25.Дайте характеристику іооного та ковалентного звязків.Полярність звязку

Йонний зв’язок — це хімічний зв’язок, який утворюється за рахунок електростатичної взаємодії між йонами з зарядами протилежного знаку.

Йонний зв’язок утворюється внаслідок повного переносу одного чи декількох електронів від одного атома до іншого. Такий тип зв’язку можливий тільки між атомами елементів, електронегативності яких значно відрізняються. При цьому відбувається перехід електрона від атома з меншою електронегативністю до атома з більшою електронегативністю. Треба запам’ятати, що такий тип хімічного зв’язку утворюється між атомами типових металів та типових неметалів. Наприклад, елементи першої та другої групи головних підгруп періодичної системи (типові метали) безпосередньо з’єднуються з елементами шостої та сьомої групи головних підгруп періодичної системи (типові неметали).

Розглянемо механізм утворення йонного зв’язку в сполуці калій хлорид. Атом Калію містить один валентний електрон (визначаємо за номером групи, в якій знаходиться Калій). Атом Хлору містить сім валентних електронів (визначаємо за номером групи, в якій знаходиться Хлор). При взаємодії атомів Калію з атомами Хлору валентний електрон атома Калію повністю переходить на зовнішній рівень атома Хлору, добудовуючи його до восьмиелектронної структури. При цьому атом Калію, втрачаючи електрон, набуває позитивний заряд +1  та перетворюється на катіон  , а атом Хлору, приєднуючи електрон, набуває негативний заряд –1 та перетворюється на аніон  . Різнойменно заряджені йони притягуються завдяки електростатичним силам та утворюється сполука калій хлорид. Цей процес можна зобразити за допомогою схеми:

Йонний зв’язок є крайнім випадком ковалентного полярного зв’язку. Сполуки з йонним зв’язком називають йонними. Прикладами речовин з йонним типом зв’язку можна назвати магній сульфід  , алюміній хлорид  , натрій бромід  . Йонний зв’язок також існує в солях оксигеновмісних кислот і в лугах між атомами металів і атомами Оксигену.

Ковалентний зв'язок є формою хімічного зв'язку, характерною особливістю якого є те, що задіяні атоми поділяють одну чи більше спільних пар електронів, що і спричиняють їх взаємне притяжіння, яке утримує їх у молекулі. Електрони при цьому, як правило, заповнюють зовнішні електронні оболонки задіяних атомів. Такий зв'язок завжди сильніший ніж міжмолекулярний зв'язок та порівняльний за силою чи сильніший за йонний зв'язок.

Ковалентний зв'язок найчастіше виникає між атомами із схожою високою електронегативністю. Ковалентний зв'язок найчастіше виникає між неметалами, тоді як іонний зв'язок є найбільш поширеною формою зв'язку між атомами металів та неметалів.

Ковалентний зв'язок, як правило, сильніший ніж інші типи зв'язку, такі як іонний. Справа в тому, що на відміну від іонного зв'язку, в якому атоми утримуються ненаправленою кулонівською силою, ковалентні зв'язки є направленими. Наслідком є те, що молекули із ковалентним утриманням мають тенденцію формувати відносно невелику кількість характерних форм, демонструючи специфічні кути зв'язку.

Ковалентний зв'язок поділяється на ковалентний полярний і ковалентний неполярний.

Різновидом ковалентного зв'язку є координаційний (донорно-акцепторний) зв'язок.

Полярність хімічних зв'язків , характеристика хімічному зв'язку, що показує перерозподіл електронної щільності в просторі поблизу ядер в порівнянні з вихідним розподілом цієї щільності в нейтральних атомах, створюючих даний зв'язок. Кількісною мірою П. х. с. служать т.з. ефективні заряди на атомах: різниця між зарядом електронів, зосередженим в деякій області простору (порядку атомних розмірів) поблизу ядра, і зарядом ядра. Цей захід наближений, оскільки виділити в молекулах області, що відносяться до окремих атомів і окремих зв'язків (якщо їх декілька), однозначно не можна. Зв'язки строго неполярні лише в двоатомних гомоядерних молекулах, в останніх випадках вони в тій або іншій мірі полярні. Зазвичай ковалентні зв'язки слабо полярні, іонні зв'язки сильно полярні. П. х. с. інколи вказують символами зарядів в атомів (наприклад, Н ^+ d — Cl ^- d , де d — деяка доля елементарного заряду).