Podatki o ionizacijski energiji (IE), PEI in sestavi stabilnih molekul – njihove dejanske vrednosti in primerjave – tako prostih atomov kot atomov, vezanih v molekule, nam omogočajo razumevanje, kako atomi tvorijo molekule preko mehanizma kovalentne vezi.
KOVALENTNA VEZ- (iz latinskega »co« skupaj in »vales«, ki ima moč) (homeopolarna vez), kemična vez med dvema atomoma, ki nastane, ko se elektroni, ki pripadajo tem atomom, delijo. Atomi v molekulah enostavnih plinov so povezani s kovalentnimi vezmi. Vez, v kateri je en skupni par elektronov, se imenuje enojna vez; Obstajajo tudi dvojne in trojne vezi.
Oglejmo si nekaj primerov, da vidimo, kako lahko s svojimi pravili določimo število kovalentnih kemičnih vezi, ki jih lahko tvori atom, če poznamo število elektronov v zunanji lupini danega atoma in naboj njegovega jedra. Naboj jedra in število elektronov v zunanji lupini sta določena eksperimentalno in sta vključena v tabelo elementov.
Izračun možnega števila kovalentnih vezi
Na primer, preštejmo število kovalentnih vezi, ki lahko tvorijo natrij ( Na), aluminij (Al), fosfor (P), in klor ( Cl). natrij ( Na) in aluminij ( Al) imajo v zunanji lupini 1 oziroma 3 elektrone in po prvem pravilu (za mehanizem tvorbe kovalentne vezi se uporablja en elektron v zunanji lupini) lahko tvorijo: natrij (Na)- 1 in aluminij ( Al)- 3 kovalentne vezi. Po nastanku vezi se število elektronov v zunanjih lupinah natrija ( Na) in aluminij ( Al) enako 2 oziroma 6; t.j. manjše od največjega števila (8) za te atome. fosfor ( P) in klor ( Cl) imata na zunanji lupini 5 oziroma 7 elektronov in bi po drugem od zgoraj omenjenih zakonov lahko tvorila 5 oziroma 7 kovalentnih vezi. V skladu s četrtim zakonom, nastankom kovalentne vezi, se število elektronov na zunanji lupini teh atomov poveča za 1. V skladu s šestim zakonom, ko nastane kovalentna vez, se število elektronov na zunanji lupini poveča za 1. vezanih atomov ne sme biti več kot 8. To je fosfor ( P) lahko tvori samo 3 vezi (8-5 = 3), medtem ko klor ( Cl) lahko tvori samo eno (8-7 = 1).
primer: Na podlagi analize smo ugotovili, da določeno snov sestavljajo atomi natrija (Na) in klor ( Cl). Če poznamo pravilnosti mehanizma tvorbe kovalentnih vezi, lahko rečemo, da je natrij ( Na) lahko tvori samo 1 kovalentno vez. Tako lahko domnevamo, da je vsak atom natrija ( Na) vezan na atom klora ( Cl) preko kovalentne vezi v tej snovi in da je ta snov sestavljena iz molekul atoma NaCl. Strukturna formula za to molekulo: Na-Cl Tukaj pomišljaj (-) označuje kovalentno vez. Elektronsko formulo te molekule je mogoče prikazati na naslednji način:
. .
Na:Cl:
. .
V skladu z elektronsko formulo na zunanji lupini natrijevega atoma ( Na) V NaCl sta 2 elektrona in na zunanji lupini atoma klora ( Cl) obstaja 8 elektronov. V tej formuli so elektroni (pike) med atomi natrija ( Na) in
klor (Cl) so vezni elektroni. Ker je PEI klora ( Cl) je enak 13 eV in za natrij (Na) enaka je 5,14 eV, je vezni par elektronov veliko bližje atomu Cl kot na atom Na. Če sta ionizacijski energiji atomov, ki tvorijo molekulo, zelo različni, bo nastala vez polarni kovalentna vez.
Razmislimo o drugem primeru. Na podlagi analize smo ugotovili, da določeno snov sestavljajo atomi aluminija ( Al) in atomi klora ( Cl). V aluminiju ( Al) v zunanji lupini so 3 elektroni; tako lahko tvori 3 kovalentne kemične vezi, medtem ko klor (Cl), kot v prejšnjem primeru, lahko tvori samo 1 vez. Ta snov je predstavljena kot AlCl3, njegovo elektronsko formulo pa lahko ponazorimo takole:
Slika 3.1. Elektronska formulaAlCl 3
katere formula strukture je:
Cl - Al - Cl
Cl
Ta elektronska formula to kaže AlCl3 na zunanji lupini atomov klora ( Cl) je 8 elektronov, medtem ko je zunanja lupina atoma aluminija ( Al) po mehanizmu nastajanja kovalentne vezi gresta oba vezna elektrona (po en iz vsakega atoma) na zunanje lupine vezanih atomov.
Večkratne kovalentne vezi
Atomi, ki imajo v svoji zunanji lupini več kot en elektron, lahko med seboj tvorijo ne eno, ampak več kovalentnih vezi. Takšne povezave se imenujejo večkratne (pogosteje večkratniki) povezave. Primeri takšnih vezi so vezi dušikovih molekul ( N= N) in kisik ( O=O).
Vez, ki nastane, ko se posamezni atomi združijo, se imenuje homoatomska kovalentna vez, eČe sta atoma različna, se imenuje vez heteroatomska kovalentna vez[Grški predponi "homo" in "hetero" pomenita enak in drugačen].
Predstavljajmo si, kako pravzaprav izgleda molekula s parnimi atomi. Najenostavnejša molekula s parnimi atomi je molekula vodika.
Kovalentna vez ki nastanejo zaradi interakcije nekovin. Atomi nekovin imajo visoko elektronegativnost in težijo k temu, da zunanji elektronski sloj zapolnijo s tujimi elektroni. Dva takšna atoma lahko preideta v stabilno stanje, če združita svoje elektrone .
Razmislimo o nastanku kovalentne vezi v preprosto snovi.
1.Nastanek molekule vodika.
Vsak atom vodik ima en elektron. Za prehod v stabilno stanje potrebuje še en elektron.
Ko se dva atoma približata, se elektronski oblaki prekrivajo. Nastane skupni elektronski par, ki vodikove atome poveže v molekulo.
Prostor med dvema jedroma si deli več elektronov kot druga mesta. Območje z povečana elektronska gostota in negativni naboj. Pozitivno nabita jedra se privlačijo in nastane molekula.
V tem primeru vsak atom prejme zaključen dvoelektronski zunanji nivo in preide v stabilno stanje.
Kovalentna vez zaradi tvorbe enega skupnega elektronskega para se imenuje enojna.
Skupni elektronski pari (kovalentne vezi) nastanejo zaradi nesparjeni elektroni, ki se nahajajo na zunanjih energijskih ravneh medsebojno delujočih atomov.
Vodik ima en nesparjen elektron. Za druge elemente je njihovo število 8 - številka skupine.
nekovine VII In skupine (halogeni) imajo en neparen elektron na zunanji plasti.
V nekovinah VI A skupine (kisik, žveplo) imajo dva taka elektrona.
V nekovinah V In skupine (dušik, fosfor) imajo tri neparne elektrone.
2.Tvorba molekule fluora.
Atom fluorid ima sedem elektronov na zunanji ravni. Šest jih tvori pare, sedmi pa je brez para.
Pri združitvi atomov nastane en skupni elektronski par, torej nastane ena kovalentna vez. Vsak atom prejme dokončano zunanjo plast z osmimi elektroni. Tudi vez v molekuli fluora je enojna. Enake enojne vezi obstajajo v molekulah klor, brom in jod .
Če imajo atomi več neparnih elektronov, potem nastanejo dva ali trije skupni pari.
3.Tvorba molekule kisika.
Pri atomu kisik na zunanji ravni sta dva nesparjena elektrona.
Ko dva atoma medsebojno delujeta kisik nastaneta dva skupna elektronska para. Vsak atom zapolni svojo zunanjo raven z do osmimi elektroni. Molekula kisika ima dvojno vez.
Oris predavanja:
1. Koncept kovalentne vezi.
2. Elektronegativnost.
3. Polarne in nepolarne kovalentne vezi.
Kovalentna vez nastane zaradi skupnih elektronskih parov, ki nastanejo v lupinah povezanih atomov.
Lahko ga tvorijo atomi istega elementa in takrat je nepolaren; na primer, takšna kovalentna vez obstaja v molekulah enoelementnih plinov H 2, O 2, N 2, Cl 2 itd.
Kovalentno vez lahko tvorijo atomi različnih elementov, ki so si podobni po kemijskem značaju, in tedaj je polarna; na primer, takšna kovalentna vez obstaja v molekulah H 2 O, NF 3, CO 2.
Treba je uvesti koncept elektronegativnosti.
Elektronegativnost je sposobnost atomov kemičnega elementa, da pritegnejo skupne elektronske pare, ki sodelujejo pri tvorbi kemične vezi.
serija elektronegativnosti
Elementi z večjo elektronegativnostjo bodo črpali skupne elektrone iz elementov z manj elektronegativnosti.
Za vizualno upodobitev kovalentne vezi se v kemijskih formulah uporabljajo pike (vsaka pika ustreza valenčnemu elektronu, črta pa skupnemu elektronskemu paru).
Primer.Vezi v molekuli Cl 2 lahko prikažemo takole:
Takšne formule so enakovredne. Kovalentne vezi imajo prostorsko smer. Kot rezultat kovalentne vezi atomov nastanejo bodisi molekule bodisi atomske kristalne mreže s strogo določeno geometrijsko razporeditvijo atomov. Vsaka snov ima svojo zgradbo.
Z vidika Bohrove teorije je tvorba kovalentne vezi razložena s težnjo atomov, da svojo zunanjo plast pretvorijo v oktet (popolna zapolnitev do 8 elektronov). in oba elektrona postaneta skupna.
Primer. Nastanek molekule klora.
Pike predstavljajo elektrone. Pri urejanju se morate držati pravila: elektroni so postavljeni v določenem zaporedju - levo, zgoraj, desno, spodaj, enega po enega, nato dodajajte enega po enega, neparne elektrone in sodelujete pri tvorbi vezi.
Nov elektronski par, ki izhaja iz dveh nesparjenih elektronov, postane skupen dvema atomoma klora. Obstaja več načinov za tvorbo kovalentnih vezi s prekrivajočimi se elektronskimi oblaki.
|
|
|
|
|
σ vez je veliko močnejša od π vezi, π vez pa je lahko le z σ vezjo. Zaradi te vezi nastanejo dvojne in trojne večkratne vezi.
Polarne kovalentne vezi se tvorijo med atomi z različno elektronegativnostjo.
Zaradi izpodrivanja elektronov iz vodika v klor je atom klora nabit delno negativno, atom vodika pa delno pozitivno.
Polarna in nepolarna kovalentna vez
Če je diatomska molekula sestavljena iz atomov enega elementa, potem je elektronski oblak porazdeljen v prostoru simetrično glede na atomska jedra. Takšno kovalentno vez imenujemo nepolarna. Če med atomi različnih elementov nastane kovalentna vez, se skupni elektronski oblak premakne proti enemu od atomov. V tem primeru je kovalentna vez polarna. Elektronegativnost se uporablja za oceno sposobnosti atoma, da pritegne skupni elektronski par.
Zaradi tvorbe polarne kovalentne vezi dobi bolj elektronegativen atom delni negativni naboj, atom z manjšo elektronegativnostjo pa delni pozitivni naboj. Te naboje običajno imenujemo efektivni naboji atomov v molekuli. Lahko imajo delno vrednost. Na primer, v molekuli HCl je efektivni naboj 0,17e (kjer je e naboj elektrona. Naboj elektrona je 1,602,10 -19 C):
Sistem dveh enakih po velikosti, vendar nasprotnih po znaku nabojev, ki se nahajata na določeni razdalji drug od drugega, se imenuje električni dipol. Očitno je polarna molekula mikroskopski dipol. Čeprav je skupni naboj dipola enak nič, je v prostoru, ki ga obdaja, električno polje, katerega jakost je sorazmerna z dipolnim momentom m:
V sistemu SI se dipolni moment meri v Cm, običajno pa se za polarne molekule kot merska enota uporablja debye (enota je poimenovana po P. Debyeju):
1 D = 3,33×10 –30 C×m
Dipolni moment služi kot kvantitativno merilo polarnosti molekule. Za večatomske molekule je dipolni moment vektorska vsota dipolnih momentov kemičnih vezi. Torej, če je molekula simetrična, potem je lahko nepolarna, tudi če ima vsaka njena vez pomemben dipolni moment. Na primer, v ravni molekuli BF 3 ali v linearni molekuli BeCl 2 je vsota dipolnih momentov vezi enaka nič:
Podobno imata tetraedrični molekuli CH 4 in CBr 4 dipolni moment nič. Vendar pa kršitev simetrije, na primer v molekuli BF 2 Cl, povzroči dipolni moment, ki je različen od nič.
Mejni primer kovalentne polarne vezi je ionska vez. Tvorijo ga atomi, katerih elektronegativnost se bistveno razlikuje. Ko nastane ionska vez, pride do skoraj popolnega prehoda veznega elektronskega para na enega od atomov in nastanejo pozitivni in negativni ioni, ki jih elektrostatične sile držijo blizu drug drugega. Ker elektrostatična privlačnost do določenega iona deluje na vse ione nasprotnega predznaka, ne glede na smer, je za ionsko vez, za razliko od kovalentne vezi, značilna pomanjkanje smeri in nenasičenost. Molekule z najizrazitejšimi ionskimi vezmi nastanejo iz atomov značilnih kovin in značilnih nekovin (NaCl, CsF itd.), t.j. ko je razlika v elektronegativnosti atomov velika.
Atomi večine elementov ne obstajajo ločeno, saj lahko medsebojno delujejo. Ta interakcija proizvaja bolj zapletene delce.
Narava kemične vezi je delovanje elektrostatičnih sil, ki so sile interakcije med električnimi naboji. Takšne naboje imajo elektroni in atomska jedra.
Elektroni, ki se nahajajo na zunanjih elektronskih ravneh (valentni elektroni), so najbolj oddaljeni od jedra, z njim najšibkeje komunicirajo in se zato lahko odcepijo od jedra. Odgovorni so za povezovanje atomov med seboj.
Vrste interakcij v kemiji
Vrste kemičnih vezi lahko predstavimo v naslednji tabeli:
Značilnosti ionske vezi
Kemična reakcija, ki nastane zaradi ionska privlačnost z različnimi naboji se imenuje ionski. To se zgodi, če imajo atomi, ki se vežejo, pomembno razliko v elektronegativnosti (to je sposobnost privabljanja elektronov) in elektronski par preide k bolj elektronegativnemu elementu. Posledica tega prenosa elektronov iz enega atoma v drugega je nastanek nabitih delcev – ionov. Med njima se pojavi privlačnost.
Imajo najnižje indekse elektronegativnosti tipične kovine, največje pa so tipične nekovine. Ioni torej nastanejo z interakcijo med tipičnimi kovinami in tipičnimi nekovinami.
Kovinski atomi postanejo pozitivno nabiti ioni (kationi), ki oddajo elektrone svojim zunanjim elektronskim nivojem, nekovine pa sprejmejo elektrone in se tako spremenijo v negativno nabit ioni (anioni).
Atomi preidejo v stabilnejše energijsko stanje in s tem dokončajo svoje elektronske konfiguracije.
Ionska vez je neusmerjena in nenasičena, saj elektrostatična interakcija poteka v vseh smereh, zato lahko ion privlači ione nasprotnega predznaka v vse smeri.
Razporeditev ionov je taka, da je okoli vsakega določeno število nasprotno nabitih ionov. Pojem "molekula" za ionske spojine nima smisla.
Primeri izobraževanja
Tvorba vezi v natrijevem kloridu (nacl) je posledica prenosa elektrona z atoma Na na atom Cl, da nastanejo ustrezni ioni:
Na 0 - 1 e = Na + (kation)
Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)
V natrijevem kloridu je okoli natrijevih kationov šest kloridnih anionov in okoli vsakega kloridnega iona šest natrijevih ionov.
Ko med atomi v barijevem sulfidu nastane interakcija, pride do naslednjih procesov:
Ba 0 - 2 e = Ba 2+
S 0 + 2 e = S 2-
Ba odda svoja dva elektrona žveplu, kar povzroči nastanek žveplovih anionov S 2- in barijevih kationov Ba 2+.
Kovinska kemična vez
Število elektronov na zunanjih energijskih nivojih kovin je majhno; zlahka se ločijo od jedra. Kot rezultat tega odcepitve nastanejo kovinski ioni in prosti elektroni. Ti elektroni se imenujejo "elektronski plin". Elektroni se prosto gibljejo po vsej prostornini kovine in so nenehno vezani in ločeni od atomov.
Struktura kovinske snovi je naslednja: kristalna mreža je okostje snovi, med njenimi vozlišči pa se lahko elektroni prosto gibljejo.
Navedemo lahko naslednje primere:
Mg - 2e<->Mg 2+
Cs-e<->Cs+
Ca - 2e<->Ca2+
Fe-3e<->Fe 3+
Kovalentni: polarni in nepolarni
Najpogostejša vrsta kemijske interakcije je kovalentna vez. Vrednosti elektronegativnosti elementov, ki medsebojno delujejo, se ne razlikujejo močno, zato pride le do premika skupnega elektronskega para na bolj elektronegativen atom.
Kovalentne interakcije lahko nastanejo z mehanizmom izmenjave ali mehanizmom donor-akceptor.
Mehanizem izmenjave se uresniči, če ima vsak od atomov neparne elektrone na zunanjih elektronskih ravneh in prekrivanje atomskih orbital vodi do pojava para elektronov, ki že pripada obema atomoma. Ko ima eden od atomov par elektronov na zunanjem elektronskem nivoju, drugi pa prosto orbitalo, ko se atomski orbitali prekrivata, je elektronski par deljen in medsebojno deluje v skladu z mehanizmom donor-akceptor.
Kovalentne delimo po množičnosti na:
- preprosta ali enojna;
- dvojno;
- trojčki.
Dvojni zagotavljajo delitev dveh parov elektronov hkrati, trojni pa tri.
Glede na porazdelitev elektronske gostote (polarnosti) med vezanimi atomi delimo kovalentno vez na:
- nepolarni;
- polarni.
Nepolarno vez tvorijo enaki atomi, polarno pa različna elektronegativnost.
Interakcija atomov s podobno elektronegativnostjo se imenuje nepolarna vez. Skupni par elektronov v taki molekuli se ne privlači z nobenim od atomov, ampak enako pripada obema.
Interakcija elementov, ki se razlikujejo po elektronegativnosti, povzroči nastanek polarnih vezi. Pri tej vrsti interakcije skupne elektronske pare privlači bolj elektronegativen element, vendar se nanj ne prenesejo v celoti (to pomeni, da ne pride do tvorbe ionov). Zaradi tega premika elektronske gostote se na atomih pojavijo delni naboji: bolj elektronegativen ima negativen naboj, manj elektronegativen pa pozitiven.
Lastnosti in značilnosti kovalentnosti
Glavne značilnosti kovalentne vezi:
- Dolžina je določena z razdaljo med jedri medsebojno delujočih atomov.
- Polarnost je določena s premikom elektronskega oblaka proti enemu od atomov.
- Usmerjenost je lastnost tvorjenja vezi, usmerjenih v vesolje, in s tem molekul, ki imajo določene geometrijske oblike.
- Nasičenost določa sposobnost tvorbe omejenega števila vezi.
- Polarizabilnost je določena s sposobnostjo spreminjanja polarnosti pod vplivom zunanjega električnega polja.
- Energija, potrebna za prekinitev vezi, določa njeno moč.
Primer kovalentne nepolarne interakcije so lahko molekule vodika (H2), klora (Cl2), kisika (O2), dušika (N2) in mnogih drugih.
Molekula H· + ·H → H-H ima enojno nepolarno vez,
O: + :O → O=O molekula ima dvojno nepolarno,
Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekula je trojno nepolarna.
Primeri kovalentnih vezi kemijskih elementov vključujejo molekule ogljikovega dioksida (CO2) in ogljikovega monoksida (CO), vodikovega sulfida (H2S), klorovodikove kisline (HCL), vode (H2O), metana (CH4), žveplovega oksida (SO2) in mnogi drugi.
V molekuli CO2 je razmerje med atomi ogljika in kisika kovalentno polarno, saj bolj elektronegativni vodik privlači elektronsko gostoto. Kisik ima dva nesparjena elektrona v svoji zunanji lupini, medtem ko lahko ogljik zagotovi štiri valenčne elektrone za oblikovanje interakcije. Posledično nastanejo dvojne vezi in molekula izgleda takole: O=C=O.
Da bi določili vrsto vezi v določeni molekuli, je dovolj, da upoštevamo njene sestavne atome. Enostavne kovinske snovi tvorijo kovinsko vez, kovine z nekovinami tvorijo ionsko vez, enostavne nekovine tvorijo kovalentno nepolarno vez in molekule, sestavljene iz različnih nekovin, tvorijo preko polarne kovalentne vezi.
Zahvaljujoč kateri nastanejo molekule anorganskih in organskih snovi. Kemična vez nastane zaradi interakcije električnih polj, ki jih ustvarjajo jedra in elektroni atomov. Zato je nastanek kovalentne kemične vezi povezan z električno naravo.
Kaj je povezava
Ta izraz se nanaša na rezultat delovanja dveh ali več atomov, ki povzroči nastanek močnega poliatomskega sistema. Glavne vrste kemičnih vezi nastanejo, ko se energija reagirajočih atomov zmanjša. V procesu nastajanja vezi poskušajo atomi dokončati svojo elektronsko ovojnico.
Vrste komunikacije
V kemiji poznamo več vrst vezi: ionske, kovalentne, kovinske. Kovalentne kemične vezi so dve vrsti: polarne in nepolarne.
Kakšen je mehanizem za njegov nastanek? Kovalentna nepolarna kemična vez nastane med atomi enakih nekovin, ki imajo enako elektronegativnost. V tem primeru nastanejo skupni elektronski pari.
Nepolarna vez
Primeri molekul, ki imajo nepolarno kovalentno kemično vez, vključujejo halogene, vodik, dušik in kisik.
To povezavo je leta 1916 prvi odkril ameriški kemik Lewis. Sprva je postavil hipotezo, ki je bila potrjena šele po eksperimentalni potrditvi.
Kovalentna kemična vez je povezana z elektronegativnostjo. Za nekovine ima visoko vrednost. Med kemijsko interakcijo atomov prenos elektronov iz enega atoma v drugega ni vedno mogoč, zato se združujejo; Med atomi se pojavi prava kovalentna kemična vez. 8. razred rednega šolskega kurikuluma vključuje podrobno obravnavo več vrst komunikacije.
Snovi, ki imajo v normalnih pogojih to vrsto vezi, so tekočine, plini in trdne snovi z nizkim tališčem.
Vrste kovalentne vezi
Oglejmo si to vprašanje podrobneje. Katere so vrste kemičnih vezi? Kovalentne vezi obstajajo v menjalni in donorsko-akceptorski različici.
Za prvo vrsto je značilno darovanje enega nesparjenega elektrona s strani vsakega atoma za tvorbo skupne elektronske vezi.
Elektroni, združeni v skupno vez, morajo imeti nasprotne vrtljaje. Kot primer te vrste kovalentne vezi razmislite o vodiku. Ko se njegovi atomi približajo, njihovi elektronski oblaki prodrejo drug v drugega, kar v znanosti imenujemo prekrivanje elektronskih oblakov. Zaradi tega se elektronska gostota med jedri poveča, energija sistema pa se zmanjša.
Na minimalni razdalji se jedra vodika odbijajo, kar povzroči določeno optimalno razdaljo.
V primeru donorske akceptorske vrste kovalentne vezi ima en delec elektrone in se imenuje donor. Drugi delec ima prosto celico, v kateri se bo nahajal par elektronov.
Polarne molekule
Kako nastanejo kovalentne polarne kemične vezi? Pojavijo se v situacijah, ko imajo vezani atomi nekovin različno elektronegativnost. V takih primerih so skupni elektroni postavljeni bližje atomu, katerega vrednost elektronegativnosti je višja. Kot primer kovalentne polarne vezi lahko upoštevamo vezi, ki nastanejo v molekuli vodikovega bromida. Tu so javni elektroni, ki so odgovorni za tvorbo kovalentne vezi, bližje bromu kot vodiku. Razlog za ta pojav je, da ima brom večjo elektronegativnost kot vodik.
Metode za določanje kovalentnih vezi
Kako definirati kovalentne polarne kemijske vezi? Če želite to narediti, morate poznati sestavo molekul. Če vsebuje atome različnih elementov, je v molekuli polarna kovalentna vez. Nepolarne molekule vsebujejo atome enega kemičnega elementa. Med nalogami, ki so na voljo v okviru šolskega tečaja kemije, so tiste, ki vključujejo prepoznavanje vrste povezave. Naloge te vrste so vključene v naloge zaključnega certificiranja iz kemije v 9. razredu, pa tudi v teste enotnega državnega izpita iz kemije v 11. razredu.
Ionska vez
Kakšna je razlika med kovalentnimi in ionskimi kemičnimi vezmi? Če je kovalentna vez značilna za nekovine, potem nastane ionska vez med atomi, ki imajo pomembne razlike v elektronegativnosti. To je na primer značilno za spojine elementov prve in druge skupine glavnih podskupin PS (alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine) ter elemente 6. in 7. skupine glavnih podskupin periodnega sistema (halkogeni in halogeni ).
Nastane kot posledica elektrostatične privlačnosti ionov z nasprotnimi naboji.
Značilnosti ionske vezi
Ker so polja nasprotno nabitih ionov enakomerno porazdeljena v vse smeri, lahko vsak od njih privlači delce nasprotnega predznaka. To je značilno za neusmerjenost ionske vezi.
Interakcija dveh ionov z nasprotnimi predznaki ne pomeni popolne medsebojne kompenzacije posameznih polj sile. To pomaga ohranjati sposobnost privabljanja ionov v drugih smereh, zato opazimo nenasičenost ionske vezi.
V ionski spojini ima vsak ion sposobnost, da k sebi pritegne številne druge nasprotnega predznaka, da tvorijo kristalno mrežo ionske narave. V takem kristalu ni molekul. Vsak ion je v snovi obdan z določenim številom ionov različnega predznaka.
Kovinska povezava
Ta vrsta kemične vezi ima določene individualne značilnosti. Kovine imajo presežek valenčnih orbital in pomanjkanje elektronov.
Ko se posamezni atomi združijo, se njihove valenčne orbitale prekrivajo, kar olajša prosto gibanje elektronov iz ene orbitale v drugo, kar ustvarja vez med vsemi kovinskimi atomi. Ti prosti elektroni so glavna značilnost kovinske vezi. Nima nasičenosti in usmerjenosti, saj so valenčni elektroni enakomerno porazdeljeni po kristalu. Prisotnost prostih elektronov v kovinah pojasnjuje nekatere njihove fizikalne lastnosti: kovinski lesk, duktilnost, kovnost, toplotno prevodnost, motnost.
Vrsta kovalentne vezi
Nastane med atomom vodika in elementom, ki ima visoko elektronegativnost. Obstajajo intra- in medmolekularne vodikove vezi. Ta vrsta kovalentne vezi je najšibkejša; nastane zaradi delovanja elektrostatičnih sil. Atom vodika ima majhen polmer in ko se ta en elektron premakne ali odda, vodik postane pozitiven ion, ki deluje na atom z visoko elektronegativnostjo.
Med značilnimi lastnostmi kovalentne vezi so: nasičenost, usmerjenost, polarizabilnost, polarnost. Vsak od teh indikatorjev ima poseben pomen za spojino, ki se tvori. Usmerjenost je na primer določena z geometrijsko obliko molekule.