe, Co, Pb і ін.).

СO + Cl 2 \u003d COCl 2 (фосген)

CO + NH 3 ® HCN + H 2 O H - C º N

CO + H 2 O «CO 2 + H 2

CO + S ® COS

Найбільший інтерес представляють карбоніли металів (використовуються для отримання чистих металів). Хімічна зв'язок по донорно-акцепторного механізму, має місце p-перекривання по датівная механіхму.

5CO + Fe ® (пентакарбоніл заліза)

Все карбоніли - діамагнітниє речовини, характеризуються невисокою міцністю, при нагріванні карбоніли розкладаються

→ 4CO + Ni (карбоніл нікелю).

Як і СО карбоніли металів - токсичні.

Хімічна зв'язок в молекулі СО 2

У молекулі СО 2 sp-гібридизація атома вуглецю. Дві sp-гібридні орбіталі утворюють 2 s-зв'язки з атомами кисню, а решта негібрідізованнимі р-орбіталі вуглецю дають з двома р-орбиталями атомів кисню p-зв'язку, які розташовуються в площинах перпендикулярних один одному.

Про ═ З ═ Про

Під тиском 60 атм. і кімнатній температурі СО 2 згущується в безбарвну рідину. При сильному охолодженні рідка СО 2 застигає в білу снегоподобную масу, переганяється при Р \u003d 1 атм і t \u003d 195К (-78 °). Спресована тверда маса називається сухим льодом, СО 2 не підтримує горіння. У ньому горять лише речовини, у яких спорідненість до кисню вище ніж у вуглецю: наприклад,

2Mg + CO 2 ® 2MgO + C.

СО 2 реагує з NH 3:

CO 2 + 2NH 3 \u003d CO (NH 2) 2 + H 2 O

(Карбамід, сечовина)

2СО 2 + 2Na 2 O 2 ® 2Na 2 CO 3 + O 2

Сечовина розкладається водою:

CO (NH 2) 2 + 2H 2 O ® (NH 4) 2 CO 3 → 2NH 3 + СО 2

Целюлоза - вуглевод, який складається із залишків b-глюкози. Вона синтезується в рослинах за наступною схемою

хлорофіл

6CO 2 + 6H 2 O ® C 6 H 12 O 6 + 6O 2 фотосинтез глюкози

СО 2 отримують в техніці:

2NaHCO 3 ® Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2

з коксу C + O 2 ® CO 2

В лабораторії (в апараті кіп):

.

Вугільна кислота та її солі

Розчиняючись у воді, вуглекислий газ частково взаємодіє з нею, утворюючи вугільну кислоту H 2 CO 3; при цьому встановлюються рівноваги:

До 1 \u003d 4 × 10 -7 До 2 \u003d 4,8 × 10 -11 - слабка, нестійка, кисневмісна, двухосновная кислота. Гідрокарбонати розчинні в Н2О Карбонати нерозчинні в воді, крім карбонатів лужних металів, Li 2 CO 3 і (NH 4) 2 CO 3. Кислі солі вугільної кислоти отримують, пропускаючи надлишок СО 2 в водний розчин карбонату:

або поступовим (по краплях) додаванням сильної кислоти в надлишок водного розчину карбонату:

Na 2 CO 3 + HNO 3 ® NaHCO 3 + NaNO 3

При взаємодії з лугами або нагріванні (прожаренні) кислі солі переходять в середні:

Солі гідролізуються за рівнянням:

I ступінь

Через повну гідролізу з водних розчинів можна виділити карбонати Gr 3+, Al 3+, Ti 4+, Zr 4+ і ін.

Практичне значення мають солі - Na 2 CO 3 (сода), CaCO 3 (крейда, мармур, вапняк), K 2 CO 3 (поташ), NaHCO 3 (питна сода), Са (НСО 3) 2 і Mg (HCO 3) 2 обумовлюють карбонатні жорсткість води.

Сірковуглець (CS 2)

При нагріванні (750-1000 ° С) вуглець реагує з сіркою, утворюючи сірковуглець, органічний розчинник (безбарвна летюча рідина, реакційно речовина), горить і летючий.

Пари CS 2 - отруйні, застосовується для фумігації (обкурювання) зерносховищ проти комах - шкідників, в ветеринарії служить для лікування аскаридозу коней. В техніці - розчинник смол, жирів, йоду.

З сульфідами металів CS 2 утворює солі тіовугільної кислоти - тіокарбонати.

Ця реакція аналогічна процесу

тіокарбонати - жовті кристалічні речовини. При дії на них кислот виділяється вільна тіовугільної кислота.

Вона більш стабільна ніж Н 2 СО 3 і при низькій температурі виділяється з розчину у вигляді жовтої маслянистої рідини, легко розкладається на:

З'єднання вуглецю з азотом (СN) 2 або З 2 N 2 - диціан, легко займистий безбарвний газ. Чистий сухий диціан отримують шляхом нагрівання сулеми з ціанідом ртуті (II).

HgCl 2 + Hg (CN) 2 ® Hg 2 Cl 2 + (С N) 2

Інші способи отримання:

4HCN г + О 2 2 (CN) 2 + 2H 2 O

2HCN г + Сl 2 (CN) 2 + 2HCl

Диціан за властивостями схожий на галогени в молекулярній формі X 2. Так в лужному середовищі він, подібно до галогенів, диспропорционирует:

(З N) 2 + 2NaOH \u003d NaCN + NaOCN

ціановодород - НСN (), ковалентное з'єднання, газ, що розчиняється у воді з утворенням синильної кислоти (безбарвна рідина і її солі надзвичайно отруйні). отримують:

Ціановодород отримують в промисловості по каталітичних реакцій.

2CH 4 + 3O 2 + 2NH 3 ® 2HCN + 6H 2 O.

Солі синильної кислоти - ціаніди, піддаються сильному гідролізу. CN - - іон ізоелектронними молекулі СО, входить як ліганд у велике число комплексів d-елементів.

Звернення з ціанідами вимагає суворого дотримання заходів безпеки. У сільському господарстві застосовують для боротьби з особливо небезпечними комахами - шкідниками.

Ціаніди отримують:

З'єднання вуглецю з негативною ступенем окислення:

1) ковалентні (SiC карборунд) ;

2) іонноковалентная;

3) металеві карбіди.

Іонноковалентная розкладаються водою з виділенням газу, в залежності від того який виділяється газ, їх ділять на:

метаніди (Виділяється СН 4)

Al 4 C 3 + 12H 2 O ® 4Al (OH) 3 + 3CH 4

ацетиленіди(Виділяється З 2 Н 2)

H 2 C 2 + AgNO 3 ® Ag 2 C 2 + HNO 3

Металеві карбіди - з'єднання стехіометричного складу утворені елементами 4, 7, 8 груп за допомогою впровадження атомів Ме в кристалічну решітку вуглецю.

хімія кремнію

Відмінність хімії кремнію від вуглецю обумовлено великими розмірами його атома і можливістю використання 3d-орбіталей. Через це зв'язку Si - O - Si, Si - F міцніші, ніж у вуглецю.

Для кремнію відомі оксиди складу SiO і SiO 2 .Монооксід кремнію існує тільки в газовій фазі при високих температурах в інертному атмосфері; він легко окислюється киснем з утворенням більш стабільного оксиду SiO 2.

2SiO + О 2 t ® 2SiO 2

SiO 2- кремнезем, має кілька кристалічних модифікацій. Низькотемпературна - кварц, має п'єзоелектричні властивості. Природні різновиди кварцу: гірський кришталь, топаз, аметист. Різновиди кремнезему - халцедон, опал, агат, пісок.

Відома велика різноманітність силікатів (точніше оксосілікатов). У будові їх загальна закономірність: всі складаються з тетраедрів SiO 4 4- які через атом кисню з'єднані один з одним.

Сполучення тетраедрів можуть з'єднуватися в ланцюжки, стрічки, сітки і каркаси.

Важливі природні силікати 3MgO × H 2 O × 4SiO 2 тальк, 3MgO × 2H 2 O × 2SiO 2 азбест.

Як і для SiO 2 для силікатів характерно (аморфне) склоподібний стан. При керованої кристалізації можна отримати мелкокристаллическое стан - ситалли - матеріали підвищеної міцності. У природі поширені алюмосилікати - каркасні ортосілікати, частина атомів Si замінені на Al, наприклад Na 12 [(Si, Al) O 4] 12.

Найміцніший галогенид SiF 4 розкладається тільки під дією електричного розряду.

Гексафторокремніевая кислота (по силі близька до H 2 SO 4).

(SiS 2) n - полімерне речовина, розкладається водою:

Кремнієві кислоти.

Відповідні SiO 2 кремнієві кислоти не мають певного складу, зазвичай їх записують у вигляді xH 2 O ySiO 2 - полімерні сполуки

відомі:

H 2 SiO 3 (H 2 O × SiO 2) - метакремнієва (не існує реально)

H 4 SiO 4 (2H 2 O × SiO 2) - ортокремнієвої (найпростіша реально існуюча тільки в розчині)

H 2 Si 2 O 5 (H 2 O × 2SiO 2) - діметакремніевая.

Кремнієві кислоти - погано розчинні речовини, для H 4 SiO 4 характерно колоїдний стан, як кислота слабкіше вугільної (Si менше металеві, ніж С).

У водних розчинах йде конденсація ортокремневой кислоти, в результаті утворюються полікремнієві кислоти.

Силікати - солі крем'яних кислот, у воді нерозчинні, крім силікатів лужних металів.

Розчинні силікати гідролізуються за рівнянням

Желеподібні розчини натрієвих солей полікремневих кислот називаються «рідким склом». Широко застосовуються як силікатний клей і як консервант деревини.

Сплавлением Na 2 CO 3, CaCO 3 і SiO 2 отримують скло, яке є переохолодження взаємним розчином солей полікремнієвих кислот.

6SiO 2 + Na 2 CO 3 + CaCO 3 ® Na 2 O × CaO × 6SiO 2 + 2CO 2 Силікат записаний як змішаний оксид.

Силікати найбільше використовуються в будівництві. 1 місце в світі по випуску силікатної продукції - цемент, 2-е - цегла, 3 - скло.

Будівельна кераміка - облицювальна плитка, керамічні труби. Для виготовлення санітарно-технічних виробів - скло, фарфор, фаянс, глиняна кераміка.

Будь-яка взаємодія між атомами можливо лише при наявності хімічного зв'язку. Такий зв'язок є причиною утворення стійкої багатоатомних системи - молекулярного іона, молекули, кристалічної решітки. Міцна хімічний зв'язок вимагає багато енергії для розриву, тому вона і є базовою величиною для вимірювання міцності зв'язку.

Умови утворення хімічного зв'язку

Утворення хімічного зв'язку завжди супроводжується виділенням енергії. Цей процес відбувається за рахунок зменшення потенційної енергії системи взаємодіючих частинок - молекул, іонів, атомів. Потенційна енергія утворилася системи взаємодіючих елементів завжди менше енергії незв'язаних вихідних частинок. Таким чином, підставою для виникнення хімічного зв'язку в системі є спад потенційної енергії її елементів.

Природа хімічного взаємодії

Хімічна зв'язок - це наслідок взаємодії електромагнітних полів, що виникають навколо електронів і ядер атомів тих речовин, які беруть участь в утворенні нової молекули або кристала. Після відкриття теорії будови атома природа цієї взаємодії стала більш доступною для вивчення.

Вперше ідея про електричну природу хімічного зв'язку виникла у англійського фізика Г. Деві, який припустив, що молекули утворюються через електричного тяжіння різнойменно заряджених частинок. Дана ідея зацікавила шведського хіміка і природодослідника І.Я. Берцелліуса, який розробив електрохімічний теорію виникнення хімічного зв'язку.

Перша теорія, якою пояснювалися процеси хімічної взаємодії речовин, була недосконалою, і з часом від неї довелося відмовитися.

теорія Бутлерова

Більш успішна спроба пояснити природу хімічного зв'язку речовин була зроблена російським вченим А.М.Бутлеров. В основу своєї теорії цей вчений поклав такі припущення:

• Атоми в з'єднаному стані пов'язані один з одним в певному порядку. Зміна цього порядку служить причиною утворення нової речовини.
• Атоми зв'язуються між собою за законами валентності.
• Властивості речовини залежать від порядку з'єднання атомів в молекулі речовини. Інший порядок розташування стає причиною зміни хімічних властивостей речовини.
• Атоми, пов'язані між собою, найбільш сильно впливають один на одного.

Теорія Бутлерова пояснювала властивості хімічних речовин не тільки їх складом, але і порядком розташування атомів. Такий внутрішній порядок А.М. Бутлеров назвав «хімічною будовою».

Теорія російського вченого дозволила навести порядок в класифікації речовин і надала можливість визначати будову молекул по їх хімічним властивостям. Також теорія дала відповідь на питання: чому молекули, що містять однакову кількість атомів, мають різні хімічні властивості.

Передумови створення теорій хімічного зв'язку

У своїй теорії хімічної будови Бутлеров не торкався питання про те, що таке хімічний зв'язок. Для цього тоді було занадто мало даних про внутрішню будову речовини. Лише після відкриття планетарної моделі атома американський вчений Льюїс почав розробляти гіпотезу про те, що хімічний зв'язок виникає за допомогою освіти електронної пари, яка одночасно належить двом атомам. Згодом ця ідея стала фундаментом для розробки теорії ковалентного зв'язку.

Ковалентний хімічний зв'язок

Сталий хімічна сполука може бути утворено при перекритті електронних хмар двох сусідніх атомів. Результатом такого взаємного перетину стає зростаюча електронна щільність в меж'ядерном просторі. Ядра атомів, як відомо, заряджені позитивно, і тому намагаються якомога ближче притянуться до негативно зарядженого електронного хмари. Це тяжіння значно сильніше, ніж сили відштовхування між двома позитивно зарядженими ядрами, тому такий зв'язок є стійкою.

Вперше розрахунки хімічного зв'язку були виконані хіміками Гейтлер і Лондоном. Ними була розглянута зв'язок між двома атомами водню. Найпростіше наочне уявлення про неї може виглядати наступним чином:

Як видно, електронна пара займає квантове місце в обох атомах водню. Таке двуцентровое розміщення електронів отримало назву «ковалентний хімічний зв'язок». Ковалентний зв'язок типова для молекул простих речовин та їхніх сполук неметалів. Речовини, створені в результаті ковалентного зв'язку, як правило, не проводять електричний струм або ж є напівпровідниками.

іонна зв'язок

Хімічна зв'язок іонного типу виникає при взаємному електричному тяжінні двох протилежно заряджених іонів. Іони можуть бути простими, що складаються з одного атома речовини. У з'єднаннях подібного типу прості іони - найчастіше позитивно заряджені атоми металів 1,2 групи, що втратили свій електрон. Освіта негативних іонів притаманне атомам типових неметалів і підстав їх кислот. Тому серед типових іонних сполук є безліч галогенідів лужних металів, наприклад CsF, NaCl, і інших.

На відміну від ковалентного зв'язку, іон не володіє насиченістю: до іона або групі іонів може приєднатися різне число протилежно заряджених іонів. Кількість приєднаних часток обмежується лише лінійними розмірами взаємодіючих іонів, а також умовою, при якому сили тяжіння протилежно заряджених іонів повинні бути більше, ніж сили відштовхування однаково заряджених частинок, що беруть участь в з'єднанні іонного типу.

воднева зв'язок

Ще до створення теорії хімічної будови досвідченим шляхом було відмічено, що з'єднання водню з різними неметалами мають дещо незвичними властивостями. Наприклад, температура кипіння фтороводорода і води значно вище, ніж це можна було очікувати.

Ці та інші особливості водневих з'єднань можна пояснити здатністю атома Н + утворювати ще одну хімічну зв'язок. Такий тип з'єднання отримав назву «воднева зв'язок». Причини виникнення водневого зв'язку криються у властивостях електростатичних сил. Наприклад, в молекулі фтороводорода загальне електронне хмара настільки зміщено в бік фтору, що простір навколо атома цієї речовини насичено негативним електричним полем. Навколо атома водню, позбавленого свого єдиного електрона, поле значно слабкіше, і має позитивних заряд. В результаті виникає додаткова взаємозв'язок між позитивними полями електронних хмар Н + і негативними F -.

Хімічна зв'язок металів

Атоми всіх металів розташовані в просторі певним чином. Порядок розташування атомів металів називається кристалічною решіткою. При цьому електрони різних атомів слабо взаємодіють один з одним, утворюючи загальне електронне хмара. Такий вид взаємодії між атомами і електронами отримав назву «металева зв'язок».

Саме вільним пересуванням електронів в металах можна пояснити фізичні властивості металевих речовин: електропровідність, теплопровідність, міцність, плавкість і інші.

171277 0

Кожен атом має деяким числом електронів.

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

Мал. 1.

Це правило застосовується до всіх типам зв'язків. Електронні зв'язку між атомами дозволяють їм формувати стійкі структури, від найпростіших кристалів до складних біомолекул, що утворюють, в кінцевому рахунку, живі системи. Вони відрізняються від кристалів безперервним обміном речовин. При цьому багато хімічних реакцій протікають по механізмам електронного переносу, Які відіграють найважливішу роль в енергетичних процесах в організмі.

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

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

Перший тип зв'язку -іонна зв'язок

Відповідно до електронної теорією валентності Льюїса і Косселя, атоми можуть досягти стійкої електронної конфігурації двома способами: по-перше, втрачаючи електрони, перетворюючись в катіони, По-друге, купуючи їх, перетворюючись в аніони. В результаті електронного переносу завдяки електростатичного силі тяжіння між іонами з зарядами протилежного знака утворюється хімічний зв'язок, названа Косселем « електровалентной»(Тепер її називають іонної).

В цьому випадку аніони і катіони утворюють стійку електронну конфігурацію із заповненою зовнішньої електронної оболонкою. Типові іонні зв'язки утворюються з катіонів Т і II груп періодичної системи і аніонів неметалічних елементів VI і VII груп (16 і 17 підгруп - відповідно, халькогенові галогенів). Зв'язки у іонних з'єднань ненасичені і ненаправлення, тому можливість електростатичного взаємодії з іншими іонами у них зберігається. На рис. 2 і 3 показані приклади іонних зв'язків, відповідних моделі електронного переносу Косселя.

Мал. 2.

Мал. 3. Іонна зв'язок в молекулі кухонної солі (NaCl)

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

Водні розчини всіх цих речовин є електролітами. Вони по-різному змінюють забарвлення індикаторів. Механізм дії індикаторів був відкритий Ф.В. Оствальдом. Він показав, що індикатори являють собою слабкі кислоти або підстави, забарвлення яких в недиссоциированном і диссоциированном станах різниться.

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

Водні розчини кислот вступають в характерні реакції:

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

б) з металами - з утворенням солі і водню;

в) з карбонатами - з утворенням солі, СO 2 і Н 2 O.

Властивості кислот і підстав описують кілька теорій. У відповідність з теорією С.А. Аррениуса, кислота являє собою речовина, дисоціює з утворенням іонів Н +, Тоді як підстава утворює іони ВІН -. Ця теорія не враховує існування органічних підстав, які не мають гідроксильних груп.

Відповідно до протонноїтеорією Бренстеда і Лоурі, кислота являє собою речовина, що містить молекули або іони, що віддають протони ( донорипротонів), а підстава - речовина, що складається з молекул або іонів, які беруть протони ( акцепторипротонів). Відзначимо, що у водних розчинах іони водню існують в гидратированной формі, тобто у вигляді іонів гідроксонію H 3 O +. Ця теорія описує реакції не тільки з водою і гідроксидні іонами, а й здійснюються за відсутності розчинника або з неводним розчинником.

Наприклад, в реакції між аміаком NH 3 (слабким підставою) і хлороводородом в газовій фазі утворюється твердий хлорид амонію, причому в рівноважної суміші двох речовин завжди присутні 4 частки, дві з яких - кислоти, а дві інші - підстави:

Ця рівноважна суміш складається з двох сполучених пар кислот і підстав:

1) NH 4 + і NH 3

2) HClі Сl ‑

Тут в кожній сполученій парі кислота і підставу розрізняються на один протон. Кожна кислота має поєднане з нею підставу. Сильної кислоті відповідає слабке поєднане підставу, а слабкою кислоті - сильне поєднане підставу.

Теорія Бренстеда-Лоурі дозволяє пояснити унікальність ролі води для життєдіяльності біосфери. Вода, в залежності від взаємодіє з нею речовини, може проявляти властивості або кислоти, або підстави. Наприклад, в реакціях з водними розчинами оцтової кислоти вода є підставою, а з водними розчинами аміаку - кислотою.

1) СН3СООН + Н 2 O ↔ Н 3 O + + СН 3 СОО -. Тут молекула оцтової кислоти донірует протон молекулі води;

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

Таким чином, вода може утворювати дві сполучені пари:

1) Н 2 O (Кислота) і ВІН - (поєднане підставу)

2) Н 3 О + (Кислота) і Н 2 O(Поєднане підставу).

У першому випадку вода донірует протон, а в другому - акцептує його.

Така властивість називається амфіпротонностью. Речовини, здатні вступати в реакції як і кислот, і підстав, називаються амфотерними. У живій природі такі речовини зустрічаються часто. Наприклад, амінокислоти здатні утворювати солі і з кислотами, і з підставами. Тому пептиди легко утворюють координаційні сполуки з присутніми іонами металів.

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

Другий тип зв'язку -ковалентная зв'язок

Атоми можуть утворювати стійкі електронні конфігурації шляхом усуспільнення електронів.

Такий зв'язок утворюється, коли пара електронів усуспільнюється по одному від кожного атома. В такому випадку усуспільнені електрони зв'язку розподілені між атомами порівну. Прикладами ковалентного зв'язку можна назвати гомоядернихдвоатомні молекули Н 2 , N 2 , F 2. Цей же тип зв'язку є у алотропія O 2 і озону O 3 і у багатоатомної молекули S 8, а також у гетероядерних молекул хлороводню НСl, вуглекислого газу СO 2, метану СH 4, етанолу З 2 Н 5 ВІН, Гексафториду сірки SF 6, ацетилену З 2 Н 2. У всіх цих молекул електрони однаково загальні, а їх зв'язки насичені і спрямовані однаково (рис. 4).

Для біологів важливо, що у подвійному і потрійному зв'язків ковалентні радіуси атомів у порівнянні з одинарним зв'язком зменшені.

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

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

З'єднання двох елементів, розташованих в протилежних кінцях одного або різних періодів системи Менделєєва, переважно утворюють іонні зв'язку. У міру зближення елементів в межах періоду іонний характер їх з'єднань зменшується, а ковалентний - збільшується. Наприклад, нітрати і оксиди елементів лівої частини періодичної таблиці утворюють переважно іонні зв'язку ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), А такі ж з'єднання елементів правій частині таблиці - ковалентні ( Н 2 O, СО2, NH 3, NO 2, СН 4, фенол C 6 H 5 OH, глюкоза З 6 H 12 О 6, етанол З 2 Н 5 ОН).

Ковалентний зв'язок, в свою чергу, має ще одну модифікацію.

У багатоатомних іонів і в складних біологічних молекулах обидва електрона можуть відбуватися тільки з одногоатома. Він називається доноромелектронної пари. Атом, усуспільнюється з донором цю пару електронів, називається акцепторомелектронної пари. Такий різновид ковалентного зв'язку названа координаційної (донорно-акцепторної, абодатівная) зв'язком(Рис. 5). Цей тип зв'язку найбільш важливий для біології та медицини, оскільки хімія найбільш важливих для метаболізму d-елементів в значній мірі описується координаційними зв'язками.

Pіc. 5.

Як правило, в комплексному поєднанні атом металу виступає акцептором електронної пари; навпаки, при іонних і ковалентних зв'язках атом металу є донором електрона.

Суть ковалентного зв'язку і її різновиди - координаційного зв'язку - можна прояснити за допомогою ще однієї теорії кислот і підстав, запропонованої ГН. Льюїсом. Він дещо розширив смислове поняття термінів «кислота» і «основа» за теорією Бренстеда-Лоурі. Теорія Льюїса пояснює природу утворення комплексних іонів і участь речовин в реакціях нуклеофільного заміщення, тобто в освіті КС.

Згідно Льюїсу, кислота - це речовина, здатне утворювати ковалентний зв'язок шляхом акцептування електронної пари від заснування. Льюісовим підставою названо речовина, що володіє неподіленої електронної парою, яка, доніруя електрони, утворює ковалентний зв'язок з Льюісовой кислотою.

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

Отже, згідно з цією теорією, катіони є Льюісовимі кислотами, а аніони - Льюісовимі підставами. Прикладом можуть служити такі реакції:

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

поляризуемостьвизначається електронної структурою, зарядом і розмірами іона; у аніонів вона вище, ніж у катіонів. Найбільша поляризованість серед катіонів - у катіонів більшого заряду і меншого розміру, наприклад, у Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Аl 3+, Тl 3+. Сильним поляризующим дію має Н +. Оскільки вплив поляризації іонів двостороннє, вона значно змінює властивості утворених ними сполук.

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

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

Сила цих взаємодій залежить від природи молекул.

Виділяють взаємодії трьох типів: постійний диполь - постійний диполь ( диполь-дипольна тяжіння); постійний диполь - індукований диполь ( індукційне тяжіння); миттєвий диполь - індукований диполь ( дисперсійне тяжіння, або лондоновских сили; Мал. 6).

Мал. 6.

Диполь-дипольниммоментом володіють тільки молекули з полярними ковалентними зв'язками ( HCl, NH 3, SO 2, Н 2 O, C 6 H 5 Cl), Причому сила зв'язку становить 1-2 дебая(1Д \u003d 3,338 × 10 -30 кулон-метра - Кл × м).

У біохімії виділяють ще один тип зв'язку - водневу зв'язок, що є граничним випадком диполь-дипольного тяжіння. Цей зв'язок утворена тяжінням між атомом водню і електронегативний атомом невеликого розміру, найчастіше - киснем, фтором і азотом. З великими атомами, що володіють аналогічною електронегативні (наприклад, з хлором і сіркою), воднева зв'язок виявляється значно слабшою. Атом водню відрізняється однією суттєвою особливістю: при зволіканні зв'язують електронів його ядро \u200b\u200b- протон - оголюється і перестає екрануватися електронами.

Тому атом перетворюється у великий диполь.

Водневий зв'язок, на відміну від вандерваальсова, утворюється не тільки при міжмолекулярних взаємодіях, але і всередині однієї молекули - внутримолекулярнаяводнева зв'язок. Водневі зв'язки відіграють в біохімії важливу роль, наприклад, для стабілізації структури білків у вигляді а-спіралі, або для утворення подвійної спіралі ДНК (рис. 7).

Рис.7.

Воднева і вандерваальсова зв'язку значно слабкіше, ніж іонна, ковалентний та координаційна. Енергія міжмолекулярних зв'язків вказана в табл. 1.

Таблиця 1. Енергія міжмолекулярних сил

Примітка: Ступінь міжмолекулярних взаємодій відображають показники ентальпії плавлення і випаровування (кипіння). Іонним з'єднанням потрібно для поділу іонів значно більше енергії, ніж для поділу молекул. Ентальпії плавлення іонних з'єднань значно вище, ніж молекулярних сполук.

Четвертий тип зв'язку -металева зв'язок

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

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

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

Найбільше значення для біологів і медиків мають координаційні(донорно-акцепторні) Зв'язку, що розглядаються координаційної хімією.

Медична біонеорганіка. Г.К. баранчиків

Вкрай рідко хімічні речовини складаються з окремих, не пов'язаних між собою атомів хімічних елементів. Таким будовою в звичайних умовах має лише невеликий ряд газів званих благородними: гелій, неон, аргон, криптон, ксенон і радон. Найчастіше ж хімічні речовини складаються не з розрізнених атомів, а з їх об'єднань в різні угруповання. Такі об'єднання атомів можуть нараховувати кілька одиниць, сотень, тисяч або навіть більше атомів. Сила, яка утримує ці атоми в складі таких угруповань, називається хімічний зв'язок.

Іншими словами, можна сказати, що хімічним зв'язком називають взаємодію, яке забезпечує зв'язок окремих атомів в більш складні структури (молекули, іони, радикали, кристали і ін.).

Причиною утворення хімічного зв'язку є те, що енергія більш складних структур менше сумарної енергії окремих, що утворюють її атомів.

Так, зокрема, якщо при взаємодії атомів X і Y утворюється молекула XY, це означає, що внутрішня енергія молекул цієї речовини нижче, ніж внутрішня енергія окремих атомів, з яких воно утворилося:

E (XY)< E(X) + E(Y)

З цієї причини при утворенні хімічних зв'язків між окремими атомами виділяться енергія.

В освіті хімічних зв'язків беруть участь електрони зовнішнього електронного шару з найменшою енергією зв'язку з ядром, звані валентними. Наприклад, у бору такими є електрони 2 енергетичного рівня - 2 електрони на 2 s-орбіталі і 1 на 2 pорбіталі:

При утворенні хімічного зв'язку кожен атом прагне отримати електронну конфігурацію атомів благородних газів, тобто щоб в його зовнішньому електронному шарі було 8 електронів (2 для елементів першого періоду). Це явище отримало назву правила октету.

Досягнення атомами електронної конфігурації благородного газу можливо, якщо спочатку поодинокі атоми зроблять частину своїх валентних електронів загальними для інших атомів. При цьому утворюються загальні електронні пари.

Залежно від ступеня усуспільнення електронів можна виділити ковалентний, іонну і металеву зв'язку.

ковалентний зв'язок

Ковалентний зв'язок виникає найчастіше між атомами елементів неметалів. Якщо атоми неметалів, що утворюють ковалентний зв'язок, відносяться до різних хімічних елементів, такий зв'язок називають ковалентним полярної. Причина такої назви криється в тому, що атоми різних елементів мають і різну здатність притягувати до себе спільну електронну пару. Очевидно, що це призводить до зміщення загальної електронної пари в сторону одного з атомів, в результаті чого на ньому формується частковий негативний заряд. У свою чергу, на іншому атомі формується частковий позитивний заряд. Наприклад, в молекулі хлороводню електронна пара зміщена від атома водню до атома хлору:

Приклади речовин з ковалентним полярної зв'язком:

СCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 і т.д.

Ковалентний неполярний зв'язок утворюється між атомами неметалів одного хімічного елемента. Оскільки атоми ідентичні, однакова і їх здатність відтягувати на себе загальні електрони. У зв'язку з цим зміщення електронної пари не спостерігається:

Вищеописаний механізм утворення ковалентного зв'язку, коли обидва атоми надають електрони для утворення спільних електронних пар, називається обмінним.

Також існує і донорно-акцепторні механізм.

При утворенні ковалентного зв'язку за донорно-акцепторного механізму загальна електронна пара утворюється за рахунок заповненої орбіталі одного атома (з двома електронами) і порожній орбіталі іншого атома. Атом, що надає неподеленную електронну пару, називають донором, а атом з вільною орбиталью - акцептором. Як донори електронних пар виступають атоми, що мають спарені електрони, наприклад N, O, P, S.

Наприклад, по донорно-акцепторного механізму відбувається утворення четвертої ковалентного зв'язку NH в катіоні амонію NH 4 +:

Крім полярності ковалентні зв'язки також характеризуються енергією. Енергією зв'язку називають мінімальну енергію, необхідну для розриву зв'язку між атомами.

Енергія зв'язку зменшується зі зростанням радіусів пов'язують атомів. Так, як ми знаємо, атомні радіуси збільшуються вниз по підгрупах, можна, наприклад, зробити висновок про те, що міцність зв'язку галоген-водень збільшується в ряду:

HI< HBr < HCl < HF

Також енергія зв'язку залежить від її кратності - чим більше кратність зв'язку, тим більше її енергія. Під кратністю зв'язку розуміється кількість загальних електронних пар між двома атомами.

іонна зв'язок

Іонну зв'язок можна розглядати як граничний випадок ковалентного полярного зв'язку. Якщо в ковалентного-полярної зв'язку загальна електронна пара зміщена частково до одного з пари атомів, то в іонної вона практично повністю «віддана» одного з атомів. Атом, який віддав електрон (и), набуває позитивний заряд і стає катіоном, А атом, що забрав у нього електрони, набуває негативний заряд і стає аніоном.

Таким чином, іонна зв'язок - це зв'язок, утворена за рахунок електростатичного притягання катіонів до анионам.

Утворення такого типу зв'язку характерно при взаємодії атомів типових металів і типових неметалів.

Наприклад, фторид калію. Катіон калію виходить в результаті відриву від нейтрального атома одного електрона, а іон фтору утворюється при приєднанні до атома фтору одного електрона:

Між отриманими іонами виникає сила електростатичного тяжіння, в результаті чого утворюється іонний з'єднання.

При утворенні хімічного зв'язку електрони від атома натрію перейшли до атому хлору і утворилися протилежно заряджені іони, які мають завершений зовнішній енергетичний рівень.

Встановлено, що електрони від атома металу не відриваються повністю, а лише зміщуються в бік атома хлору, як в ковалентного зв'язку.

Більшість бінарних сполук, які містять атоми металів, є іонними. Наприклад, оксиди, галогеніди, сульфіди, нітриди.

Іонна зв'язок виникає також між простими катіонами і простими аніонами (F -, Cl -, S 2), а також між простими катіонами і складними аніонами (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -). Тому до іонних сполук відносять солі і підстави (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH).

металева зв'язок

Даний тип зв'язку утворюється в металах.

У атомів всіх металів на зовнішньому електронному шарі присутні електрони, які мають низьку енергію зв'язку з ядром атома. Для більшості металів, енергетично вигідним є процес втрати зовнішніх електронів.

Зважаючи на таке слабкої взаємодії з ядром ці електрони в металах дуже рухливі і в кожному кристалі металу безперервно відбувається наступний процес:

М 0 - ne - \u003d M n +, де М 0 - нейтральний атом металу, а M n + катіон цього ж металу. На малюнку нижче представлена \u200b\u200bілюстрація процесів, що відбуваються.

Тобто по кристалу металу «носяться» електрони, від'єднуючись від одного атома металу, утворюючи з нього катіон, приєднуючись до іншого катиону, утворюючи нейтральний атом. Таке явище отримало назву "електронний вітер", а сукупність вільних електронів в кристалі атома неметалла назвали "електронний газ". Подібний тип взаємодії між атомами металів назвали металевим зв'язком.

воднева зв'язок

Якщо атом водню в будь-якому речовині пов'язаний з елементом з високою електронегативність (азотом, киснем або фтором), для такого речовини характерно таке явище, як воднева зв'язок.

Оскільки атом водню пов'язаний з електронегативним атомом, на атомі водню утворюється частковий позитивний заряд, а на атомі електронегативного елемента - частковий негативний. У зв'язку з цим стає можливим електростатичне тяжіння між частково позитивно зарядженим атомом водню однієї молекули і електронегативний атомом іншого. Наприклад воднева зв'язок спостерігається для молекул води:

Саме водневої зв'язком пояснюється аномально висока температура плавлення води. Крім води, також міцні водневі зв'язки утворюються в таких речовинах, як фтороводород, аміак, кисень кислоти, феноли, спирти, аміни.

Рис.1. Орбітальні радіуси елементів (r a) і довжина одноелектронної хімічного зв'язку (d)

Найпростіша одноелектронні хімічний зв'язок створюється єдиним валентним електроном. Виявляється, що один електрон здатний утримувати в єдине ціле два позитивно заряджених іона. У одноелектронної зв'язку кулонівських сили відштовхування позитивно заряджених частинок компенсуються кулоновскими силами тяжіння цих частинок до негативно зарядженого електрона. Валентний електрон стає загальним для двох ядер молекули.

Прикладами таких хімічних сполук є молекулярні іони: H 2 +, Li 2 +, Na 2 +, K 2 +, Rb 2 +, Cs 2 +:

Полярна ковалентний зв'язок виникає в гетероядерних двоатомних молекулах (рис.3). Зв'язуюча електронна пара в полярній хімічного зв'язку наближена до атому з більш високим першим потенціалом іонізації.

Характеризує просторову структуру полярних молекул відстань d між атомними ядрами можна приблизно розглядати як суму ковалентних радіусів відповідних атомів.

Характеристика деяких полярних речовин

Зрушення зв'язує електронної пари до одного з ядер полярної молекули призводить до появи електричного диполя (електродинаміка) (рис.4).

Відстань між центрами тяжіння позитивного і негативного зарядів називають довжиною диполя. Полярність молекули, як і полярність зв'язку, оцінюють величиною дипольного моменту μ, що представляє собою твір довжини диполя l на величину електричного заряду:

Кратні ковалентні зв'язку

Кратні ковалентні зв'язки представлені ненасиченими органічними сполуками, що містять подвійну і потрійну хімічні зв'язки. Для опису природи ненасичених сполук Л. Полінга вводить поняття сигма- і π-зв'язків, гібридизації атомних орбіталей.

Гібридизація Полінга для двох S- і двох p- електронів дозволила пояснити спрямованість хімічних зв'язків, зокрема тетраедричних конфігурацію метану. Для пояснення структури етилену з чотирьох рівноцінних Sp 3 - електронів атома вуглецю доводиться виокремлювати один p-електрон для освіти додаткової зв'язку, що отримала назву π-зв'язку. При цьому три залишилися Sp 2 -гібрідние орбіталі розташовуються в площині під кутом 120 ° і утворюють основні зв'язку, наприклад, плоску молекулу етилену (рис.5).

У новій теорії Полінга все зв'язують електрони ставали рівноцінними і рівновіддаленими від лінії, що з'єднує ядра молекули. Теорія зігнутої хімічного зв'язку Полінга враховувала статистичну інтерпретацію хвильової функції М. Борна, кулонівську електронну кореляцію електронів. З'явився фізичний зміст - природа хімічного зв'язку повністю визначається електричним взаємодією ядер і електронів. Чим більше пов'язують електронів, тим менше меж'ядерних відстань і міцніше хімічний зв'язок між атомами вуглецю.

Трёхцентровая хімічний зв'язок

Подальший розвиток уявлень про хімічний зв'язок дав американській физикохимик У.Ліпскомб, який розробив теорію двухелектронних трёхцентрових зв'язків і топологічну теорію, що дозволяє передбачати будову ще деяких гідридів бору (бороводородов).

Електронна пара в трёхцентровой хімічного зв'язку стає загальною для трьох ядер атомів. У найпростішому представника трёхцентровой хімічного зв'язку - молекулярному іоні водню H 3 + електронна пара утримує в єдине ціле три протона (рис.6).

Ріс.7.Діборан

Існування боранов з їх двохелектронними трёхцентровимі зв'язками з «мостіковимі» атомами водню порушувало канонічне вчення про валентності. Атом водню, який вважався раніше стандартним одновалентним елементом, виявився пов'язаним однаковими зв'язками з двома атомами бору і став формально двовалентним елементом. Роботи У.Ліпскомба по розшифровці будови боранов розширювали уявлення про хімічний зв'язок. Нобелівський комітет удостоїв Вільяма Нанна Ліпскомба премії з хімії за 1976 рік з формулюванням "За дослідження структури боранов (боргідрітов), що прояснюють проблеми хімічних зв'язків).

Багатоцентрових хімічний зв'язок

Ріс.8.Молекула ферроцена

Ріс.9.Дібензолхром

Ріс.10.Ураноцен

Всі десять зв'язків (C-Fe) в молекулі ферроцена рівноцінні, величина меж'ядерного відстані Fe-c - 2,04 Å. Всі атоми вуглецю в молекулі ферроцена структурно і хімічно еквівалентні, довжина кожної зв'язку C-C 1,40 - 1,41 Å (для порівняння, в бензолі довжина зв'язку C-C 1,39 Å). Навколо атома заліза виникає 36- електронна оболонка.

Динаміка хімічного зв'язку

Хімічна зв'язок досить динамічна. Так, металева зв'язок трансформується в ковалентну в процесі фазового переходу при випаровуванні металу. Перехід металу з твердого в пароподібний стан вимагає витрати великої кількості енергії.

У парах зазначені метали складаються практично з гомоядерних двоатомних молекул і вільних атомів. При конденсації пари металу ковалентний зв'язок перетворюється в металеву.

Випаровування солей з типовою іонним зв'язком, наприклад фторидів лужних металів, призводить до руйнування іонної зв'язку і утворення гетероядерних двоатомних молекул з полярним ковалентним зв'язком. При цьому має місце утворення димеризованих молекул з мостіковимі зв'язками.

Характеристика хімічного зв'язку в молекулах фторидів лужних металів і їх димерах.

При конденсації пари фторидів лужних металів полярна ковалентний зв'язок трансформується в іонну з утворенням відповідної кристалічної решітки солі.

Механізм переходу ковалентного в металеву зв'язок

Рис.11. Співвідношення між радіусом орбіталі електронної пари r e і довжиною ковалентного хімічного зв'язку d

Ріс.12.Оріентація диполів двоатомних молекул і утворення спотвореного октаедричного фрагмента кластера при конденсації пари лужних металів

Ріс.13.Об'ёмноцентрірованное кубічну розташування ядер в кристалах лужних металів і сполучної ланки

Дисперсне тяжіння (сили Лондона) обумовлює міжатомна взаємодія і освіту гомоядерних двоатомних молекул з атомів лужних металів.

Утворення ковалентного зв'язку метал-метал пов'язане з деформацією електронних оболонок взаємодіючих атомів - валентні електрони створюють зв'язує електронну пару, електронна щільність якої концентрується в просторі між атомними ядрами виникла молекули. Характерною особливістю гомоядерних двоатомних молекул лужних металів є велика довжина ковалентного зв'язку (в 3,6-5,8 рази більше довжини зв'язку в молекулі водню) і низька енергія її розриву.

Зазначене співвідношення між r e і d визначає нерівномірність розподілу електричних зарядів в молекулі - в середній частині молекули зосереджений негативний електричний заряд зв'язує електронної пари, а на кінцях молекули - позитивні електричні заряди двох атомних кістяків.

Нерівномірність розподілу електричних зарядів створює умови взаємодії молекул за рахунок орієнтаційних сил (сили Ван-дер-Ваальса). Молекули лужних металів прагнуть орієнтуватися таким чином, щоб по сосоедству виявлялися різнойменні електричні заряди. В результаті між молекулами діють сили тяжіння. Завдяки наявності останніх, молекули лужних металів зближуються і більш менш міцно стягуються між собою. Одночасно відбувається деяка деформація кожної з них під дією ближче розташованих полюсів сусідніх молекул (рис.12).

Фактично, що зв'язують електрони вихідної двоатомних молекули, потрапляючи в електричне поле чотирьох позитивно заряджених атомних кістяків молекул лужних металів відриваються з орбітального радіуса атома і стають вільними.

При цьому зв'язуюча електронна пара стає загальною вже для системи з шістьма катіонами. Починається побудова кристалічної решітки металу на етапі кластера. У кристалічній решітці лужних металів чітко виражена структура сполучної ланки, що має форму спотвореного сплющенного октаедра - квадратної біпіраміди, висота якої і ребра базису рівні величина постійної трансляційної решітки a w (рис.13).

Величина постійної трансляційної решітки a w кристала лужного металу значно перевищує довжину ковалентного зв'язку молекули лужного металу, тому прийнято вважати, що електрони в металі знаходяться у вільному стані:

Математичне побудова, пов'язане з властивостями вільних електронів в металі, зазвичай ототожнюють з «поверхнею Фермі», яку слід розглядати як геометричне місце, де перебувають електрони, забезпечуючи основну властивість металу - проводити електричний струм.

При зіставленні процесу конденсації пари лужних металів з процесом конденсації газів, наприклад, водню, проявляється характерна особливість у властивостях металу. Так, якщо при конденсації водню виявляються слабкі міжмолекулярні взаємодії, то при конденсації пари металу протікають процеси, характерні для хімічних реакцій. Сама конденсація парів металу йде в кілька стадій і може бути описана наступною процесією: вільний атом → двухатомная молекула з ковалентним зв'язком → металевий кластер → компактний метал з металевим зв'язком.

Взаємодія молекул галогенідів лужних металів супроводжується їх Димеризація. Димерную молекулу можна розглядати як електричний квадруполь (рис.15). В даний час відомі основні характеристики димарів галогенідів лужних металів (довжини хімічного зв'язку і валентні кути між зв'язками).

Довжина хімічного зв'язку і валентні кути в димерах галогенідів лужних металів (Е 2 X 2) (газова фаза).

Е 2 X 2	X \u003d F		X \u003d Cl		X \u003d Br		X \u003d I
	d ЕF, Å		d ЕCl, Å		d ЕBr, Å		d ЕI, Å
Li 2 X 2	1,75	105	2,23	108	2,35	110	2,54	116
Na 2 X 2	2,08	95	2,54	105	2,69	108	2,91	111
K 2 X 2	2,35	88	2,86	98	3,02	101	3,26	104
Cs 2 X 2	2,56	79	3,11	91	3,29	94	3,54	94

В процесі конденсації дію орієнтаційних сил посилюється, міжмолекулярної взаємодії супроводжується утворенням кластерів, а потім і твердої речовини. Галогеніди лужних металів утворюють кристали з простої кубічної і об'ємно-центрованої кубічної гратами.

Тип кристалічної решітки і постійна трансляційної решітки для галогенідів лужних металів.

У процесі кристалізації відбувається подальше збільшення межатомного відстані, що приводить до зриву електрона з орбітального радіуса атома лужного металу і передачі електрона атому галогену з утворенням відповідних іонів. Силові поля іонів рівномірно розподіляються в усіх напрямках в просторі. У зв'язку з цим в кристалах лужних металів силове поле кожного іона координує аж ніяк не один іон з протилежним знаком, як прийнято якісно представляти іонну зв'язок (Na + Cl -).

У кристалах іонних з'єднань поняття простих двухіонних молекул типу Na + Cl - і Cs + Cl - втрачає сенс, оскільки іон лужного металу пов'язаний з шістьма іонами хлору (в кристалі хлористого натрію) і з вісьмома іонами хлору (в кристалі хлористого цезію. При цьому всі межіонние відстані в кристалах рівновіддалені.

Примітки

1. Довідник по неорганічної хімії. Константи неорганічних речовин. - М.: «Хімія», 1987. - С. 124. - 320 с.
2. Лидин Р.А., Андрєєва Л.Л., Молочко В.А. Довідник по неорганічної хімії. Константи неорганічних речовин. - М.: «Хімія», 1987. - С. 132-136. - 320 с.
3. Ганкін В.Ю., Ганкін Ю.В. Як утворюється хімічний зв'язок і протікають хімічні реакції. - М.: Іздат.группа "Кордон", 2007. - 320 с. - ISBN 978-5-94691296-9
4. Некрасов Б. В. Курс загальної хімії. - М.: Госхіміздат, 1962. - С. 88. - 976 с.
5. Паулинг Л. Природа хімічного зв'язку / за редакцією Я.К.Сиркіна. - пров. з англ. М.Е.Дяткіной. - М.-Л .: Госхіміздат, 1947. - 440 с.
6. Теоретична органічна хімія / під ред. Р.Х.Фрейдліной. - пров. з англ. Ю.Г.Бунделя. - М.: Изд. іноземної літератури, 1963. - 365 с.
7. Леменовскій Д.А., Левицький М.М. Російський хімічний журнал (журнал Російського хімічного товариства ім. Д. І. Менделєєва). - 2000. - Т. XLIV, вип.6. - С. 63-86.
8. Хімічний енциклопедичний словник / гл. ред. І.Л.Кнунянц. - М.: Рад. енциклопедія, 1983. - С. 607. - 792 с.
9. Некрасов Б. В. Курс загальної хімії. - М.: Госхіміздат, 1962. - С. 679. - 976 с.
10. Лидин Р.А., Андрєєва Л.Л., Молочко В.А. Довідник по неорганічної хімії. Константи неорганічних речовин. - М.: «Хімія», 1987. - С. 155-161. - 320 с.
11. Гіллеспі Р. Геометрія молекул / пер. з англ. Е.З. Засорина і В.С. Мастрюкова, під ред. Ю.А Пентіна. - М.: «Мир», 1975. - С. 49. - 278 с.
12. Довідник хіміка. - 2-е изд., Перераб. і доп. - Л.-М .: ГНТІ Хімічної літератури, 1962. - Т. 1. - С. 402-513. - тисяча сімдесят два с.
13. Лидин Р.А., Андрєєва Л.Л., Молочко В.А. Довідник по неорганічної хімії. Константи неорганічних речовин .. - М.: «Хімія», 1987. - С. 132-136. - 320 с.
14. Зіман Дж. Електрони в металах (введення в теорію поверхонь Фермі). Успіхи фізичних наук .. - 1962. - Т. 78, вип.2. - 291 с.

Див. також

• Хімічна зв'язок - стаття з Великої радянської енциклопедії
• Хімічна зв'язок - Chemport.ru
• Хімічна зв'язок - Фізична Енциклопедія