Как отличить ковалентную полярную связь от ионной? Можно ли рассматривать ионную связь как ковалентную почему


Как отличить ионную связь от ковалентной?

Химическая связь между атомами образуется за счет электростатического взаимодействия электронов и ядер этих атомов.В зависимости от характера распределения электронной плотности в веществе различают различные типы химической связи, например, ковалентную или ионную.Ковалентная связь — наиболее часто встречающийся тип химической связи. Она возникает между атомами одинаковых или различных химических элементов за счет образования общей электронной пары, т.е. взаимодействующие между собой атомы предоставляют по одному электрону и образуется пара, которая равноудалена по отношению к каждому из этих атомов.Ковалентная связь может быть двух видов: полярная (образуется между атомами химических элементов, различающихся по своей электроотрицательности) и неполярная (между атомами одинаковых химических элементов). Так, например, связь в молекулах водорода (), азота () и кислорода () ковалентная неполярная, а в молекулах аммиака () или фторида бора () — ковалентная полярная.Ионная связь — это частный случай ковалентной связи, т.е. «чисто» ионной связи не существует. Она образуется между ионами и общая электронная пара в соединениях с такой связью смещена к отрицательно заряженному иону — аниону. Вещества с ионной связью — это галогениды металлов IA и IIA групп, а также оксиды.Что касается веществ, указанных в вопросе, то единственное вещество в ионной химической связью среди вышеперечисленных — это хлорид калия (KCl), остальные — с ковалентной.

ru.solverbook.com

Как отличить ковалентную полярную связь от ионной?

Перед тем, как ответить на вопрос «как отличить ковалентную полярную связь от ионной» следует дать небольшое уточнение о том, что в чистом виде ионной связи не существует. Ионная связь представляет собой частный случай ковалентной полярной связи.Теперь перейдем непосредственно к ответу. Известно, что ковалентная связь в молекуле образуется за счет образования общей электронной пары за счет снижения общей энергии системы. Такой тип химической связи реализуется в молекулах, сформированных атомами неметаллов. Если эти неметаллы разные, то такую ковалентную связь называют полярной. При этом наблюдается следующее: общая электронная пара смещается в сторону атома элемента с наибольшим значением электроотрицательности.Ионная связь осуществляется за счет взаимного электростатического притяжения противоположно заряженных ионов. Ионы могут быть как простыми, т.е. состоящими из одного атома (катионы , , анионы , ), так и сложными, т.е. состоящими из двух и более атомов (Катион , анионы , , ). Соединения с ионной связью, как правило, образованы металлами I и II групп главных подгрупп и неметаллами VII группы, а также оксидах металлов.В молекулах , , химическая связь – ионная, в молекулах — , , — ковалентная полярная, а в и — ковалентная неполярная.

ru.solverbook.com

Ионная и ковалентная связи - Справочник химика 21

    ОСНОВНЫЕ ТИПЫ ХИМИЧЕСКОИ СВЯЗИ —ИОННАЯ и КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗИ [c.133]

    Ионная и ковалентная связь 21—23, 24—30. [c.187]

    Для твердых тел чаще более характерны смешанные виды связи. Известно, что ионная и ковалентная связи, а также ковалентная и металлическая не имеют резкого разграничения и может наблюдаться переход от одного вида связи к другому. Так, упрочнение металла в результате пластической деформации и легирования объясняется превращением металлической связи в ковалентную. При деформации в металлах появляются области высокой прочности и малой пластичности, приближающиеся по своим свойствам к типичным веществам, обладающим ковалентной связью (алмазу). [c.10]

    Ионная и ковалентная связи. Переход электрона при взаимодействии атомов А и В, резко отличающихся по электроотрицательности, превращает эти атомы в противоположно заряженные ионы  [c.134]

    Рассмотренные в этой главе типы химической связи в твердых телах систематизированы в табл. 14-3. Ионные, или электростатические, связи, а также ковалентные связи характеризуются энергией связи порядка 400 кДж моль Металлические связи могут иметь различную прочность, однако она сопоставима с прочностью ионных и ковалентных связей. Водородные связи намного слабее энергия связи между атомами О и Н до- [c.639]

    Резкой границы между ионной и ковалентной связями не существует. Ионную связь можно рассматривать как крайний случай полярной ковалентной связи, при образовании которой общая электронная пара полностью смещается к атому с большей электроотрицательностью. [c.105]

    Современная теория атомов и молекул неопровержимо убеждает в том, что, несмотря на многообразие химической связи, последняя вместе с тем едина.по своей природе. Хотя понятия ионной и ковалентной связей, являющиеся в значительной степени упрощенными и приближенными, не имеют принципиального значения для раскрытия различных случаев взаимодействия атомов с образованием молекул, рассмотрим эти понятия в свете периодического закона. [c.21]

    Собственно ионная и ковалентная связи оказались предельными случаями. Реальные связи носят, как правило, промежуточный характер. [c.232]

    Ионная и ковалентная связи. В результате перехода электронов прп взаимодействии атомов А и В, резко отличающихся по электроотрицательности, эти атомы превращаются в противоположно заряженные ионы, которые притягиваются друг к другу в соответствии с законом Кулона, образуя молекулы. [c.68]

    Теория электролитической диссоциации. Неэлектролиты и электролиты. Гидратация ионов. Диссоциация в воде веществ с ионными и ковалентными связями. Сильные и слабые электролиты. [c.61]

    Мы уже неоднократно упоминали о различиях в физических и химических свойствах между металлами и неметаллами. В гл. 7 и 8 более или менее подробно обсуждались особенности ионной и ковалентной связей. Рассмотрим теперь подробнее характерные физические свойства металлов, а затем постараемся связать их с теорией химической связи в металлах. [c.360]

    Если разность электроотрицательностей двух атомов велика, орбиталь может быть настолько сдвинута в одну сторону, что практически уже не перекрывается с другими ядрами в этом случае связь между атомами ионная. Этот предельный случай выходит за рамки приведенного выше рассмотрения связи в органических молекулах. Большинство связей можно рассматривать как промежуточные между ионной и ковалентной связью, и тогда говорят о проценте ионного характера связи, который указывает на степень смещения электронного облака, или о постепенном переходе от ионной связи к ковалентной. [c.31]

    Несмотря на высокую степень поляризации, семиполярные связи в отличие от ионных не способны диссоциировать и занимают промежуточное положение между ионной и ковалентной связями. [c.28]

    Этот тип связи представляет собой промежуточную форму между ионной и ковалентной связями. Полярная связь обычно осуш,ествляется так же, как и ковалентная, за счет образования пары общих.электронов,..да,эта пара сильнее смещена к одному из взаимодействующих атомов, чем к другому, например  [c.28]

    Особенности растворов электролитов. Важная особенность растворов электролитов состоит в образовании молекулярных структур между ионами и молекулами растворителя за счет ионных и ковалентных связей в отличие от растворов неэлектролитов, где образуются в основном межмолекулярные структуры за счет сил Ван-дер-Ваальса и водородных связей. Между молекулами растворителя в обоих случаях образуются межмолекулярные структуры, которые называют надмолекулярными. [c.223]

    Были рассмотрены несколько простых случаев химической связи. В заключение необходимо еще раз отметить формальный характер различий между ионной и ковалентной связью первый соответствует крайнему выражению полярного характера ковалентной связи. [c.64]

    Не отчаивайтесь, если вы забыли об ионных и ковалентных связях они будут детально рассматриваться в следующей главе. [c.24]

    Отметим, что кроме ионной и ковалентной связи существует еще три типа сил притяжения силы Ван-дер-Ваальса, или молекулярные силы, металлические связи и водородные. [c.157]

    Ионную и ковалентную связи можно рассматривать как предельные типа химической связи.— Прим. ред. [c.86]

    Уже отмечалось, что молекулярные силы, или силы Ван-дер-Ваальса, очень слабы по сравнению с силами ионной и ковалентной связи. Поэтому твердые тела, в которых силы сцепления имеют молекулярную природу, всегда являются мягкими, плавящимися при низких температурах и легко летучими. К такого типа кристаллам относятся, например, благородные газы, азот, Нг, СН4, бензол и другие газы и жидкости, охлажденные ниже температур затвердевания. [c.163]

    В гл. 4. Вы расширите свои познания о ионной и ковалентной связях, познакомитесь с явлением поляризации ионов и электроотрицательностью. Вам станет понятно, какими достоинствами и недостатками отличаются представления об ионном и ковалентном характере связи, в какой мере эти недостатки удается устранить, применяя теорию кристаллического поля или метод валентных схем. После изучения материала гл. 4 Бы поймете стремление к созданию единой модели химического взаимодействия, учитывающей как ионный, так и ковалентный вклад в образование связи. Такую модель предлагает теория молекулярных орбиталей. [c.169]

    Имеется много веществ, в молекулах которых одновременно присутствуют ионная и ковалентная связи, например, азотнокислый аммоний Nh5NO3 и уксуснокислый кальций Са(СНзСОО)а. Атомы в отдельных группах в этих молекулах (NH +, NO3, СН3СОО ) связаны между собой ковалентной связью и по своему строению и спектрам подобны нейтральным ковалентным молекулам. [c.286]

    Какой физический эффект ответствен за возникновение вандерваальсовых сил притяжения Чем объясняется вандерваальсово отталкивание Сравните причины возникновения вандерваальсовых сил притяжения и отталкивания с причинами образования ионных и ковалентных связей. [c.640]

    Объем требований. Основные сведения о строении атомов. Состав атомных ядер. Изотопы. Расположение электронов по энергетическим уровням (элементов первых трех периодов). Ионная и ковалентная связь. Объяснение валентности с точки зрения строения атомов. Окислительновосстановительные реакции. [c.63]

    Несмотря на то что в элементарной теории валентности ионную и ковалентную связи рассматривают исходя из совершенно различных предпосылок, Льюис уже в 1916 г. предположил, что понятие связи, образуемой парой электронов, включает ряд промежуточных типов, начиная с крайне полярной связи и кончая неполярной. Эта точка зрения принята и современной теорией валентности. Здесь следует лишь отметить, что степень полярности зависит также и от расстояния между двумя атомами. [c.131]

    Два или большее число атомов могут образовывать связь, если они обобществляют между собой пару электронов. Наиболее известная связь такого типа — когда объединяются два электрона от двух атомов (по одному от каждого). Двухэлектронная связь возникает в результате увеличения электронной плотности между двумя ядрами. Можно себе представить, что каждое из ядер прочно связано с двумя электронами, и в результате оба ядра удерживаются в непосредственной близости друг от друга. Связь, которая требует взаимодействия (или перекрывания ) двух атомных орбиталей атомов, вовлеченных в связь, называется ковалентной связью. Электронная пара в этой связи поделена между двумя атомами . В конечном счете ионные и ковалентные связи представляют два крайних случая в спектре типов связей (рис. 2-6). Промежуточной является поляризованная ковалентная [c.31]

    Каков физический смысл ионной и ковалентной связей с точки зрения общих представлений, заложенных в теореме Гельмана—Фейнмана  [c.377]

    Положительно заряженное ядро окружено электронами, расположенными на концентрических оболочках или энергетических уровнях. На каждом уровне максимально может находиться определенное число электронов два на первом, восемь на втором, восемь или восемнадцать на третьем и т. д. Наиболее стабильны соединения, в которых внешняя оболочка заполнена, как в инертных газах. И ионная и ковалентная связи возникают вследствие стремления атомов к образованию такой стабильной конфигурации электронов. [c.11]

    Необходимо также принять во внимание и некоторые другие типы взаимодействий, которые, будучи более слабыми, чем ионные и ковалентные связи, тем не менее важны как определяющие строение или существенно влияющие па структуры больших групп кристаллических соединений таковы, например, водородные связи (Н-мостики) и связи с переносом заряда. Водо [c.17]

    В обычных условиях в большинстве твердых тел с ионной и ковалентной связью, например оксидах и галогенидах, миграция ионов незначительна. Атомы обычно располагаются в определенных узлах решетки и передвижение их возможно только [c.5]

    В предыдущих разделах обсуждались материалы, которые являются проводниками электрического тока. Однако зонная теория с успехом может быть применена для объяснения поведения любых неорганических твердых тел независимо от того, проводят они ток или нет. Зонная теория позволяет по-новому взглянуть па структуру, природу химической связи и свойства неорганических твердых тел. Она дополняет информацию, получаемую при применении моделей ионной и ковалентной связи. Большинство неорганических веществ имеют более сложную структуру, чем металлы и полупроводники. Им меньше уделяют внимания и при проведении теоретических расчетов зонной структуры. Следовательно, зонная структура многих неорганических соединений известна весьма приблизительно. [c.85]

    Частицами, образующими кристалл, закономерно располагающимися в пространстве, могут быть ионы (разноименно заряженные, как в Na l, и одноименные, как в металлах) или нейтральные атомы (одного и того же элемента, как в алмазе, и различных элементов, как в Si ), или целые молекулы, как в кристаллах льда или бензола. В соответствии с этим связи между частицами кристалла по характеру более разнообразны, чем связи, с которыми мы познакомились, рассматривая строение молекул. Кроме тех же ионной и ковалентной связей, в кристаллах имеются металлическая и межмолекулярная связи. Наряду с этими основными видами связей в кристаллах нередко проявляются водородные и иоиодипольные связи. [c.124]

    Растворы сходны как с механическими смесями частиц, так и с индивидуальными химическими соединениями. От первых они отличаются тем, что любой макроскопический объем раствора обладает таким же химическим составом и физическими свойствами, как и вся его масса. От химических соединений растворы отличаются тем, что их состав может изменяться в зависимости от количеств взятых компонентов и они не подчиняются закону кратных отношений. Так, состав водного раствора хлорида натрия может произвольно меняться в пределах, допустимых его растворимостью. В 100 г воды при 293 К можно растворить любое количество Na I в пределах от О до 36,8 г, что соответствует предельной растворимости соли при данной температуре. Растворы отличаются от химических соединений также и природой связи. Если для химических соединений характерны в основном ионная и ковалентная связи, то для растворов характерны более слабые ван-дер-ваальсовы, а в некоторых случаях и водородные связи. [c.79]

    Энергия связи — это работа, необходимая для разрыва химической связи во всех молекулах, составляющих одну грамм-молекулу вещества. Чаще всего измеряют энергию связи в ккал/моль. Наиболее прочными являются ионные и ковалентные связи, энергии этих связей составляют величины от десятков до сотен ккал/моль. Металлическая связь, как правило, несколько слабее ионных и ковалеитпых связей, но величииы энергий связи в металлах близки к значениям энергии ионных и ковалентных связей. Об этом свидетельствуют, в частности, высокие температуры кипения металлов, например 357°С (Нд), 880°С (Ма), 3000°С (Ре) и т. д. Энергии донорно-акценторных и водородных связей очень небольшие по сравнению с энергиями межатомных связей. Так, энергия водородной связи составляет обычно величину 5—10 ккал/моль, энергия донорно-ак-цепторной связи также составляет обычно величину нескольких ккал/моль и лишь в некоторых случаях может достигать десятков ккал/моль. Следовательно, до- [c.100]

    Развитие представлений о природе комплексных соединений тесно связано с созданием и развитием общей теории химической связи. Уже в 20-х годах появились первые работы, применявшие идеи ионной и ковалентной связи к комплексным соединениям. Так, Косселю и Магнусу принадлежит большая заслуга в разработке электростатических представлений, а приложение идеи о парноэлектронной связи разрабатывалось в работах Сиджвика. В дальнейшем было разработано три квантовомеханических метода МВС, теория кристаллического поля (ТКП) и ММО. Ни один из этих методов не предназначался для объяснения связи только в комплексных соединениях, но и в этой области применение их оказалось весьма успешным. Они не являются противоположными друг другу. Наоборот, во многих отношениях они дополняют друг друга, трактуя одни и те же вопросы с различных точек зрения, и зачастую приводят к идентичным результатам. [c.160]

    Итак, изучение межатомных связей включает изучение ионной и ковалентной связи. Рассмотрим также некоторые проблемы, обусловленные существованием этих связей, такие, как геометрическая форма молекул. В дальнейшем будет видно, что между молекулами действуют силы, которые, хотя они и гораздо слабее межатомных, обеспечивают агрегацию молекул вещества в жидкое, а иногда и в твердое состояние за счет взаимопритяжения молекул. Эти силы называются межмолекулярными силами. [c.48]

    Последняя характеристика является прямым следствием того, что в молекуле имеется налицо крайняя степень локализации плотности валентного заряда на одном из ядер, а именно на фторе. Избыточные плотности около ядра Ы поляризуются, отталкиваясь от избыточного отрицательного заряда в области Р, и уходят на заядерную сторону ядра Ы. Внутренние части электронного облака Р имеют избытки плотности, поляризованные в сторону ядра лития, положительный заряд которого оголен, т. е. сильно деэкранирован со стороны ядра фтора. Эта последняя поляризация добавочно экранирует ядро Р и уменьшает взаимное отталкивание ядер. Профильные разрезы контурных диаграмм вдоль межъядерных осей приведены как для Ь1Р, так и для N2 и иллюстрируют две возможные крайности в перераспределении исходных электронных зарядовых плотностей, требуемых для образования химической связи. Эти две модели дают как бы определение крайним случаям ионной и ковалентной связи. [c.259]

    Систематизируя кис.лородные соединения элементов по доминирующему типу химической связи, можно выделить три основных типа соединений с металлической, преимущественно ионной и ковалентной связью. К характеристическим соединениям относятся только оксиды, подчиняющиеся правилу формальной валентности. В характеристических оксидах доминирующим типом связи являет ся ионно-ковалентная, поэтому их можно подразделить на два типа с преимущественно ионной и преимущественно ковалентной связью. Последние, в свою очередь, по структурному признаку подразделяются на координационные и молекулярные (например, SiO . и СО2). Ионные оксиды всегда имеют координационную структуру. Ионно-ковалентное взаимодействие характерно и для анионоизбыточных кислородных соединений, однако они обладают особыми свойствами и обычно рассматриваются отдельно. Такую же специфическую группу составляют и металлоподобные оксиды. Принимая во внимание зависимость типа кристаллической структуры оксидов от характера химической связи, можно сделать вывод, что в немолекулярных структурах с ковалентной связью координационные числа не должны превышать 4, а в ионных кристаллических решетках реализуются более высокие координационные числа. Так, в кубической структуре Si02 (/i -кристобалит) к.ч (Si) 4, а к.ч. (О) 2 (рис. 130), в структуре Т1О2 (рутил) к.ч. (Ti) [c.266]

    С нач. 20 в. осн. внимание в Н. х. уделяется составу и строению хим. соединений. А. Ле Шателье, Н. С. Курнаков, Г. Тамман, У. Робертс-Остен изучают сплавы металлов и металлиды. Н. С. Курнаков создает основы термич. анализа, А. Вернер, И. Тиле, Л. А. Чугаев и др. разрабатывают основы координац. химии. В- Коссель, Г. Льюис и др. создают электронную теорию валентности. Вводятся понятия об ионных и ковалентных связях, электроотрицательности, измеряются д и1пы связей и валентные углы для мн. простых молекул, нх энергии диссоциации, определяется и уточняется кристлл п1ч. структура в-в. Синтезируются новые классы соединений, напр, фториды благородных газов (Н. Бартлетт, 1962), кластеры, соединения внедрения графита. [c.373]

    Химические и физические свойства многих веществ показывают, что в них должны одновременно быть и ионные, и ковалентные связи. В таких веществах обычно содержатся группы ковалентно связанных атомов, и каждая группа в целом несет на себе электрический заряд. С двумя примерами таких групп, и 82 , мы уже познакомились в разд. 7.6. В соединении КН4С1 между ионами и С1 осуществляется ионная связь. Внутри ионов КН4 и 82 атомы связаны друг с другом обобществляемыми электронными парами, но вся группа в целом несет на себе электрический заряд, и поэтому соединения, состоящие из таких групп, обладают ионными свойствами. [c.123]

    Вандерваальсовы силы. Большинство взаимодействий между молекулами, отличающихся от обычных ионных и ковалентных связей, принято в целом называть вандерваальсовыми силами притяжения. Эти силы, представление о которых было впервые введено голландским ученым Ван-дер-Ваальсом, обусловлены взаимодействием положительных и отрицательных зарядов соседних атомов. Можно представить себе, что электроны атома А отталкивают электроны атома В, но притягивают положительный заряд ядра В, и в то же время электроны атома В отталкивают электроны атома А, но притягивают положительный заряд ядра А. Положительные заряды ядер А и В отталкивают друг друга кроме того, большие силы отталкивания возникают от взаимодействия между электронными облаками атомов А и В при их сближении. Равновесие между силами отталкивания и притяжения достигается при межъядерном расстоянии порядка 4 А. При больших межъядерных расстояниях, от 4 до 10 А, преобладают силы притяжения (см. рис. 8.24). Эти силы притяжения довольно слабы и убывают обратно пропорционально шестой степени расстояния между атомами. [c.145]

    Данная глава посвящена физическим и химическим свойствам чистьк элементов и сходных с ними веществ. Строение этих веществ существенно отличается от рассмотренного нами ранее строения соединений с ионными и ковалентными связями. Металлические и неметаллические элементы существуют вследствие образования химической связи между одинаковыми атомами, что ограничивает число возможных молекулярных образований и способов расположения атомов в твердых веществах. Неметаллические элементы образуют неполярные ковалентные молекулы, начиная от двухатомных молекул типа Н2, О2, N2 или 2 и кончая гигантскими молекулами элементарного углерода и кремния. Ко всем этим системам вполне применимы те критерии, определяющие устойчивость молекул, которые были изложены в гл. 7 и 8. В этих системах все валентные атомные орбитали с достаточно низкой энергией заполнены связывающими или несвязывающими электронами а, геометрия молекул определяется отталкиванием валентных электронных пар. Поскольку атомы благородных газов обладают устойчивым электронным строением, эти элементы существуют в виде одноатомных молекул. Многие неметаллические элементы способны существовать в одной из двух или даже нескольких аллотропных форм в качестве примера можно привести углерод, существующий в виде алмаза и графита, а также кислород, элементарными формами которого являются О2 и О3 (озон). Размеры и строение молекул неметаллических элементов определяются теми же факторами, которые рассматривались в гл. 7 и 8. Некоторые из этих веществ будут подробно обсуждаться в разд. 22.5. [c.387]

    Проведенное вьппе рассмотрение показывает что, пользуясь приемом анализа парциальных сип, действующих на ядра молекулы со стороны различных участков электронного облака, можно с единых позиций достаточно подробно исследовать н охгфакгеризовать химичес связь в различных рядах соединений Видно, что иногда, особенно в случае распределенных связей, к которым относятся, очевидно, и многие координационные связи, имеем достаточно сложный эффект, который в отличие от простых ионных и ковалентных связей не может рассматриваться как результат парных взаимодействий, а существенно зависит от строения значительной части молекулы и вряд ли может быть охарактеризован одним термином [c.122]

    Перед детальным рассмотрением этой величины необходимо рассмотреть общее влияние ионных и ковалентных связей на растворимость. В ионной кристаллической решетке составляющие ее ионы противоположно заряжены и удерживаются вместе электростатическими силами. Для таких ионных кри-стал юв характерны хорошая растворимость в воде и слабая растворимость в неполярных рг створителях. Такое поведение называется солеподобным или солевым. Твердые вещества с преимущественно ионными взаимодействиями называются солями. Таким образом, растворимость многих солей уменьшается при добавлении органического растворителя к водному ргютвору. Этот факт часто используется в гравиметрическом анализе. Как правило, все соли явля- [c.199]

chem21.info

Документ Microsoft Word - Стр 2

sp2-гибридизация – гибридизация, в которой участвуют атомные орбитали одного s- и двух p-электронов.

В результате гибридизации образуются три гибридные sp2 орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу.

sp3-гибридизация – гибридизация, в которой участвуют атомные орбитали одного s- и трех p-электронов.

Четыре sp3-гибридные орбитали симметрично ориентированны в пространстве под углом 109°28'.

Билет № 10

Полярная и неполярная ковалентные связи

Различают две основные разновидности ковалентной связи: а) неполярную и б) полярную.

а) Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметалла одного и того лее химического элемента. Такую связь имеют простые вещества, например, О2; N2; C12. Можно привести схему образования молекулы водорода: (на схеме электроны обозначены точками).

б) Ковалентная полярная связь образуется между атомами различных неметаллов.

Схематично образование ковалентной полярной связи в молекуле НС1 можно изобразить так:

Общая электронная плотность оказывается смещенной в сторону хлора, в результате чего на атоме хлора возникает частичный отрицательный заряд , а на атоме водорода - частичный положительный. Таким образом, молекула становится полярной:

Эффективные заряды атомов в молекулах

Эффективный заряд атома, характеризует разность между числом электронов, принадлежащих данному атому в хим. соед., и числом электронов своб. атома. Для оценок Э. з. а. используют модели, в которых экспериментально определяемые величины представляют, как ф-ции точечных неполяризуемых зарядов, локализованных на атомах; напр., дипольный момент двухатомной молекулы рассматривают как произведение Э. з. а. на межатомное расстояние. В рамках подобных моделей Э. з. а. можно рассчитать, используя данные оптич. или рентгеновской спектроскопии, ЯМР и др. Однако, поскольку электронная плотность в хим. соед. делокализована и границ между атомами не существует, нельзя описать разл. характеристики соед. одним набором Э. з. а.; значения этого показателя, определенные разными эксперим. методами, могут не совпадать. Э. з. а. можно определить также на основе квантовохим. расчетов.  Э. з. а., определенные в рамках к.-л. одной модели или в однотипных расчетах, используют для корреляции с различными физ.-хим. характеристиками соед., установления реакц. центров в молекулах, оценки степени ионности хим. связи.

Ионная связь, как крайний случай поляризации ковалентной связи

Предельным случаем ковалентной полярной связи яв­ляется ионная связь. Если электроотрицательности атомов различаются очень сильно (например, атомов щелочных металлов и галогенов), то при их сближении валентные электроны одного атома полностью переходят на второй атом. В результате этого перехода оба атома становятся ионами и принимают электронную структуру ближайшего благородного газа. Например, при взаимо­действии атомов натрия и хлора, они превращаются в ионы Na+ и Сl-, между которыми возникает электроста­тическое притяжение. Ионная связь может быть описа­на в рамках методов ВС и МО, однако обычно ее рас­сматривают с помощью классических законов электро­статики.

Молекулы, в которых существует в чистом виде ион­ная связь, встречаются в парообразном состоянии ве­щества. Ионные кристаллы состоят из бесконечных рядов, чередующихся положительных и отрицательных ионов, связанных электростатическими силами. При растворении ионных кристаллов или их плавлении в раствор или расплав переходят положительные и отрицательные ионы.

Следует отметить, что ионные связи обладают большой прочностью, поэтому для разрушения ионных кристаллов необходимо затратить большую энергию. Этим объясня­ется тот факт, что ионные соединения имеют высокие тем­пературы плавления.

В отличие от ковалентной связи ионная не обладает свойствами насыщаемости и направленности. Причина этого состоит в том, что электрическое поле, создаваемое ионами, имеет сферическую симметрию и действует оди­наково на все ионы. Поэтому количество ионов, окру­жающих данный ион, и их пространственное расположе­ние определяются только величинами зарядов ионов и их размерами.

Билет № 11

Виды химической связи

Ионная связь – частный случай ковалентной, когда образовавшаяся электронная пара полностью принадлежит более электроотрицательному атому, становящемуся анионом. Основой для выделения этой связи в отдельный тип служит то обстоятельство, что соединения с такой связью можно описывать в электростатическом приближении, считая ионную связь обусловленной притяжением положительных и отрицательных ионов. Взаимодействие ионов противоположного знака не зависит от направления, а кулоновские силы не обладают свойством насыщенности. Поэтому каждый ион в ионном соединении притягивает такое число ионов противоположного знака, чтобы образовалась кристаллическая решетка ионного типа. В ионном кристалле нет молекул. Каждый ион окружен определенным числом ионов другого знака (координационное число иона). Ионные пары могут существовать в газообразном состоянии в виде полярных молекул. В газообразном состоянии NaCl имеет дипольный момент ~3∙10–29 Кл∙м, что соответствует смещению 0,8 заряда электрона на длину связи 0,236 нм от Na к Cl, т. е. Na0,8+Cl0,8–.

Металлическая связь возникает в результате частичной делокализации валентных электронов, которые достаточно свободно движутся в решетке металлов, электростатически взаимодействуя с положительно заряженными ионами. Силы связи не локализованы и не направлены, а делокализированные электроны обусловливают высокую тепло- и электропроводность.

Водородная связь. Ее образование обусловлено тем, что в результате сильного смещения электронной пары к электроотрицательному атому атом водорода, обладающий эффективным положительным зарядом, может взаимодействовать с другим электроотрицательным атомом (F, O, N, реже Cl, Br, S). Энергия такого электростатического взаимодействия составляет 20–100 кДж∙моль–1. Водородные связи могут быть внутри- и межмолекулярными. Внутримолекулярная водородная связь образуется, например, в ацетилацетоне и сопровождается замыканием цикла.

Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или по донорно-акцепторному механизму, если электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору).

Классический пример неполярной ковалентной связи (разность электроотрицательностей равна нулю) наблюдается у гомоядерных молекул: H–H, F–F. Энергия двухэлектронной двухцентровой связи лежит в пределах 200–2000 кДж∙моль–1.

Ионная связь, её свойства, отличие от ковалентной связи

Предельным случаем ковалентной полярной связи яв­ляется ионная связь. Если электроотрицательности атомов различаются очень сильно (например, атомов щелочных металлов и галогенов), то при их сближении валентные электроны одного атома полностью переходят на второй атом. В результате этого перехода оба атома становятся ионами и принимают электронную структуру ближайшего благородного газа. Например, при взаимо­действии атомов натрия и хлора, они превращаются в ионы Na+ и Сl-, между которыми возникает электроста­тическое притяжение. Ионная связь может быть описа­на в рамках методов ВС и МО, однако обычно ее рас­сматривают с помощью классических законов электро­статики.

Молекулы, в которых существует в чистом виде ион­ная связь, встречаются в парообразном состоянии ве­щества. Ионные кристаллы состоят из бесконечных рядов чередующихся положительных и отрицательных ионов, связанных электростатическими силами. При растворении ионных кристаллов или их плавлении в раствор или расплав переходят положительные и отрицательные ионы.

Следует отметить, что ионные связи обладают большой прочностью, поэтому для разрушения ионных кристаллов необходимо затратить большую энергию. Этим объясня­ется тот факт, что ионные соединения имеют высокие тем­пературы плавления.

В отличие от ковалентной связи ионная не обладает свойствами насыщаемости и направленности. Причина этого состоит в том, что электрическое поле, создаваемое ионами, имеет сферическую симметрию и действует оди­наково на все ионы. Поэтому количество ионов, окру­жающих данный ион, и их пространственное расположе­ние определяются только величинами зарядов ионов и их размерами.

Металлическая связь

Металлическая связь — химическая связь, обусловленная наличием относительно свободных электронов. Характерна для металлов, сплавов и интерметаллических соединений.

Так как металлы являются кристаллическими веществами, число валентных электронов атома металла недостаточно для образования связей со всеми его соседями (так как соседей много). Поэтому в металлах небольшое число электронов одновременно связывает большое число атомных ядер, а сами электроны могут перемещаться в металле. Иначе говоря, в металлах имеет место сильно делокализованная химическая связь.

Согласно одной из теорий металл можно рассматривать как плотно упакованную структуру из положительно заряженных ионов, связанных друг с другом коллективизированными электронами (электронный газ). Свободно движущиеся электроны обусловливают высокую электро- и теплопроводность металла.

Вследствие нелокализованности металлической связи для ее описания лучше всего подходит теория кристаллических орбиталей

Билет № 12

Межмолекулярное взаимодействие. Природа межмолекулярных взаимодействий. Виды межмолекулярного взаимодействия

Межмолекулярное взаимодействие — взаимодействие, не приводящее к разрыву или образованию новых химических связей. Силы притяжения, действующие между молекулами на больших расстояниях (от 5-8 до 100 Å), называются силами Ван-дер-Ваальса и представляют собой кулоновские силы, возникающие между электронами и ядрами двух молекул.

При небольшом смещении отрицательных и положительных зарядов в нейтральной молекуле она перестает быть неполярной, превращаясь в электрический диполь. Имеются мо­лекулы, обладающие постоянным электрическим дипольным мо­ментом и называющиеся полярными. При сближении они стре­мятся развернуться так, чтобы их обращенные друг к другу стороны были заряжены разноименно. В этом случае суммарная сила притяжения между зарядами больше, чем суммар­ная сила отталкивания, поэтому полярные молекулы притягивают­ся. Эти электростатические силы иногда называют дипольно-ориентационными.

Если молекулы не имеют постоянного дипольного момента, то при помещении во внешнее электрическое поле они его при­обретают. Во внешнем электрическом поле положительные заряды молекулы несколько смещаются в направлении поля, а отрица­тельные – в противоположном направлении. Поляризация может быть обусловлена также деформацией электронной оболочки не­полярной молекулы под влиянием электрического поля полярной (индуцированный диполь), что всегда приводит к понижению энер­гии системы и притяжению молекул. Такие силы межмолекулярного взаимодействия называют поляризационными (индукционными). Межмолекулярное взаимодействие может быть связано также с пе­реносом электронного заряда с одной молекулы на другую. Перенос заряда происходит при перекрывании электронных оболочек моле­кул, если их сродство к электрону различно. Перенос заряда можно рассматривать как предельный случай поляризации.

При сближении неполярных молекул электрические поля со­ставляющих их зарядов быстро меняются во времени и лишь в среднем компенсируют друг друга в различных точках простран­ства. Поэтому при сближении молекулы поляризуют друг друга, причем обращенные друг к другу стороны поляризованных моле­кул обладают зарядами противоположного знака.

В результате взаимно поляризованные молекулы притягивают друг друга. Такие силы межмолекулярного взаимодействия назы­ваются дисперсионными (лондоновскими). Они действуют между любыми атомами и молекулами независимо от их строения.

Таким образом, различают три вида сил Ван-дер-Ваальса: электростатические (дипольно-ориентационные), поляризационные (индукционные) и дисперсионные. 

Водородная связь

Водородная связь возникает между молекулами, в ко­торых атом водорода связан с атомом элемента, облада­ющего высокой электроотрицательностью.    Так, атом водорода, образующий в молекуле НХ прочную ковалентную связь с атомом X, может образовывать водо­родную связь с атомом X (или Y) другой молекулы. Во­дородную связь принято изображать пунктиром: X - Н …У. Обычно энергия водородной связи (8-80 кДж/моль) значительно уступает энергии химической связи, но на­много больше энергии ван-дер-ваальсова взаимодействия (1-5 кДж/моль). Исключением является силь­ная водородная связь в ионе (FHF) (250 кДж/моль).

Возникновение водородной связи обусловлено двумя причинами:

1. Атом водорода, связанный полярной ковалентной свя­зью с атомом X, фактически не имеет электронов и способен легко внедряться в электронные облака других частиц.

2. Обладая вакантной s-орбиталью, атом   водорода может принимать неподеленную электронную пару атома Y, образуя с ним донорно-акцепторную связь.

Билет № 13

Конденсированное состояние вещества

Конденсированное состояние вещества (конденсированное тело) - понятие, объединяющее твёрдые тела и жидкости в противопоставлении их газу. Атомные частицы (атомы, молекулы, ионы) в конденсированном теле связаны между собой. Ср. энергии теплового движения частиц не хватает на самопроизвольный разрыв связи, поэтому конденсированное тело сохраняет свой объём. Мерой связи атомных частиц служит теплота испарения (в жидкости) и теплота возгонки (в твёрдом теле).

Кристаллическое состояние; ионная, атомная, молекулярная, металлическая кристаллические решетки

Кристаллическими веществами называют вещества, которые обладают трехмерной кристаллической решеткой. Это значит, что атомы в таких веществах расположены друг относительно друга в определенной закономерности, которую называют кристаллической решеткой. Вещества, имеющие кристаллическую решетку, – твердые. Такие вещества называют кристаллами.

Ионными называют кристаллические решетки, в узлах которых находятся ионы. Их образуют вещества с ионной связью. Ионные кристаллические решетки имеют соли, некоторые оксиды и гидроксиды металлов. Связи между ионами в кристалле очень прочные и устойчивые. Поэтому вещества с ионной решеткой обладают высокой твѐрдостью и прочностью, тугоплавки и нелетучи.

Атомными называют кристаллические решетки, в узлах которых находятся отдельные атомы, которые соединены очень прочными ковалентными связями. Кристаллическая решетка алмаза. В природе встречается немного веществ с атомной кристаллической решеткой. К ним относятся бор, кремний, германий, кварц, алмаз. Вещества имеют высокие температуры плавления, обладают повышенной твердостью. Алмаз - самый твердый природный материал.

Молекулярными называют кристаллические решетки, в узлах которых располагаются молекулы. Химические связи в них ковалентные, как полярные, так и неполярные. Связи в молекулах прочные, но между молекулами связи не прочные. Кристаллическая решетка I2. Кристаллическая решетка СО2. Вещества имеют малую твѐрдость, плавятся при низкой температуре, летучие, при обычных условиях находятся в газообразном или жидком состоянии

Металлическими называют решетки, в узлах которых находятся атомы и ионы металла. Для металлов характерны физические свойства: пластичность, ковкость, металлический блеск, высокая электро- и теплопроводность.

Кристаллические решетки веществ – это упорядоченное расположение частиц (атомов, молекул, ионов) в строго определенных точках пространства. Точки размещения частиц называют узлами кристаллической решетки. В зависимости от типа частиц, расположенных в узлах кристаллической решетки, и характера связи между ними различают 4 типа кристаллических решеток: ионные, атомные, молекулярные, металлические.

Билет № 14

Скорость химической реакции

Скорость реакции - это величина, показывающая как изменяется концентрация одного из веществ в единицу времени. Чтобы ускорить достижение состояния равновесия, требуется увеличить скорость реакции. Основными способами увеличения скорости реакции является повышение температуры, изменение концентрации, введение катализатора.

Зависимость скорости от концентрации реагирующих веществ

При повышении концентрации хотя бы одного из реагирующих веществ скорость химической реакции возрастает в соответствии с кинетическим уравнением.

Порядок реакции

Порядок реакции определяется как сумма показателей степеней n1 и n2 в уравнениивыражающем зависимость скорости реакции r от концентраций [A1] и [А2] исходных веществ (k — константа скорости). Реакции с n1 + n2 = 1, 2 и т.д. называются реакциями 1-го, 2-го и т.д. порядков. Отдельный показатель степени в уравнении (1) называется порядком реакции по соответствующему веществу.

Факторы, влияющие на скорость реакции

Концентрация, природа реагирующих веществ, наличие катализатора, температура, давление, площадь поверхности реагирующих веществ.

Билет № 15

Химическое равновесие, факторы, влияющие на смещение равновесия

Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.

В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакции становятся равными.

Факторы, влияющие на химическое равновесие:

1) температура. При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции.

2) давление. При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твердые вещества, то они в расчет не берутся.

3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции.

При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при увеличении концентрации продуктов реакции-в сторону исходных веществ.

Константа химического равновесия

Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия, которая может быть выражена через равновесные концентрации Сi, парциальные давления Pi или мольные доли Xi реагирующих веществ. Для некоторой реакции соответствующие константы равновесия выражаются следующим образом:

Т.о., константа равновесия есть отношение констант скорости прямой и обратной реакции. Отсюда вытекает физический смысл константы равновесия: она показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной при данной температуре и концентрациях всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л.

Билет № 16

Термодинамические параметры химических процессов

Термодинамические параметры - физические величины, характеризующие состояние термодинамической системы: температура, давление, внутренняя энергия, энтропия, энтальпия, энергия Гиббса.

Энтальпия, энтропия, энергия Гиббса

Энтальпия - это свойство вещества, указывающее количество энергии, которую можно преобразовать в теплоту. H = U + pV

Энтропия - термодинамическая функция состояния, которая служит мерой беспорядка (неупорядоченности) системы. Возможность протекания эндотермических процессов обусловлена изменением энтропии, ибо в изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса увеличивается ΔS> 0

Энергия Гиббса - это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на принципиальную возможность протекания химической реакции; это термодинамический потенциал следующего вида:

Билет № 17

Электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация, полный или частичный распад молекул растворенного вещества на катионы и анионы. Электролитической диссоциацией называют также распад на катионы и анионы ионных кристаллов при растворении или расплавлении. Электролитическая диссоциация, как правило, происходит в полярных растворителях.

Кислоты, основания, соли с точки зрения теории диссоциации. Основания. Название "основание" первоначально было отнесено к веществам, которые в реакциях с кислотами образуют соли. К основаниям принадлежат гидроксиды многих металлов.

Примеры: NaOH - гидроксид натрия (едкий натр), KOH - гидроксид калия (едкое кали), Ca(OH)2 - гидроксид кальция (гашёная известь). Основания, которые хорошо растворяются в воде, называются щелочами, К ним относятся гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов. С точки зрения теории электролитической диссоциации основания - это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием анионов одного вида - гидроксид - ионов ОН-. В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид: Основание -> Катион основания + Гидроксид – ион. Кислоты. Кислоты исторически получили своё название из-за кислого вкуса водных растворов таких веществ, как хлороводород или уксусная кислота. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты - это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов одного вида - катионов водорода Н+.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации кислоты имеет вид: Кислота -> Катион водорода + Анион кислотного остатка.

Соли. С точки зрения теории электролитической реакции соли - это вещества, которые в водном растворе диссоциируют с образованием катионов основания и анионов кислотного остатка. В общем виде уравнение электролитической диссоциации солей имеет следующий вид: Соль -> Катион основания + Анион кислотного остатка

Билет № 18

Сильные и слабые электролиты

Сильные и слабые электролиты. В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 3 до 30% — средними, менее 3% — слабыми электролитами.

К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты (НСl, HBr, HI, НNО3, НсlO4, Н2SO4(разб.)) и некоторые основания (LiОН, NaOH, КОН, Са(ОН)2, Sr(OH)2, Ва(ОН)2). К слабым электролитам относится большинство кислот (особенно органических) и оснований.

Степень диссоциации, константа диссоциации

Степенью диссоциации называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы (N'), к общему числу растворенных молекул (N):

Более точной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, которая от концентрации раствора не зависит.

Выражение для константы диссоциации можно получить, если записать уравнение реакции диссоциации электролита АК в общем виде:

A K  A + K+.

Поскольку диссоциация является обратимым равновесным процессом, то к этой реакции применим закон действующих масс, и можно определить константу равновесия как

Билет № 19

Диссоциация воды Реакции, применяемые в аналитической химии, протекают, как правило, в водных растворах. Вода является одним из наименее диссоциированных веществ. Чистая вода очень плохо проводит электрический ток. Однако вода все же диссоциирует на водородные и гидроксидные ионы:

При температуре 22 °С в каждом литре воды 1 • 10~7 моля диссоциировано на ионы. Ионное произведение воды Произведение концентраций ионов Н+ и ОН- величина постоянная:[] [] =const. Если изменить один из сомножителей, то обязательно должен измениться и другой, для того, чтобы произведение осталось постоянным. Если, например, к чистой воде добавить столько кислоты, чтобы концентрация ионов водорода увеличилась в 100 раз, то, чтобы произведение [] [] осталось равным 1 • 10"14, концентрация гидроксид-ионов должна понизиться в 100 раз. Следовательно, если увеличить концентрацию ионов Н+, то концентрация ионов ОН- уменьшится во столько же раз, и наоборот.

Водородный показатель Водородный показатель, pH- мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

studfiles.net

Как различить ионную и ковалентную связь?

Атомы способны образовывать молекулы: одно- или разноименные атомы сближаются и общая энергия системы (кинетическая и потенциальная) уменьшается, за счет чего образуется химическая связь и формируется молекула. Химическая связь имеет электростатическую природу, т.е. основана на электростатическом взаимодействии всех ядер и электронов, принадлежащих молекуле. Различаются несколько видов химической связи.Ионная связь осуществляется в результате образования электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов. Ионная связь может возникать лишь при больших различиях в значениях электроотрицательностей атомов. Например, ионная связь возникает между цезием и фтором, разница в электроотрицательностях которых составляет более трех единиц. К типичным соединениям с ионной связью относят галогениды щелочных металлов, например, , , , а также многие оксиды , , и т.д.Химическая связь между атомами, осуществляемая обобществленными электронами, называется ковалентной связью. Ковалентная связь существует между атомами как в молекулах, так и в кристаллах. Она возникает как между одинаковыми атомами (например, в молекулах , , в кристалле алмаза), так и между разными атомами неметаллов (например, в молекулах , , в кристаллах ). Почти все связи в молекулах органических соединений являются ковалентными (, , и др.).Это и есть ответ на вопрос «как различить ионную и ковалентную связь».

ru.solverbook.com

Химия, 8 класс, параграф 40-41, 6 вопрос

у меня такой ответ --->> Ковалентной связью называется связь, образованная общей электронной парой. В результате образования общей электронной пары электроны образуют заполненный энергетический уровень. В случае неполярной ковалентной связи каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону, которые образуют молекулярное электронное облако. Оно находится между центрами обоих ядер. Примером такой связи является молекула водорода. В ней каждый из атомов водорода предоставляет по одному неспраренному электрону для образования связи. При этом образовавшееся электронное облако распределяется равномерно между ядрами обоих атомов. В случае полярной ковалентной связи электронное облако смещается к более электроотрицательному атому. Например, HF. F — более электроотрицательный элемент, поэтому на нем накапливается избыток отрицательного заряда, а на Н — положительного. Электронное облако смещается к более электроотрицательному атому фтора. Ионная связь образуется между атомами с большой разностью электроотрицательностей. Общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Например, NaCl. В результате происходит соединение противоположно заряженных ионов Na+ и Сl-. Ионы удерживаются друг около друга за счет притяжения частиц с разными зарядами. Однако, при ионной связи не происходит полного разделения положительных и отрицательных зарядов, поэтому можно говорить лишь о степени выраженности ионной связи. Также для ковалентной и ионной связи общим является участие в образовании связи внешних электронов и, как следствие, образования общего электронного облака. 

class.rambler.ru

Помогите решить / разобраться (Ф)

На уроках концептуальной физики мне приходится без громоздких формул объяснят шестикласникам всевозможные физические принципы.В разделе, посвященном атомам и межатомным силам рассказывается о химических связях.Приводятся примеры ионных и ковалентных связей. Говорится, что ионные связи слабее ковалентных, но при этом не объясняется почему. Не знаю, можно ли тут обойтись без квантовой механики, но у меня есть собственное квазиклассическое объяснение ионной связи. Прошу меня поправить, если я понимаю что-то не так.Типичный пример ионной связи можно проследить на соединении . Обычная соль.В соединении участвует атом натрия, который в свободном состоянии имеет один электрон на внешней оболочке и атом хлора, имеющий семь таких электронов.Что получается? Этот единственный электрон удерживается притяжением суммарного положительного электрического заряда и экранирующим отталкиванием электронов внутренних оболочем. То есть суммарный эквивалентный заряд получается Теперь рассмотрим, что будет, если мы смешаем атомы натрия и хлора так, что они станут соседями. У атома хлора во внешней оболочке есть одно вакантное место. Если туда добавить лишний электрон, то он не будет отталкиваться суммарным зарядом нейтрального атома хлора, а наоборот будет притягиваться, потому что у нас образуется 8 равноправных электронов во внешней оболочке. Нетрудно прикинуть, как они будут притягиваться всей конструкцией, если рассматривать атом в квазиклассической схеме. Снаружи внешней оболочки будет создаваться поле как от одного отрицательного электрона Зато между внешней и последующей оболочками создается поле как от положительного заряда . Чтобы выяснить, какое на самом деле создается поле, воздействующее на электрон внешней оболочки, надо просто усреднить внутреннее и внешнее поле. В результате получаем как бы поле от заряда , что в 3 раза превышает притяжение внешнего электрона в атоме натрия. И таким образом энергетически выгоднее становится полный захват этого электрона атомом хлора. Вся конструкция разбивается на отрицательные ионы хлора и положительные натрия. Имеем достаточно хлипкую кристаллическую решетку легко растворяется в воде, разбиваясь на отдельные ионы.

Теперь ковалентная связь. При такой связи какие-то электроны во внешних оболочках становятся общими, образуя совместные электронные облака. Можно ли объяснить детям на пальцах, как это я попытался с ионной связью, почему возникают такие связи, почему они сильнее ионных связей без привлечения квантовой механики?Например, структура решетки алмаза является идеальной с точки зрения использования всех возможных ковалентных связей. Интуитивно ясно, что такая пирамидальная стркутура энергетически самая выигрышная. Но как понять, во сколько раз она прочнее ионных связей опять без применения тяжелой артиллерии?Буду признателен за любые замечания.В химии я вообще не силен, но поместил я это сообщение у физиков потому что мне кажется толку от физиков в этом вопросе будет поболее.

dxdy.ru