Comunicación química: definición, tipos, clasificación y características de definición. Tipos de enlaces químicos Tipo de enlaces químicos formados entre átomos se determina

La partícula más pequeña de la sustancia es una molécula formada como resultado de la interacción de los átomos, entre los cuales se aplican enlaces químicos o enlaces químicos. La doctrina del enlace químico es la base de la química teórica. El bono químico se produce cuando la interacción de dos átomos (a veces más). La formación de comunicación se produce con la liberación de energía.

El enlace químico es la interacción que une a los átomos individuales en moléculas, iones, cristales.

El enlace químico es una de su naturaleza: tiene origen electrostático. Pero en una variedad de compuestos químicos, el enlace químico es diferente; Los tipos más importantes de enlace químico son covalentes (no polares, polares), iónicos, metálicos. Las especies de estos tipos de comunicación son el donante-aceptador, el hidrógeno, etc. entre los átomos de los metales ocurre una conexión de metal.

El enlace químico, realizado por la formación de un par común, o dividido, dividido, pares o varios pares de electrones, se llama covalente. En la formación de un par común de electrones, cada átomo introduce un electrón, es decir,. Participa "en igualdad de acciones" (Lewis, 1916). A continuación se muestran los esquemas de la formación de enlaces químicos en moléculas H2, F2, NH3 y CH4. Los electrones que pertenecen a diferentes átomos están marcados con varios caracteres.

Como resultado de la formación de enlaces químicos, cada uno de los átomos en la molécula tiene una configuración estable de dos y ocho electrones.

En la aparición de un enlace covalente, las nubes electrónicas de los átomos se superponen con la formación de una nube electrónica molecular, acompañada de ganancia de energía. La nube electrónica molecular se encuentra entre los centros de ambos núcleos y tiene una mayor densidad de electrones en comparación con la densidad de la nube electrónica atómica.

La implementación de la comunicación covalente es posible solo en el caso de giros anti-paralelas de electrones no paralizados que pertenecen a varios átomos. Con giros paralelos de electrones, los átomos no se sienten atraídos, sino que no se repelen: el enlace covalente no se realiza. El método para describir el enlace químico, cuya formación está asociada con un par de electrones comunes se denomina método de las relaciones de valencia (MVS).

Las principales disposiciones de la MWS.

El enlace químico covalente está formado por dos electrones con respaldos dirigidos de manera opuesta, y este par de electrones pertenece a dos átomos.

El enlace covalente es más fuerte que las nubes electrónicas que interactúan.

Al escribir fórmulas estructurales, las parejas electrónicas, debido a la comunicación, a menudo se representan en guiones (en lugar de puntos que representan los electrones comunes).

La característica energética del enlace químico es importante. En la formación de un enlace químico, la energía total del sistema (moléculas) es menor que la energía de los componentes (átomos), es decir, EAB.<ЕА+ЕB.

La valencia es la propiedad del átomo del elemento químico para colocar o reemplazar un cierto número de átomos de otro elemento. Desde este punto de vista, la valencia atómica es más fácil de determinar por el número de átomos de hidrógeno que forman enlaces químicos, o el número de átomos de hidrógeno sustituidos por un átomo de este elemento.

Con el desarrollo de ideas mecánicas cuánticas sobre el átomo, la valencia comenzó a determinar el número de electrones no paralizados involucrados en la formación de enlaces químicos. Además de los electrones no paralizados, la valencia del átomo también depende de la cantidad de orbitales vacíos y completamente llenos de la capa electrónica de valencia.

La energía de la comunicación es la energía que se libera durante la formación de una molécula de átomos. La energía de comunicación generalmente se expresa en kj / mol (o kcal / mol). Esta es una de las características más importantes del enlace químico. Más estable es un sistema que contiene menos energía. Se sabe, por ejemplo, que los átomos de hidrógeno buscan unirse en la molécula. Esto significa que el sistema que consiste en moléculas H2 contiene menos energía que un sistema que consiste en el mismo número de n átomos, pero no se combina en la molécula.

Higo. 2.1 La dependencia de la energía potencial E del sistema de dos átomos de hidrógeno a partir de la distancia intersticial R: 1, en la formación de un enlace químico; 2 - Sin su formación.

La Figura 2.1 muestra la curva de energía característica de interactuar los átomos de hidrógeno. El acercamiento de los átomos está acompañado por la liberación de energía, que será mayor, cuanto más giran las nubes electrónicas. Sin embargo, en condiciones normales, debido a la repulsión de Coulomb, es imposible lograr la fusión de los núcleos de dos átomos. Por lo tanto, en cierta distancia en lugar de atracción de átomos, se producirá repulsión. Por lo tanto, la distancia entre los átomos R0, que corresponde al mínimo en la curva de energía, corresponderá a la longitud del enlace químico (curva 1). Si los giros de los electrones en los átomos de hidrógeno que interactúan son los mismos, entonces se producirá la repulsión (Curva 2). La energía de comunicación para diferentes átomos varía en el rango de 170-420 kJ / mol (40-100 kcal / mol).

El proceso de transición de electrones a un suito o nivel de energía superior (es decir, el proceso de excitación o chispas, que se mencionó anteriormente) requiere costos de energía. En la formación de un enlace químico, se libera energía. Para que el enlace químico sea estable, es necesario que un aumento en la energía del átomo debido a la excitación sea menor que la energía del enlace químico resultante. En otras palabras, es necesario que los costos de energía para la excitación de los átomos fueron compensados \u200b\u200bpor la liberación de energía a través de la formación de la comunicación.

Bono químico, a excepción de la energía de la comunicación, se caracteriza por una longitud, multiplicidad y polaridad. Para una molécula que consta de más de dos átomos, los valores de los ángulos entre los enlaces y la polaridad de la molécula en su conjunto son esenciales.

La multiplicidad de la comunicación está determinada por el número de pares electrónicos que se unen a dos átomos. Por lo tanto, en etano H3C-CH3, la conexión entre los átomos de carbono es soltera, en etileno H2C \u003d CH2 - doble, en acetileno naºСН - triple. Con un aumento en la multiplicidad de la comunicación, la energía de unión aumenta: la energía de comunicación C-C es 339 KJ / mol, c \u003d c - 611 kj / mol y CºC - 833 KJ / MOL.

El enlace químico entre los átomos se determina por las nubes electrónicas superpuestas. Si la superposición se produce a lo largo de la línea que conecta los núcleos de los átomos, entonces tal conexión se llama un enlace Sigma (σ-Bond). Puede formarse debido a dos electrones S, S- y P-electrones, dos electrones PX-electrones, S y D electrones (por ejemplo):

El enlace químico realizado por un solo E-pair se llama soltero. La conexión única es siempre σ-enlace. El tipo orbital S puede formar solo σ-Bonds.

La conexión de dos átomos se puede llevar a cabo por más de un par de electrones. Esta conexión se llama múltiple. Un ejemplo de la formación de una comunicación múltiple puede ser una molécula de nitrógeno. En la molécula de nitrógeno, el PX-orbital forma un σ-enlace. En la formación de comunicación, los orbitales de PZ surgen dos áreas.
superposición - arriba y debajo del eje X:

Dicha conexión se llama PI-BONE (π-comunicación). La aparición de π-enlace entre dos átomos se produce solo cuando ya están conectados por σ-bond. El segundo enlace π en la molécula de nitrólice forma los átomos ru-orbitales. En la formación de π-Bonds, las nubes electrónicas se superponen menos que en el caso de σ-Bonds. Como consecuencia, la relación π suele ser menos duradera que los σ enlaces formados por el mismo orbital atómico.

los orbitales p pueden formar comunicaciones σ y π; En múltiples conexiones, una de ellas es necesariamente σ-Bond :.

Por lo tanto, en una molécula de nitrógeno de tres conexiones, un-σ-bond y dos π-bonds.

La longitud de la conexión es la distancia entre los núcleos de los átomos unidos. Las longitudes de los enlaces en varios compuestos tienen los valores de las décimas del nanómetro. Con un aumento en la multiplicidad de la longitud de los enlaces, se reduce: las longitudes de los bonos N-N, N \u003d N y NºN son iguales a 0.145; 0.125 y 0.109 nm (10-9 m), y las longitudes de los bonos C-C, C \u003d C y CºC son iguales, respectivamente, 0.154; 0.134 y 0.120 nm.

Entre los diferentes átomos, el enlace neto covalente puede manifestarse si la electronegravia (EO) de 1 átomos es la misma. Moléculas tailandesas electrosimétricas, es decir,. Los "Centros de gravedad" de cargos positivos de los núcleos de los núcleos y los electrones negativos coinciden en un momento, por lo que se llaman no polar.

Si los átomos de conexión tienen una EO diferente, la nube electrónica ubicada entre ellos se desplaza de una posición simétrica más cercana al átomo con mayor EO:

El desplazamiento de la nube de electrones se llama polarización. Como resultado de una polarización unilateral, los centros de gravedad de los cargos positivos y negativos en la molécula no coinciden en un punto, se produce una cierta distancia (L) entre ellos. Tales moléculas se llaman polar o dipolos, y la relación entre los átomos en ellos se llama polar.

El enlace polar es un tipo de enlace covalente, que ha sufrido una polarización insignificante de un lado. La distancia entre los "Centros de gravedad" de cargos positivos y negativos en la molécula se llama dipole de largo. Naturalmente, cuanto mayor sea la polarización, mayor será la longitud del dipolo y la polaridad de las moléculas. Para estimar la polaridad de las moléculas generalmente use un momento de dipolo constante (MR), que es un producto de la magnitud de la carga eléctrica elemental (E) para la longitud del dipolo (L), es decir, .

Los momentos de dipolo se miden en el debate D (D \u003d 10-18 e. Art. ONU. × CM, porque la carga elemental es 4.810-10 El. Art º., Y la longitud del dipolo es en promedio igual a la Distancia entre los dos núcleos de átomos, aquellos. 10-8 cm) o culómetros (CL × M) (1 D \u003d 3.33 · 10-30 KL × M) (Carga de electrones 1.6 · 10-19 Cl multiplicado por distancia entre los cargos, Por ejemplo, 0.1 nm, luego MR \u003d 1.6 · 10-19 × 1 × 10-10 \u003d 1.6 · 10-29 Cl · M). Los momentos dipolos permanentes de las moléculas tienen cero a 10 d.

En moléculas no polares L \u003d 0 y MP \u003d 0, es decir, No tienen un momento dipolo. Moléculas polares MR\u003e 0 y alcanza los valores de 3.5 - 4.0 D.

Con una diferencia muy alta en EO en los átomos, hay una polarización clara de un lado: la nube electrónica de comunicación se desplaza al máximo hacia un átomo de la EO más grande, los átomos se pasan a iones cargados opuestos y se produce una molécula iónica:

El enlace covalente se vuelve iónico. Las moléculas de electroxyimétrica aumentan, la longitud del dipolo aumenta, el momento del dipolo aumenta a 10 d.

El momento total del dipolo de la molécula compleja puede considerarse una suma de vector igual de los momentos de dipolo de las conexiones individuales. El momento del dipolo generalmente se toma para ser dirigido del extremo positivo del dipolo a lo negativo.

Puede predecir la polaridad de la comunicación utilizando los átomos de EO relativos. Cuanto mayor sea la diferencia entre la EE relativa de los átomos, más fuerte se expresa la polaridad: DEO \u003d 0 - Bono covalente no polar; DEO \u003d 0 - 2 - Bono covalente polar; DEO \u003d Conexión de 2 - ION. Es más correcto hablar sobre el grado de comunicación iónica, ya que la comunicación no es ion en un 100%. Incluso en la conexión del CSF, la conexión ION es solo del 89%.

El enlace químico derivado de la transición de electrones del átomo al átomo se llama iónico, y las moléculas de compuesto químico correspondientes son ion. Para compuestos iónicos en estado sólido, se caracteriza una celosía de cristal de iones. En el estado fundido y disuelto, realizan corriente eléctrica, tienen un alto punto de fusión y ebullición y un momento dipolo significativo.

Si consideramos los compuestos de los elementos de cualquier período con el mismo elemento, entonces a medida que se mueve desde el principio hasta el final del período, una naturaleza predominantemente iónica de la comunicación se reemplaza por covalent. Por ejemplo, en fluoruros del 2º período de vida, BEF2, CF4, NF3, OF2, F2, el grado de ionicidad de la comunicación contra el fluoruro de litio se debilita gradualmente y se sustituye por un enlace covalente típico en la molécula de flúor.

Por lo tanto, la naturaleza del enlace químico es uno: la diferencia fundamental en el mecanismo de la aparición de corbatas polares e iónicas covalentes no lo es. Estas relaciones difieren solo por el grado de polarización de la nube electrónica de la molécula. Las moléculas que llegan se caracterizan por las longitudes de dipolo y los valores de los momentos de dipolo constantes. En la química, el valor del momento del dipolo es muy grande. Como regla general, mayor será el momento del dipolo, mayor será la reactividad de las moléculas.

Mecanismos de educación de comunicación química.

En el método de valencia, se distinguen los mecanismos de intercambio y aceptores de donantes para la formación de un enlace químico.

Mecanismo intercambiable. El mecanismo de intercambio de la formación de enlaces químicos incluye casos cuando se encuentra en la formación de un par electrónico de cada átomo, se involucra un electrón.

En H2, LI2, las moléculas de Na2 se forman debido a los S-electrones no pareados de átomos. En las moléculas F2 y CL2, debido a los electrones P no liquidados. En las moléculas de comunicación de HF y HCL, se forman electrones de hidrógeno S y los electrones P de halógeno.

Una característica de la formación de compuestos en el mecanismo de intercambio es la saturación, lo que muestra que las formas del átomo no son ninguna, sino un número limitado de conexiones. Su número, en particular, depende de la cantidad de electrones de valencia no pareados.

De las células cuánticas N y H, se puede ver que el átomo de nitrógeno tiene 3

electrón no pareado, y un átomo de hidrógeno es uno. El principio de saturación indica que el compuesto sostenible debe ser NH3, y no NH2, NH o NH4. Sin embargo, hay moléculas que contienen un número impar de electrones, por ejemplo, no, NO2, CLO2. Todos ellos se caracterizan por una mayor reactividad.

En ciertas etapas de reacciones químicas, se pueden formar grupos noaturados Valeno, que se denominan radicales, por ejemplo, H, NH2, O, CH3. La reactividad de los radicales es muy alta y, por lo tanto, el tiempo de su existencia suele ser pequeño.

Mecanismo de donante-aceptor

Se sabe que los compuestos saturados valentados de amoniaco NH3 y Bora Trifluoride BF3 reaccionan entre sí por reacción

NH3 + BF3 \u003d NH3BF3 + 171.4 KJ / MOL.

Considere el mecanismo de esta reacción:

Se puede ver que de los cuatro orbitales del boro tres se resuelve, y se mantiene vacante. En la molécula de amoníaco, se rellenan los cuatro orbitales de nitrógeno, de los cuales tres, en el mecanismo de cambio de los electrones de nitrógeno y hidrógeno, y uno contiene un par electrónico, que pertenece al nitrógeno. Dicha pareja electrónica se llama un par electrónico sin medios. La formación del compuesto H3N · BF3 se produce debido al hecho de que el par de vapor electrónico de amoníaco ocupa un orbital vacante de fluoruro de boro. En este caso, la energía potencial del sistema disminuye y se distingue una cantidad equivalente de energía. Dicho mecanismo de educación se denomina aceptora donante, donante, un átomo de este tipo, lo que le da a su parecón electrónico para formar una comunicación (en este caso, un átomo de nitrógeno); Un átomo que proporciona un orbital vacante toma un par electrónico, se llama aceptador (en este caso, el átomo de boro). La comunicación de los donantes aceptantes es un tipo de enlace covalente.

En el compuesto H3N · BF3 nitrógeno y boro - tetravalente. El átomo de nitrógeno aumenta su valencia de 3 a 4 como resultado del uso de un par electrónico sin medios para la formación de un enlace químico adicional. El átomo de boro aumenta la valencia debido a la presencia del orbital libre en su nivel electrónico de valencia. Por lo tanto, la valencia de los elementos se determina no solo por el número de electrones no parrillados, sino también la presencia de pares electrónicos marginales y orbitales libres en el nivel de valencia electrón.

Un campeonato más fácil de unión químico para un mecanismo de aceptores de donantes es la reacción de amoníaco con iones de hidrógeno:

. El orbital vacío del ión de hidrógeno es jugado por un aceptor de un par electrónico. En el átomo de nh4 + nh4 + nitrógeno de amonio.

El foco de los enlaces y la hibridación de los órbitales atómicos.

Una característica importante de una molécula que consiste en más de dos átomos es su configuración geométrica. Está determinado por la disposición mutua de los orbitales atómicos involucrados en la formación de enlaces químicos.

Las nubes electrónicas superpuestas son posibles solo con una cierta orientación mutua de nubes electrónicas; En este caso, el área superpuesta se encuentra en una determinada dirección en relación con los átomos interactivos.

Cuando se forma la conexión ION, el campo eléctrico del iones tiene simetría esférica y, por lo tanto, la conexión iónica no posee ni saturación.

kch. \u003d 6 kch. \u003d 6.

El ángulo entre los enlaces en la molécula de agua es de 104.5. Se puede explicar sobre la base de representaciones cuánticas mecánicas. Circuito electrónico del átomo de oxígeno 2S22P4. Dos orbitales p no paralizados están dispuestos en un ángulo del 90 entre sí: la superposición máxima Las nubes electrónicas de S-Orbitales de átomos de hidrógeno con un átomo de oxígeno orbital P en caso de que los bonos se encuentren en un ángulo de 90 para . En la molécula de agua, la conexión es O - N Polarna. En el átomo de hidrógeno, una carga positiva efectiva Δ +, en un átomo de oxígeno - Δ-. Por lo tanto, un aumento en el ángulo entre los enlaces a 104,5 \\ se debe a la barrera de los cargos positivos efectivos de los átomos de hidrógeno, así como las nubes electrónicas.

La electricidad del azufre es significativamente menor que el oxígeno EO. Por lo tanto, la polaridad del enlace H -S en H2S es menor que la polaridad del N-O en H2O, y la longitud del H-S (0.133 NM) es mayor que el N-O (0,56 nm) y el ángulo entre las conexiones se enfoques directamente. Para H2S, es 92O, y para H2SE - 91O.

Por las mismas razones, la molécula de amoníaco tiene una pirámide y un ángulo entre los enlaces de valencia H-N-H más directos (107.3 °). En la transición de NH3 a PH3, ASH3 y SBH3, los ángulos entre los enlaces son 93.3 °, respectivamente; 91.8o y 91,3o.

Hibridación de orbitales atómicos.

Un átomo de berilio emocionado tiene una configuración de 2S12P1, un átomo de boro emocionado - 2S12P2 y un átomo de carbono excitado - 2S12P3. Por lo tanto, se puede suponer que en la formación de conexiones químicas, no pueden participar, sino también en los diversos órbitales atómicos. Por ejemplo, en los compuestos tales como BECL2, BECL3, CCL4 debería ser una resistencia y dirección desigual de la comunicación, y los enlaces σ de P-Orbitales deben ser más duraderos que la comunicación de S-Orbitales, porque Para P-Orbitales hay condiciones más favorables para la superposición. Sin embargo, la experiencia muestra que en las moléculas que contienen átomos centrales con varias valencias orbitales (S, P, D), todos los enlaces son iguales. La explicación de esto se le dio Slater y Paulong. Llegaron a la conclusión de que varios orbitales no difieren en energías forman un número apropiado de orbitales híbridos. Los orbitales híbridos (mixtos) se forman a partir de varios orbitales atómicos. El número de orbitales híbridos es igual al número de órbitales atómicos que participan en la hibridación. Los orbitales híbridos son los mismos en la forma de una nube y energía electrónica. En comparación con los orbitales atómicos, son más alargados en la dirección de la formación de enlaces químicos y, por lo tanto, determinan la mejor superposición de las nubes electrónicas.

La hibridación de los órbitales atómicos requiere costos de energía, por lo que los orbitales híbridos en un átomo aislados son inestables y se esfuerzan por convertirse en un JSC limpio. En la formación de enlaces químicos, los orbitales híbridos estabilizan. Debido a los enlaces más fuertes formados por orbitales híbridos, se libera más energía del sistema y, por lo tanto, el sistema se vuelve más estable.

se produce la hibridación SP, por ejemplo, en la formación de haluros, ZN, CO y HG (II). En la valencia, todos los haluros de metales contienen en los electrones de nivel de energía S y P y los electrones no paralizados. Cuando se forma la molécula, un S- y un P-orbital forma dos orbitales híbridos SP en un ángulo de 180 °.

Los datos experimentales muestran que todos los haluros de ZN, CD y HG (II) son lineales y ambos enlaces tienen la misma longitud.

hibridación SP2. Como resultado de la hibridación de un S-orbital y dos orbitales p, se forman tres orbitales híbridos SP2, ubicados en un plano en un ángulo de 120 ° entre sí.

la hibridación SP3 es característica de los compuestos de carbono. Como resultado de la hibridación de un S-orbital y tres orbitales p, se forman cuatro orbitales híbridos SP3, dirigidos a las partes superiores del tetraedro con un ángulo entre los orbitales 109,5®.

La hibridación se manifiesta en la equivalencia completa de los enlaces de átomo de carbono con otros átomos en compuestos, por ejemplo, en CH4, CCl4, C (CH3) 4, etc.

En la hibridación, no solo S y R-, sino también D- y F-orbitales pueden incluirse.

A la hibridación SP3D2, se forman 6 nubes iguales. Se observa en tales compuestos como.

Las presentaciones sobre la hibridación permiten comprender estas características de la estructura de las moléculas que no se pueden explicar de otra manera.

La hibridación de los órbitales atómicos (AO) conduce a un desplazamiento de la nube de electrones en la dirección de la educación con otros átomos. Como resultado, el área de órbitales híbridos superpuestos resulta ser mayor que para el orbital puro y la fuerza de la comunicación aumenta.

Polarizabilidad y acción polarizadora de iones y moléculas.

En el campo eléctrico, la ión o la molécula se deforma, es decir, Tienen un cambio relativo de núcleos y electrones. Dicha deformabilidad de iones y moléculas se llama polarizabilidad. Dado que los electrones de la capa exterior son los menos asociados firmemente en el átomo, se desplazan principalmente.

La polarizabilidad de los aniones suele ser significativamente más alta que la polarizabilidad de los cationes.

Con la misma estructura de las carcasas electrónicas, la polarizabilidad del iones disminuye a medida que aumenta una carga positiva, por ejemplo, en una fila:

Para los iones de analógicos electrónicos, la polarizabilidad aumenta con un aumento en el número de capas electrónicas, por ejemplo: o.

La polarizabilidad de las moléculas se determina mediante la polarizabilidad de los átomos incluidos en ellos, la configuración geométrica, la cantidad y la multiplicidad de las conexiones, etc. La conclusión sobre la polarizabilidad relativa es posible solo para moléculas de manera similar, diferenciándose en un átomo. En este caso, la diferencia en la polarizabilidad de las moléculas puede ser juzgada por la diferencia en la polarizabilidad de los átomos.

El campo eléctrico se puede crear como un electrodo cargado e ion. Por lo tanto, el iones en sí puede tener una acción polarizadora (polarización) a otros iones o moléculas. La acción polarizadora del iones aumenta con un aumento en su carga y disminución en el radio.

El efecto polarizante de los aniones suele ser significativamente menor que la acción polarizadora de los cationes. Esto se debe a las grandes cantidades de aniones en comparación con los cationes.

Las moléculas tienen un efecto polarizador si son polares; La acción polarizadora es más alta que el momento del dipolo de la molécula.

La habilidad polarizadora aumenta en una fila, porque El radio aumenta el campo eléctrico creado por el iones disminuye.

Comunicaciones de hidrógeno.

El enlace de hidrógeno es un tipo especial de unión química. Se sabe que los compuestos de hidrógeno con no metales fuertemente electronegativos, tales como F, O, N, tienen temperaturas de ebullición anormalmente altas. Si en la fila de H2TE - H2SE - H2S, el punto de ebullición se reduce naturalmente, luego, cuando se cambia de H2S a H2O, hay un salto brusco a un aumento en esta temperatura. La misma imagen se observa en una serie de ácidos halógeno-hidrógeno. Esto indica la presencia de una interacción específica entre las moléculas H2O, las moléculas de HF. Dicha interacción debe impedir las moléculas resultantes entre sí, es decir, Reducir su volatilidad, y, por lo tanto, aumentar el punto de ebullición de las sustancias correspondientes. Debido a la gran diferencia en los enlaces químicos de EO H-F, H-O, H-N están muy polarizados. Por lo tanto, el átomo de hidrógeno tiene una carga efectiva positiva (Δ +), y en los átomos F, O y N es un exceso de densidad de electrones, y se cobran negativamente (D-). Debido a la atracción de Coulomb, se produce el átomo de hidrógeno cargado positivamente de una molécula con un átomo electronegativo de otra molécula. Gracias a esto, las moléculas se sienten atraídas entre sí (se marcan los enlaces de hidrógeno).

El hidrógeno se llama un enlace de este tipo, que está formado por el átomo de hidrógeno, que forma parte de una de dos partículas conectadas (moléculas o iones). La energía del enlace de hidrógeno (21-29 kJ / mol o 5-7 kcal / mol) es aproximadamente 10 veces menos que la energía del enlace químico habitual. Sin embargo, el enlace de hidrógeno determina la existencia de moléculas diméricas (H2O) 2, (HF) 2 y ácido fórmico en pares.

En una serie de combinaciones de HF, HO, HN, ATOMS HCL, HS, gotas de energía de la comunicación de hidrógeno. También disminuye con un aumento de la temperatura, por lo que las sustancias en estado de vapor muestran una relación de hidrógeno solo en un pequeño grado; Es característico de las sustancias en estados líquidos y sólidos. Tales sustancias como el agua, el hielo, el amoníaco líquido, los ácidos orgánicos, los alcoholes y los fenoles se asocian en dímeros, trímeros y polímeros. En estado líquido, el dímero más estable.

Interacciones intermoleculares

Anteriormente, se consideraron las conexiones causadas por la formación de moléculas de los átomos. Sin embargo, también hay interacción entre las moléculas. Es la causa de la condensación de gases y conviértalos en cuerpos líquidos y sólidos. La primera redacción de las fuerzas de la interacción intermolecular se dio en 1871. Van der Waals. Por lo tanto, obtuvieron el nombre de las fuerzas de Vanderwals. Las fuerzas interactivas intermoleculares se pueden dividir en orientación, inducción y dispersión.

Las moléculas polares debido a la interacción electrostática de las extremos de la varianza de dipolos están orientados con el espacio para que los extremos negativos de los dipolos de algunas moléculas se vuelvan positivas.

los extremos de los dipolos de otras moléculas (interacción intermolecular de orientación).

La energía de esta interacción está determinada por la atracción electrostática de dos dipolos. Cuanto más dipolo, más fuerte, la atracción intermolecular (H2O, HCL).

El movimiento de calor de las moléculas evita la orientación mutua de las moléculas, por lo que con la temperatura creciente, el efecto de orientación se está debilitando. La interacción de inducción también se observa en sustancias con moléculas polares, pero generalmente es significativamente más débil que la oriental.

La molécula polar puede aumentar la polaridad de la molécula vecina. En otras palabras, un dipolo de otra molécula puede aumentar bajo la influencia de un dipolo, y una molécula no polar puede convertirse en polar:

b.

El momento del dipolo aparece como resultado de la polarización por otra molécula o ion se llama momento dipolo inducido, y la inducción en sí misma es la inducción. Por lo tanto, la interacción de inducción de las moléculas siempre debe superponerse sobre la interacción orientativa.

En caso de moléculas no polares (por ejemplo, gases H2, N2 o nobles), la interacción oriental e inducción está ausente. Sin embargo, se sabe que se queman hidrógeno, nitrógeno y gases nobles. Para explicar estos hechos, Londres ha introducido el concepto de las fuerzas de dispersión de la interacción intermolecular. Estas fuerzas interactúan entre cualquier átomos y moléculas, independientemente de su estructura. Son causados \u200b\u200bpor momentos instantáneos de dipolo acordados en un gran grupo de átomos:

En cada momento dado, la dirección del dipolo puede ser diferente. Sin embargo, su emergencia acordada garantiza fuerzas de interacción débiles que conducen a la formación de líquidos y sólidos. En particular, determina la transición de gases nobles a bajas temperaturas en un estado líquido.

Por lo tanto, el componente más pequeño entre las fuerzas que actúa entre las moléculas es la interacción de la dispersión. Entre las moléculas con una pequeña polaridad o no polaridad (CH4, H2, HI) por las fuerzas actuales son principalmente dispersivas. Cuanto mayor sea el momento del dipolo de las moléculas de propiedad, mayor será la fuerza de orientación de la interacción entre ellos.

En una serie de sustancias similares, la interacción de la dispersión aumenta con un aumento en el tamaño de los átomos que constituyen las moléculas de estas sustancias. Por ejemplo, en HCl, la participación de las fuerzas de dispersión representa el 81% de toda la interacción intermolecular, para el HBR, este valor es del 95%, y para el HI - 99.5%.

Descripción de la comunicación química en el método de los orbitales moleculares (MO)

El método del sol es ampliamente utilizado por químicos. Como parte de este método, se considera una molécula grande y compleja como consistente en conexiones separadas de dos centros y dos electrones. Se asume que los electrones causados \u200b\u200bpor un enlace químico se localizan (ubicados) entre dos átomos. Para la mayoría de las moléculas, el método del sol se puede aplicar con éxito. Sin embargo, hay una serie de moléculas a las que este método no es aplicable o sus conclusiones están en contradicción con la experiencia.

Se ha establecido que, en algunos casos, el papel definitorio en la formación de enlaces químicos no es jugado por pares electrónicos, sino electrones separados. La posibilidad de comunicación química con un electrón indica la existencia de ion. Cuando este ion está formado por el átomo de hidrógeno y el iones de hidrógeno, la energía se resalta en 255 kJ (61 kcal). Por lo tanto, el enlace químico en el ion es bastante duradero.

Si intenta describir el enlace químico en la molécula de oxígeno utilizando el método SUN, llegaremos a la conclusión de que, en primer lugar, debe ser doble (σ y P-comunicaciones), en segundo lugar, en la molécula de oxígeno, todos los electrones deben ser emparejado, t .. La molécula de O2 debe ser diamagnética. [En sustancias diamagnéticas, los átomos no tienen un momento magnético constante y la sustancia se empuja fuera del campo magnético. La sustancia paramagnética se llama átomos de los cuales o las moléculas tienen un momento magnético, y tiene una propiedad que se debe introducir en un campo magnético]. Los datos experimentales muestran que en energía, la conexión en la molécula de oxígeno es realmente doble, pero la molécula no es un diamagnético, sino paramagnética. Tiene dos electrones no paralizados. El método del sol es impotente para explicar este hecho.

La mejor manera de cuántico la interpretación mecánica de un enlace químico se considera actualmente el método de los orbitales moleculares (MO). Sin embargo, es mucho más complicado por el método del sol y no es tan visualmente como el último.

El método MO considera todos los electrones de la molécula en los orbitales moleculares. En la molécula, el electrón se encuentra en un determinado MO descrito por la función de onda correspondiente ψ.

Tipos de MO. Cuando se acerca el electrón de un átomo, al acercarse, entra en el alcance del otro átomo, la naturaleza del movimiento y, en consecuencia, se cambia la función de onda del electrón. En la molécula resultante, las funciones de las olas o el orbital de electrones, son desconocidos. Hay varias formas de determinar el tipo de MO de acuerdo con el conocido JSC. La mayoría de las veces, MO se obtiene mediante una combinación lineal de órbitales atómicos (LCAO). El principio de Pauli, la regla de Gund, el principio de menor energía es válido para el método MO.

Higo. 2.2 La formación de órbitales moleculares de unión y desgarro de los orbitales atómicos.

En la forma gráfica simple de MO, como LCAO, puede obtener, plegar o restar las funciones de onda. La Figura 2.2 presenta la formación de unión y desgarro de la MO del JSC inicial.

AO puede formar MO si las energías del JSC correspondiente están cerca de la magnitud y AO tienen la misma simetría en relación con el eje de enlace.

Las funciones de onda, o orbital, hidrógeno 1s pueden administrar dos combinaciones lineales, una cuando la adición, la otra, cuando se restan (Fig. 2.2).

Cuando las funciones de onda están plegadas, entonces en el área de la superposición de la densidad de la nube de electrones, proporcional a ψ2, se vuelve más grande, entre los átomos de los átomos crea un exceso de carga negativa y los núcleos atómicos se sienten atraídos. MO, obtenido agregando las funciones de onda de los átomos de hidrógeno, se llama unión.

Si las funciones de onda se deducen, entonces en el área entre los átomos de los núcleos, la densidad de la nube de electrones se vuelve igual a cero, la nube electrónica se "empuja" del área entre los átomos. El MO resultante no puede unir los átomos y se llama desgarro.

Dado que los órbitales S-Orbitales de hidrógeno solo forman σ enlaces, el MO obtenido se designa σc y σr. MO, formado por 1S-orbital atómico, está indicado por ΣCV1S y ΣP1S.

En el ligado MO Potencial (y completo) La energía de los electrones resulta ser menor que en JSC, pero en un estallido, más. En valor absoluto, el aumento en la energía de los electrones en los órbitales llorosos es algo más grande que la reducción de la energía en los orbitales de unión. El electrón, que está en los orbitales de unión, proporciona un enlace entre los átomos, estabilizando la molécula, y el electrón del orbital desgarrante desestabiliza la molécula, es decir. La conexión entre los átomos se debilita. ERAZR. \u003e Eru.

MO se forma a partir de orbitales de 2p de la misma simetría: unión y desgarro σ-orbital a partir de orbitales 2P ubicado a lo largo del eje x. Se indican por σcv2r y σp2r. Los orbitales p encuadernación y desgarro se forman a partir de orbitales de 2pz. Se indican, respectivamente, ™ 2PZ, πP2PZ. De manera similar, está formado Все2ру y Ир2u-orbital.

Llenando mo. El llenado de MO Los electrones se produce para aumentar la energía de los orbitales. En el caso de MO tiene la misma energía (o π-orbital), entonces el relleno se produce de acuerdo con la regla de HINDA, de modo que el momento del giro de la molécula sea el más grande. Cada mes, como atómico, puede acomodar dos electrones. Como se señaló, las propiedades magnéticas de los átomos o las moléculas dependen de la presencia de electrones no pareados: si hay electrones no paralizados en la molécula, entonces es paramagnético si no hay diamagnético.

Considera el ion.

Desde el esquema se puede ver que el único electrón está situado por σcv - mo. Se forma un compuesto constante con una energía de comunicación de 255 kJ / mol, longitud de comunicación - 0.106 nm. Ion molecular paramagnético. Si asumimos que la multiplicidad de la comunicación, como en el método del Sol, se determina por el número de pares electrónicos, entonces la multiplicidad de la comunicación es igual a ½. Crea el proceso de educación de la siguiente manera:

Esta entrada significa que en σcv de MO formado a partir de 1S AO es un electrón.

Una molécula de hidrógeno ordinaria ya contiene dos electrones con giros opuestos en Σcv1s-orbital :. La energía de comunicación en H2 es mayor que en - 435 kJ / mol, y la longitud de la comunicación (0.074 nm) es menor. La molécula H2 tiene una sola conexión, una molécula diamagnética.

Higo. 2.3. Diagrama de energía de AO y MO en el sistema de sus dos átomos de hidrógeno.

ION MOLECULAR (+ HE + ® él + 2 [(SSV1S) 2 (SP1S) 1]) tiene un electrón a ΣSR.1S-orbital. La energía de la comunicación B - 238 kJ / mol (en comparación con H2 bajó), y la longitud de la comunicación (0,108), aumentó. La multiplicidad del enlace es igual a ½ (la multiplicidad de la conexión es igual a la mitad de la diferencia del número de electrones en los orbitales de encuadernación y desgarro).

La hipotética molécula HE2 tendría dos electrones en el σCV1s orbital y dos electrones en el σр1s orbital. Dado que una administración de electrones destruye el efecto de unión en electrones en la unión orbital, entonces la molécula HE2 no puede existir. El método del sol también conduce a la misma salida.

A continuación se muestra el orden de llenar los modelos de electrones en la formación de moléculas por los elementos II del período. De acuerdo con los esquemas de la molécula B2 y O2, paramagnética y la molécula de V2, no pueden existir.

La formación de moléculas de los átomos de los elementos II se puede registrar de la siguiente manera (K - Capas electrónicas internas):

Propiedades físicas de las moléculas y MMO.

La existencia de un montón de vinculación y desgarro se confirma mediante las propiedades físicas de las moléculas. El método MO le permite prever que si, en la formación de una molécula de átomos, los electrones en la molécula caen en los orbitales de unión, entonces los potenciales de ionización de las moléculas deben ser mayores que los potenciales de la ionización atómica, y si los electrones caen en la hornada orbital, luego viceversa.

Por lo tanto, los potenciales de ionización de las moléculas de hidrógeno y nitrógeno (orbitales de unión) - 1485 y 1500 kJ / mol, respectivamente, más que los potenciales de la ionización de los átomos de hidrógeno y nitrógeno - 1310 y 1390 kJ / mol, y los potenciales de ionización de las moléculas de oxígeno y flúor (orbitales de lágrimas) - 1170 y 1523 kJ / mol - menor que el de los átomos correspondientes - 1310 y 1670 kJ / mol. Cuando la ionización de las moléculas, la resistencia de la comunicación disminuye si el electrón se elimina del orbital de unión (H2 y N2), y aumenta si el electrón se retira del orbital desgarrado (O2 y F2).

Moléculas de doble color con diferentes átomos.

MO Para las moléculas con varios átomos (NO, CO) se basa de la misma manera si los átomos iniciales no son muy diferentes de los valores de los potenciales de ionización. Para la molécula de CO, por ejemplo, tenemos:

La energía del átomo de oxígeno de un átomos está por debajo de las energías de los respectivos orbitales de carbono (1080 kJ / mol), están ubicados más cerca del kernel. Los electrones existentes en los átomos iniciales en las capas exteriores 10 de los electrones llenan los orbitales de unión SSV2S, y desgarrando SP2S y la unión, y PS2RY, Z-orbital. La molécula C resulta ser isoelectrónica con una molécula N2. La energía vinculante de los átomos en la molécula de CO (1105 kJ / mol) es incluso mayor que en la molécula de nitrógeno (940 kJ / mol). Longitud de comunicación C-O - 0.113 NM.

No. de la molécula

tiene un electrón en un orbital para hornear. Debido a esto, la energía sin comunicación (680 kJ / mol) es menor que la de N2 o CO. La eliminación de un electrón en la molécula sin molécula (la ionización a la forma no +) aumenta la energía de unión de los átomos de hasta 1050-1080 kJ / mol.

Considere la formación de MO en la molécula de fluoruro de HHF HF. Dado que el potencial de ionización de flúor (17.4 EV o 1670 kJ / mol) es mayor que el de hidrógeno (13.6 EV o 1310 KJ / mol), los orbitales de flúor 2p tienen menos energía que 1S-hidrógeno orbital. Debido a la gran diferencia en las energías del orbital 1S del átomo de hidrógeno y el orbital 2S del átomo de flúor no interactúan. Por lo tanto, el flúor orbital 2S se convierte sin un cambio en la energía de MO en HF. Tales orbitales se denominan un interministro. 2RU- y 2RZ -Orbital Fluorine tampoco pueden interactuar con el orbital de hidrógeno 1S debido a la diferencia en la simetría en relación con el eje de enlace. También se convierten en un MO inconsciente. El MO de unión y desajuste se forman a partir de 1S hidrógeno orbital y 2pc-flúor orbital. Los átomos de hidrógeno y flúor están conectados por un enlace de dos electrones con un 560 kJ / mol.

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Figura 1. Elementos de radios orbitales (R a) y la longitud del enlace químico de una sola electrónica (D)

El enlace químico de una sola electrónica es creado por un solo electrón de valencia. Resulta que un electrón es capaz de sostener dos iones cargados positivamente en un solo todo. En una conexión de una sola electrónica, las fuerzas de la repulsión de las partículas cargadas positivamente son compensadas por las fuerzas de la atracción de las partículas de estas partículas a un electrón cargado negativamente. El electrón de valencia se vuelve común a dos núcleos moléculas.

Ejemplos de tales compuestos químicos son iones moleculares: H 2 +, LI 2 +, NA 2 +, K 2 +, RB 2 +, CS 2 +:

El enlace covalente polar ocurre en las moléculas de dióxido heteroánicas (Fig. 3). El vapor de bloqueo de unión en el enlace químico polar está cerca del átomo con un primer potencial de ionización superior.

La estructura espacial de las moléculas polares La distancia D entre los núcleos atómicos puede considerarse aproximadamente como la suma de los radios covalentes de los átomos correspondientes.

Características de algunas sustancias polares.

El cambio del par de electrones a uno de los núcles de la molécula polar conduce a la aparición de un dipolo eléctrico (electrodinámica) (Fig. 4).

La distancia entre los centros de gravedad de los cargos positivos y negativos se llama dipole de largo. La polaridad de la molécula, así como la polaridad de la comunicación, estiman la magnitud del momento del dipolo μ, que es un producto de la longitud del dipolo L por la cantidad de carga electrónica:

Bonos covalentes múltiples

Los enlaces covalentes están representados por compuestos orgánicos insaturados que contienen enlaces químicos dobles y triples. Para describir la naturaleza de los compuestos de no perfección, L.Poling introduce los conceptos de enlaces Sigma y π, hibridación de orbitales atómicos.

La hibridación de poleo para dos electrones de pH S y y dos se les permite explicar la dirección de los enlaces químicos, en particular la configuración tetraédrica de metano. Para explicar la estructura de etileno de cuatro sp 3 - electrones equivalentes del átomo de carbono, es necesario identificar un p-electrón para la formación de una conexión adicional llamada π-comunicación. Al mismo tiempo, los tres orbitales híbridos sp 2-híbridos restantes se encuentran en un plano en un ángulo de 120 ° y forma enlaces básicos, por ejemplo, una molécula plana de etileno (Fig. 5).

En la nueva teoría genuina, todos los electrones de unión se volvieron equivalentes y equivalentes de la línea que conecta el kernel de la molécula. La teoría del vínculo químico curvado de Polneg tuvo en cuenta la interpretación estadística de la función de onda de M. Nació, la correlación electrónica de los electrones de Coulomb. Apareció el sentido físico: la naturaleza del enlace químico está completamente determinada por la interacción eléctrica de los núcleos y los electrones. Cuanto mayor sea los electrones de unión, más pequeños la distancia intersticial y el enlace químico más fuerte entre los átomos de carbono.

Tres comunicaciones químicas centrales.

El desarrollo adicional de las ideas sobre el bono químico le dio a la fisicoquímica estadounidense de U. Lipskomb, que desarrolló la teoría de dos vínculos electrónicos de tres centros y la teoría topológica, lo que permite la estructura de algunos de algunos de algunos hidruros de boro (Boronovodov).

El vapor de electrones en tres enlaces químicos centrados se vuelve común a tres átomos nucleares. En el representante más simple del enlace químico de tres centros, el ión molecular del hidrógeno H 3 + el par electrónico se mantiene en un solo tres protones (Fig. 6).

Fig.7.teberan

La existencia de boranos con sus conexiones de tres electrones de tres electrones con los átomos de hidrógeno "nupcial" violaron la doctrina canónica de la valencia. El átomo de hidrógeno, que previamente consideró un elemento monovalente estándar, resultó que se asociará con los mismos enlaces con dos átomos de boro y se convirtió en un elemento formalmente bivalente. Las obras de U. Lilipsm para descifrar la estructura de Boraganov expandieron las ideas sobre el enlace químico. El Comité Nobel honró al Premio William Nanna Lipovsky en Química para 1976 con la redacción "para estudiar la estructura de boranes (bógidritis), aclarando los problemas de los enlaces químicos).

Comunicaciones químicas multicéntricas.

Fig. 8. Moléculas de ferroceno

Fig. 9. Dibenzolchrom

Fig.10.auransen

Todos los diez enlaces (C-FE) en la molécula de ferroceno son equivalentes, el valor de la distancia entre identidad, FE - C - 2.04 Å. Todos los átomos de carbono en la molécula de ferroceno son estructuralmente y químicamente equivalentes, la longitud de cada unión C-C 1.40 - 1.41 Å (para comparación, en benceno a la longitud de C-C 1.39 Å). Una cáscara de 36 electrónicos ocurre alrededor del átomo de hierro.

Dinámica de la comunicación química

El enlace químico es suficientemente dinámico. Por lo tanto, la comunicación metálica se transforma en covalente en el proceso de la transición de fase durante la evaporación del metal. La transición de metal de sólido a un estado de vapor requiere los costos de grandes cantidades de energía.

En parejas, estos metales consisten prácticamente de moléculas dimensionales homo-inquilinos y átomos libres. Cuando la condensación de vapores metálicos, un enlace covalente se convierte en un metal.

La evaporación de sales con un enlace iónico típico, como el fluoruro de metal alcalino, conduce a la destrucción del acoplamiento iónico y la formación de moléculas de dióxido heteroántico con un enlace polar covalente. Al mismo tiempo, la formación de moléculas diméricas con enlaces de puente es la formación.

Características de los enlaces químicos en las moléculas de fluoruro de metal alcalino y sus dímeros.

Cuando la condensación de vapores de fluoruro de metal alcalino, un enlace covalente polar se transforma en iónico para formar una sal sólida cristalina apropiada.

Mecanismo de la transición covalente en una comunicación de metal.

Fig .11. La relación entre el radio del par electrónico de R E y la longitud del enlace químico COVALENT D

Fig. 12. Orientación de dipolos de moléculas diatómicas y la formación de un fragmento octaédrico distorsionado del grupo durante la condensación de vapores de metal alcalino

Fig.13. Ubicación cúbica centrada en la tabla de núcleos en cristales de metal alcalino y enlace de enlace

La atracción dispersada (fuerza de Londres) causa la interacción interatómica y la formación de moléculas dimensionales homo-tenaz a partir de átomos de metal alcalino.

La formación de un metal de metal covalente de la unión se asocia con la deformación de las carcasas electrónicas de los átomos interactivos: los electrones de valencia crean un par de electrones de unión, cuya densidad electrónica se concentra en el espacio entre los núcleos atómicos de la molécula. Una característica característica de las moléculas de metal alcalino dimensional homo-tenaz es la longitud alta del enlace covalente (3,6-5.8 veces más que la longitud de la comunicación en la molécula de hidrógeno) y la baja energía de su ruptura.

La relación especificada entre RE y D determina la no uniformidad de la distribución de las cargas eléctricas en la molécula: en la parte media de la molécula, se concentra una carga eléctrica negativa del par electrónico de unión, y en los extremos de la molécula. Cargas eléctricas positivas de dos núcleos atómicos.

La distribución desigual de los cargos eléctricos crea condiciones para la interacción de las moléculas debido a las fuerzas de orientación (Fuerzas de Van der Waals). Las moléculas de metal alcalino tienden a navegar de tal manera que las costas resultan ser unas cargas eléctricas más variadoras. Como resultado, las fuerzas de la atracción actúan entre las moléculas. Debido a la presencia de esta última, las moléculas de metal alcalino se acercan cada vez más firmemente entre sí. Al mismo tiempo, existe cierta deformación de cada uno de ellos bajo la acción de los postes más cercanos de las moléculas vecinas (Fig.12).

De hecho, los electrones de unión alectrón de la molécula inicial de dióxido, cayendo en el campo eléctrico de cuatro núcleos atómicos cargados positivamente de las moléculas de metal alcalino, se eliminan del radio orbital del átomo y se liberan.

En este caso, el par electrónico de unión se convierte en un sistema común ya para un sistema con seis cationes. La construcción de la celosía de cristal metal comienza en la etapa de clúster. En la red cristalina de metales alcalinos, la estructura del enlace de unión, que tiene una forma de bipiramida cuadrada plana distorsionada, cuya altura y el techo de la base es igual al valor de la rejilla de traducción constante (FIG. 13).

La magnitud del cristal metálico alcalino constante es significativamente más alto que la longitud del enlace covalente de la molécula de metal alcalino, por lo que se cree que los electrones en el metal están en un estado libre:

La construcción matemática asociada con las propiedades de los electrones libres en el metal generalmente se identifica con la "superficie FERMI", que debe considerarse como una ubicación geométrica donde permanecen electrones, proporcionando la propiedad principal del metal - eléctrico.

Al comparar la condensación de vapores de metal alcalino con un proceso de condensación de gas, por ejemplo, hidrógeno, una característica característica se manifiesta en propiedades de metal. Por lo tanto, si aparecen interacciones intermoleculares débiles en la condensación de hidrógeno, los procesos característicos de las reacciones químicas ocurren durante la condensación del vapor de metal. La condensación de vapores metálicos va a varias etapas y se puede describir mediante el siguiente procesamiento: átomo libre → molécula de doble dueño con un enlace covalente → clúster de metal → metal compacto con una corbata de metal.

La interacción de las moléculas de halogenuro de metal alcalino está acompañado por su dimerización. La molécula dimérica se puede considerar como un cuadrupol eléctrico (Fig. 15). Actualmente, las características principales de los haluros de metales alcalinos son conocidos (longitudes de enlace química y ángulos de valencia entre las conexiones).

Longitud de enlace química y ángulos de valencia en dímeros de haluro de metal alcalino (E 2 x 2) (fase de gas).

E 2 x 2	X \u003d F.		X \u003d cl.		X \u003d br.		X \u003d I.
	d ef, Å		d ecl, Å		d EBR, Å		d ei, 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

En el proceso de condensación, se mejora el efecto de las fuerzas orientativas, la interacción intermolecular está acompañada por la formación de grupos, y luego una sustancia sólida. Los haluros de metal alcalino forman cristales con una rejilla cúbica cúbica y cúbica simple.

El tipo de celosía de cristal y una rejilla de traslación constante para haluros de metal alcalino.

En el proceso de cristalización, se produce un aumento adicional en la distancia interatómica, lo que lleva a una ruptura de electrones del radio orbital de un átomo de metal alcalino y la transmisión de electrones del átomo de halógeno con la formación de los iones correspondientes. Los campos de potencia de los iones se distribuyen uniformemente en todas las direcciones en el espacio. En este sentido, en los cristales de metal alcalino, el campo de potencia de cada iones no coordina un ion con el signo opuesto, como es habitual para representar la conexión de iones (Na + CL,).

En los cristales de los compuestos iónicos, el concepto de moléculas simples de dos chips de tipo Na + CL, y CS + CL, pierde el significado, ya que un ion metálico alcalino está asociado con seis iones de cloro (en cristal de cloruro de sodio) y con ocho cloro. iones (en cristal de cloruro de cesio. Al mismo tiempo, todas las distancias alegres en los cristales son equidistantes.

Notas

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ver también

• Comunicaciones químicas - Artículo de la gran enciclopedia soviética.
• Comunicaciones químicas - Chemport.RU.
• Comunicaciones químicas - Enciclopedia física

El concepto de unión químico es importante en varios campos de química como ciencia. Esto se debe al hecho de que es con su ayuda Los átomos individuales son capaces de conectarse a las moléculas, formando todo tipo de sustancias que, a su vez, son objeto de investigación química.

Con la diversidad de átomos y moléculas, se asocia la aparición de varios tipos de conexiones entre ellos. Para diferentes clases, las moléculas se caracterizan por sus propias características de la distribución de los electrones y, por lo tanto, sus tipos de vínculos.

Conceptos básicos

Comunicación química Llamó un conjunto de interacciones que conducen a la unión de átomos para formar partículas estables de una estructura más compleja (moléculas, iones, radicales), así como agregados (cristales, vidrios y otros). La naturaleza de estas interacciones es de naturaleza eléctrica, y se producen durante la distribución de los electrones de valencia en los átomos que se aproximan.

Valencia adoptada Llame a la capacidad de un átomo particular para formar un cierto número de conexiones con otros átomos. En los compuestos iónicos para el valor de la valencia, se toma el número de electrones dados o adjuntos. En compuestos covalentes, es igual al número de pares electrónicos comunes.

Debajo el grado de oxidación entiende el condicional. La carga que podría estar en el átomo si todos los enlaces covalentes polares tendrían un carácter iónico.

La multiplicidad de llamadas se llama El número de pares electrónicos comunes entre los átomos en consideración.

Las comunicaciones consideradas en diversas secciones de química se pueden dividir en dos tipos de enlaces químicos: aquellos que conducen a la formación de nuevas sustancias (intramoleculares) , I. Los que ocurren entre moléculas (intermoleculares).

Características básicas de la comunicación.

Energía de la comunicación Llame a esa energía que se requiere para romper todas las conexiones disponibles en la molécula. También esta es la energía liberada durante la formación de la comunicación.

Conexión larga Se refieren a una distancia así entre los átomos de núcleos adyacentes en la molécula, en la que se equilibra la fuerza de atracción y repulsión.

Estas dos características del enlace químico de los átomos son una medida de su resistencia: la menor longitud y más energía, la conexión es más fuerte.

Ángulo de valencia Es habitual que llame al ángulo entre las líneas representadas que pasan en la dirección de la comunicación a través de los núcleos de los átomos.

Métodos para describir conexiones.

Los dos enfoques más comunes para la explicación del enlace químico, prestado de la mecánica cuántica:

Método de orbitales moleculares. Considera la molécula como una combinación de electrones y núcleos de átomos, cada uno de los electrones tomados por separado se mueve en el campo de la acción de todos los demás electrones y núcleos. La molécula tiene una estructura orbital, y todos sus electrones se distribuyen sobre estas órbitas. Además, este método se llama MO LKAO, que se descifra como "orbital molecular, una combinación lineal

El método de los vietores. Representa una molécula con un sistema de dos orbitales moleculares centrales. Al mismo tiempo, cada uno de ellos corresponde a una conexión entre los dos átomos en el vecindario de la molécula. El método se basa en las siguientes disposiciones:

1. La formación de unión química se lleva a cabo por un par de electrones con giros opuestos que se encuentran entre los dos átomos en consideración. El par de electrones formados pertenece a dos átomos por igual.
2. El número de conexiones formadas por este o que el átomo es igual al número de electrones no parecidos principalmente y el estado excitado.
3. Si los pares electrónicos no participan en la formación de la comunicación, se llaman regados.

Electricidad

Determinar el tipo de enlace químico en sustancias puede basarse en la diferencia en los valores de la electronegatidad de los componentes de sus átomos. Debajo electricidad Comprenda la capacidad de los átomos para retrasar los pares electrónicos generales (Nube de electrones), que conduce a la polarización de la comunicación.

Hay varias formas de determinar los valores de la negatividad eléctrica de los elementos químicos. Sin embargo, la más aplicada es una escala basada en datos termodinámicos, que se propuso en 1932 por L. Poling.

Cuanto más significativa sea la diferencia en los electronegatos de átomos, más existió su ionicidad. Por el contrario, los valores iguales o cercanos de la electronegilidad indican una naturaleza covalente de la comunicación. En otras palabras, determine qué enlace químico se observa en una molécula, es posible matemáticamente. Para hacer esto, es necesario calcular ΔH - la diferencia de electronegatidad de los átomos por la fórmula: Δh \u003d | x 1 -H. 2 |.

• Si un Δх\u003e 1.7, La conexión es ion.
• Si un 0.5≤Δx≤1.7, Ese enlace covalente es polar.
• Si un Δх \u003d 0. O cerca de ella, entonces el enlace se refiere a un neoplario covalente.

Comunicación de iones

El iónico se llama tal conexión que aparece entre iones o debido al retraso completo del par metálico total de uno de los átomos. En sustancias, este tipo de enlace químico se lleva a cabo por las fuerzas de la atracción electrostática.

Los iones son partículas cargadas formadas a partir de átomos como resultado del apego o devoluciones a los electrones. Si un átomo recibe electrones, se convierte en una carga negativa y se convierte en un anión. Si el átomo da los electrones de valencia, se convierte en una partícula cargada positivamente llamada catión.

Es característico de los compuestos formados por la interacción de los átomos de metales típicos con átomos típicos no metálicos. El proceso principal es el deseo de los átomos para adquirir configuraciones electrónicas sostenibles. Y los metales típicos y no metallam deben, para esto, debe dar o tomar un total de 1-2 electrones que lo hacen fácilmente.

El mecanismo para la formación de un enlace químico de iones en la molécula se considera tradicionalmente en el ejemplo de la interacción de sodio y cloro. Los átomos de metal alcalino le dan fácilmente un electrón, arrastrando el átomo de halógeno. Como resultado, se forman la Na + catión y el anión CL, que se mantienen cerca de la atracción electrostática.

No hay conexión iones ideal. Incluso en compuestos que a menudo se denominan iónicos, no se produce la transición final de los electrones del átomo. La pareja electrónica educada aún permanece en uso general. Por lo tanto, hablan sobre el grado de hiedra de las comunicaciones covalentes.

La conexión ION se caracteriza por dos propiedades principales asociadas entre sí:

• no direccional, es decir, el campo eléctrico alrededor del ion tiene la forma de la esfera;
• insaturación, es decir, el número de iones cargados opuestos, que se pueden acomodar alrededor de cualquier iones, está determinado por sus dimensiones.

Comunicación química covalente

Comunicación formada por las nubes electrónicas superpuestas de átomos no metálicos, es decir, el par electrónico en general se llama un enlace covalente. El número de pares de electrones comunitarios determina la multiplicidad de la comunicación. Por lo tanto, los átomos de hidrógeno están asociados con un solo enlace H ·· H, y los átomos de oxígeno forman una doble conexión sobre :: Acerca de.

Hay dos mecanismos para su educación:

• El intercambio: cada átomo es para la formación de un par común de un electrón: a · + · en \u003d a: b, mientras que los órbitales atómicos externos están involucrados en la comunicación, que se encuentran en un electrón.
• El aceptora donante: para la formación de comunicación, uno de los átomos (donante) proporciona un par de electrones, y el segundo (aceptor) es un orbital libre para su colocación: A +: B \u003d A: B.

Los métodos de las nubes electrónicas superpuestas en la formación de un enlace químico covalente también son diferentes.

1. Derecho. El área de superposición de las nubes se encuentra en una línea imaginaria directa que conecta el kernel de los átomos en consideración. Al mismo tiempo, se forman σ-Bonds. Desde el tipo de nubes electrónicas sometidas a superposición depende del tipo de enlace químico, que se produce: S-S, S-P, P-P, S-D o P-D σ-Bond. En una partícula (molécula o ion) entre dos átomos adyacentes, solo es posible un σ-enlace.
2. Lado. Se lleva a cabo en ambos lados de la línea que conecta los núcleos de los átomos. Esto produce π-enlace, y sus variedades también son posibles: P-P, P-D, D-D. Por separado, σ-bond π-enlace nunca se está formando, puede estar en moléculas que contienen múltiples comunicaciones (dobles y triples).

Propiedades de bonos covalentes

Es ellos que se determinan las características químicas y físicas de los compuestos. Las propiedades principales de cualquier enlace químico en sustancias son su dirección, polaridad y polarizabilidad, así como la saturación.

Direccional Las comunicaciones se deben a las peculiaridades de la estructura molecular de las sustancias y la forma geométrica de sus moléculas. Su esencia es que la mejor superposición de las nubes electrónicas es posible con su orientación en el espacio. Por encima de las formaciones de σ y π-comunicación ya se consideran.

Debajo saturación Comprenda la capacidad de los átomos para formar un cierto número de enlaces químicos en la molécula. El número de enlaces covalentes para cada átomo está limitado por el número de orbitales externos.

Polaridad Las comunicaciones dependen de la diferencia en los valores de la electronegatidad de los átomos. Depende de la uniformidad de la distribución de los electrones entre los núcleos de los átomos. El vínculo covalente en esta característica puede ser polar o no polar.

• Si el par electrónico en general pertenece igualmente a cada uno de los átomos y se encuentra en sus núcleos a la misma distancia, el enlace covalente no es polar.
• Si el par en general de electrones cambia al kernel de uno de los átomos, se forma un enlace químico polar covalente.

Polarizabilidad Se expresa por el desplazamiento de electrones de comunicación bajo la acción de un campo eléctrico externo, que puede pertenecer a otra partícula, enlaces adyacentes en la misma molécula o proceder de fuentes externas de campos electromagnéticos. Entonces, un vínculo covalente bajo su influencia puede cambiar su polaridad.

Bajo la hibridación del orbital, comprenden el cambio en sus formas en la implementación del enlace químico. Esto es necesario para lograr la superposición más efectiva. Hay los siguientes tipos de hibridación:

• sP 3. Una forma de S- y tres p-orbital cuatro orbitales "híbridos" de la misma forma. Se asemeja externamente un tetraedro con un ángulo entre los ejes de 109 °.
• sP 2. Un S- y dos P-orbital forman un triángulo plano con un ángulo entre los ejes de 120 °.
• sp. Una forma de S- y una p-orbital dos orbital "híbrido" con un ángulo entre sus ejes 180 °.

Una característica de la estructura de los átomos de metales es un radio bastante grande y la presencia de una pequeña cantidad de electrones en orbital externo. Como resultado, en tales elementos químicos, la conexión del núcleo y los electrones de valencia es relativamente débil y se rompe fácilmente.

Metal La comunicación se llama tales interacción entre los iones de los átomos de los metales, que se lleva a cabo utilizando electrones deslocalizados.

En las partículas metálicas, los electrones de valencia pueden dejar fácilmente los orbitales externos, como, sin embargo, y ocupar vacantes en ellos. Por lo tanto, en diferentes puntos en el tiempo, una y la misma partícula puede ser un átomo y el ion. Las electrografías que cortanlas se están moviendo libremente por todo el volumen de la red cristalina y realizan un enlace químico.

Este tipo de comunicación tiene similitudes con iones y covalentes. En cuanto a IONIC, se necesitan iones para la existencia de una comunicación metálica. Pero si para la implementación de la interacción electrostática en el primer caso, se necesitan cationes y aniones, en el segundo desempeña el papel de las partículas cargadas negativamente por electrones. Si comparamos una conexión de metal con un covalente, entonces tanto para los electrones generales necesarios. Sin embargo, en contraste con el enlace químico polar, no se localizan entre dos átomos, pero pertenecen a todas las partículas de metal en la red cristalina.

Las propiedades especiales de casi todos los metales están determinados por la conexión de metal:

• la plasticidad está presente debido a la posibilidad de desplazamiento de capas de átomos en una celosía de cristal mantenida por gas electrón;
• brillo de metal, que se observa debido a la reflexión de los rayos de luz de los electrones (en el estado similar en polvo, no hay una red cristalina y, significa moverse en electrones de TI);
• conductividad eléctrica, que se lleva a cabo por el flujo de partículas cargadas, y en este caso los electrones pequeños se mueven libremente entre los principales iones metálicos;
• la conductividad térmica se observa debido a la capacidad de electrones para transferir el calor.

Este tipo de enlace químico a veces se llama intermedio entre la interacción covalente e intermolecular. Si un átomo de hidrógeno tiene un enlace con uno de los elementos altamente electronegativos (como fósforo, oxígeno, cloro, nitrógeno), entonces puede formar una conexión adicional llamada hidrógeno.

Es mucho más débil que todos los tipos de lazos (energía no más de 40 kJ / mol), pero es imposible descuidarlo. Es por eso que el enlace químico de hidrógeno en el diagrama se parece a una línea de puntos.

La aparición de la comunicación de hidrógeno es posible debido a la interacción electrostática del aceor de donantes al mismo tiempo. La gran diferencia en los valores de electronegabilidad conduce a la aparición del exceso de densidad electrónica en los átomos O, N, F, y otros, así como su falta de átomos de hidrógeno. En el caso de que no haya unión química existente entre tales átomos, con una posición bastante cercana, las fuerzas de atracción están activadas. En este caso, el protón es un aceptor de un par electrónico, y el segundo átomo es un donante.

El enlace de hidrógeno puede ocurrir tanto entre moléculas adyacentes, por ejemplo, agua, ácidos carboxílicos, alcoholes, amoníaco y dentro de la molécula, por ejemplo, ácido salicílico.

La presencia de un enlace de hidrógeno entre las moléculas de agua se explica por varias de sus propiedades físicas únicas:

• Los valores de su capacidad de calor, constante dieléctrica, temperaturas de ebullición y fusión de acuerdo con los cálculos deben ser significativamente menos reales, lo que se explica por los límites de las moléculas y la necesidad de gastar energía para romper los enlaces de hidrógeno intermoleculares.
• En contraste con otras sustancias, el volumen de agua aumenta con una disminución de la temperatura. Esto se debe al hecho de que las moléculas ocupan una cierta posición en la estructura cristalina del hielo y se distinguen entre sí por la longitud del enlace de hidrógeno.

Esta relación juega un papel especial para los organismos vivos, ya que su presencia en moléculas de proteínas se determina su estructura especial y, por lo tanto, las propiedades. Además, los ácidos nucleicos, que constituyen la doble hélice de ADN, también están asociados con enlaces de hidrógeno.

Comunicación en cristal

La abrumadora mayoría de cuerpos sólidos tienen una celosía de cristal, una disposición mutua especial de sus partículas que las forman. Al mismo tiempo, se observan frecuentes tridimensionales, y los átomos, las moléculas o los iones se encuentran en los nodos, que están conectados por líneas imaginarias. Dependiendo de la naturaleza de estas partículas y enlaces entre ellos, todas las estructuras de cristal se dividen en atómicas, moleculares, ion y metal.

En los nodos de la red cristalina de iones son cationes y aniones. Además, cada uno de ellos está rodeado por un número estrictamente definido de iones solo con la carga opuesta. Ejemplo típico - cloruro de sodio (NaCl). Para ellos, las altas temperaturas de fusión y la dureza son comunes, ya que hay mucha energía para su destrucción.

En los nodos de la celosía de cristal molecular hay moléculas de sustancias formadas por un enlace covalente (por ejemplo, I 2). Están conectados entre sí la interacción débil Van der Waals, y por lo tanto, tal estructura es fácil de destruir. Tales compuestos tienen temperaturas bajas de ebullición y fusión.

La celosía de cristal atómica forma a los átomos de los elementos químicos con valores de alta valencia. Se asocian con unidades covalentes duraderas, y por lo tanto las sustancias se distinguen por puntos de ebullición altos, fusión y alta dureza. Ejemplo - Diamante.

Por lo tanto, todos los tipos de conexiones disponibles en productos químicos tienen sus propias características que explican las sutilezas de la interacción de las partículas en las moléculas y sustancias. Dependen de las propiedades de los compuestos. Detienen todos los procesos que ocurren en el medio ambiente.

Bono químico covalente, sus variedades y mecanismos de educación. Características de un enlace covalente (polaridad y energía de comunicación). Conexión de iones. Conexión de metal. Comunicaciones de hidrógeno.

La doctrina de la comunicación química es la base de toda la química teórica.

Bajo el enlace químico entiende tal interacción de los átomos, lo que los une a las moléculas, los iones, los radicales, los cristales.

Hay cuatro tipos de enlaces químicos: iónico, covalente, metal e hidrógeno.

La división de los enlaces químicos a los tipos es de naturaleza condicional, ya que todos se caracterizan por una determinada unidad.

La comunicación iónica se puede ver como un caso extremo de comunicación polar covalente.

El bono metálico combina la interacción covalente de los átomos que utilizan electrones comunales y atracción electrostática entre estos electrones y los iones metálicos.

En sustancias, a menudo no hay casos límite de comunicación química (o enlaces químicos puros).

Por ejemplo, $ LIF $ Lithium fluoride se refiere a conexiones iónicas. De hecho, hay un vínculo en $ 80% $ iónico y $ 20% covalente. Por lo tanto, es más correcto, por lo tanto, es obvio, hablar sobre el grado de polaridad (ionicidad) de un enlace químico.

El $ HF-HCL-HBR-HI-HF-HCL-HCB-HBR-HI-HT $ se reduce a $ HF-HCL-HBR-HI-HTH $ el grado de polaridad de la comunicación, porque la diferencia en el poder de La electronegabilidad de los átomos de halógeno y hidrógeno se reduce, y la asociación se vuelve casi no polar $ (EO (H) \u003d 2.1; EO (AT) \u003d 2.2) $.

Los diferentes tipos de enlaces pueden estar contenidos en las mismas sustancias, por ejemplo:

1. basado en: entre átomos de oxígeno e hidrógeno en grupos hidroxo, la conexión de polar covalente, y entre el metal y el hidroxico-iónico;
2. en las sales de ácidos que contienen oxígeno, entre el átomo no metálico y el oxígeno del residuo ácido, el polar covalente, y entre el metal y el residuo ácido, iónico;
3. en sales de amonio, metilmonia, etc. entre nitrógeno e átomos de hidrógeno, polar covalente, y entre iones de amonio o methillammonio y un residuo ácido - iónico;
4. en los peróxidos de metales (por ejemplo, $ NA_2O_2), la conexión entre los átomos de oxígeno es covalente, no polar, y entre el metal y la oxígeno, etc.

Diferentes tipos de conexiones pueden moverse uno a otro:

- Con disociación electrolítica en el agua de compuestos covalentes, una conexión polar covalente se convierte en iónico;

- Con la evaporación de los metales, el enlace de metal se convierte en un covalente no polar, etc.

La causa de la unidad de todos los tipos y tipos de enlaces químicos es su naturaleza química idéntica: interacción electrónica-nuclear. La formación de enlaces químicos en cualquier caso es el resultado de la interacción electrónica-nuclear de los átomos acompañados por la liberación de energía.

Métodos para la educación de comunicaciones covalentes. Características de la comunicación covalent: energía de longitud y comunicación.

El enlace químico covalente es un enlace que surge entre los átomos a través de la formación de pares electrónicos comunes.

El mecanismo de la educación de dicha conexión se puede intercambiar y aceptora donante.

I. Mecanismo intercambiable Actúa cuando los átomos forman pares electrónicos generales debido a la unión de electrones no paralizados.

1) $ H_2 $ - hidrógeno:

La comunicación surge debido a la formación de un par total de electrones de $ s $ -electrones de átomos de hidrógeno (superposición de $ s $ -Rbitales):

2) $ HCL $ - cloruro:

La comunicación surge debido a la formación de un par de electrones generales de $ s- $ y $ P- $ electrones (superposición de $ S-P- $ Orbitales):

3) $ CL_2 $: En la molécula de cloro, se forma un enlace covalente debido a los $ P- $ P- $ electrones (superpuestos $ P-P- $ Orbitales):

4) $ N_2 $: Se forman tres pares electrónicos generales en la molécula de nitrole entre los átomos:

II. Mecanismo de donante-aceptor La formación de una conexión covalente verá el ejemplo de un ion de amonio $ NH_4 ^ + $.

El donante tiene un par electrónico, el aceptor es un orbital libre, que este par puede ocupar. En ion de amonio, los cuatro enlaces con átomos de hidrógeno son covalentes: tres se formaron debido a la creación de pares electrónicos comunes de átomos de nitrógeno y átomos de hidrógeno en el mecanismo de intercambio, uno, de acuerdo con el mecanismo de aceptador de donantes.

Los enlaces covalentes se pueden clasificar de acuerdo con el método de los órbitales electrónicos superpuestos, así como para mostrarlos a uno de los átomos unidos.

Los enlaces químicos resultantes de los órbitales electrónicos superpuestos a lo largo de la línea de comunicación se denominan $ σ $ - Comunicaciones (Sigma Bonds). Sigma-Comunicación es muy duradera.

$ P- $ Orbital se puede superar en dos áreas, formando una conexión covalente debido a la superposición lateral:

Bonos químicos resultantes de la superposición "lateral" de los orbitales electrónicos fuera de la línea de comunicación, es decir, en dos áreas, llamado $ π $ - Comunicaciones (Pi-Bonds).

Por grado de desplazamiento Los pares electrónicos generales a uno de los átomos obligados por un enlace covalente pueden ser polar y notolar.

Enlace químico covalente formado entre átomos con la misma electronegazancia, llamada notolar. Los pares electrónicos no se desplazan a ninguno de los átomos, porque Los átomos tienen la misma EO: la propiedad de retrasar los electrones de valencia de otros átomos a sí mismo. Por ejemplo:

esos. A través de una conexión no polar covalente, se forman moléculas de sustancias simples: no metales. Unión química covalente entre los átomos de los elementos cuya electrónica difiere se llama polar.

Longitud y energía covalentes.

Característica propiedades de bonos covalentes - Su longitud y energía. Comunicación longitud - Esta es la distancia entre los núcleos de los átomos. El enlace químico es el más fuerte que su longitud. Sin embargo, la medida de la fuerza de conexión es energía de la comunicaciónque se determina por la cantidad de energía requerida para la comunicación de ruptura. Generalmente se mide en kj / mol. Por lo tanto, de acuerdo con los datos experimentales, la longitud de comunicación de $ H_2 moléculas, CL_2 $ y $ N_2 $, respectivamente, constituyen $ 0.074, 0.198 $ y $ 0.109 $ nm, y la energía de comunicación es respectivamente $ 436, $ 242 y $ 946 Cj / mol.

Iones. Comunicación de iones

Imaginemos que hay dos átomos: un átomo de un grupo de metal I y un grupo no metálico del grupo. En el átomo de metal en el nivel de energía externo, es el único electrón, y el átomo de Nemmetal es solo un solo electrón, de modo que se completa su nivel externo.

El primer átomo le dará fácilmente al segundo su lejano del núcleo y el electrón relacionado con el electrón, y el segundo le proporcionará un lugar gratuito en su nivel electrónico externo.

Luego, el átomo, desprovisto de uno de sus cargos negativos, se convertirá en una partícula cargada positivamente, y el segundo se convertirá en una partícula cargada negativa debido al electrón resultante. Tales partículas se llaman iones.

El enlace químico que surge entre iones se llama ion.

Considere la formación de esta conexión en el ejemplo de un compuesto de cloruro de sodio bien amable (mesa de sodio):

El proceso de transformación de átomos en iones se muestra en el diagrama:

Dicha conversión de átomos en iones siempre está ocurriendo en la interacción de los átomos de los metales típicos y los no metales típicos.

Considere el algoritmo (secuencia) del razonamiento al registrar la formación de la comunicación iónica, por ejemplo, entre los átomos de calcio y cloro:

Figuras que muestran el número de átomos o moléculas se llaman coeficientesy números que muestran el número de átomos o iones en la llamada de la molécula índices.

Comunicación de metal

Conoceremos cómo interactúan los átomos de los elementos metálicos. Los metales generalmente existen en forma de átomos aislados, pero en forma de un producto, lingote o metal. ¿Qué sostiene los átomos de metal en una sola cantidad?

Los átomos de la mayoría de los metales a nivel externo contienen un pequeño número de electrones - $ 1, 2, 3 $. Estos electrones se separan fácilmente, y en las tesis se convierten en iones positivos. Los electrones separados se mueven de un ion a otro, atándolos a un solo entero. Conexión con iones, estos electrones forman los átomos temporales, luego se van de nuevo y se conectan con otro ion, etc. En consecuencia, en el volumen de metal, los átomos se convierten continuamente en iones y viceversa.

La comunicación en metales entre iones por medio de electrones comunes se llama metálico.

La figura muestra esquemáticamente la estructura del fragmento de metal de sodio.

Al mismo tiempo, un pequeño número de electrones comisionados une a un gran número de iones y átomos.

La comunicación de metal tiene cierta similitud con covalente, ya que se basa en la unión de los electrones externos. Sin embargo, a una conexión covalente, los electrones no pareados externos de solo dos átomos vecinos son comunes, mientras que todos los átomos participan en las comunicaciones metálicas en la publicación de estos electrones. Es por eso que los cristales con un enlace covalente de frágil, y con un metal, como regla, plástico, eléctricamente conductor y tienen un brillo de metal.

El enlace de metal es característico de metales limpios y mezclas de diversos metales: aleaciones en estados sólidos y líquidos.

Comunicaciones de hidrógeno.

El enlace químico entre los átomos de hidrógeno polarizados positivamente de una molécula (o parte de ella) y los átomos polarizados negativamente de los elementos fuertemente electronegativos que tienen un par electrónico de lotismo ($ F, O, N $ y menos a menudo $ y $ y $), Otra molécula (o sus partes) se llama hidrógeno.

El mecanismo para la formación de enlaces de hidrógeno tiene un carácter parcialmente electrostático, parcialmente de los donantes.

Ejemplos de enlaces de hidrógeno intermoleculares:

Si hay tal enlace, incluso las sustancias de bajo peso molecular pueden estar en condiciones normales de líquidos (alcohol, agua) o gases fácilmente licuados (amoníaco, hidrógeno flúor).

Las celosías de cristal molecular tienen vínculos cristalinos moleculares.

Sustancias moleculares y no elásticas. Tipo de celosía de cristal. La dependencia de las propiedades de sustancias de su composición y estructura.

Estructura molecular y no molecular de sustancias.

Ningún átomos o moléculas separados entran en interacciones químicas, sino sustancias. La sustancia en las condiciones dadas puede estar en uno de los tres estados agregados: sólido, líquido o gaseoso. Las propiedades de la sustancia también dependen de la naturaleza del enlace químico entre las partículas generan por partículas - moléculas, átomos o iones. Por tipo de comunicación, se distinguen sustancias de molecular y no ética.

Las sustancias que consisten en moléculas se llaman. sustancias moleculares. Los vínculos entre moléculas en tales sustancias son muy débiles, mucho más débiles que entre átomos dentro de la molécula, y ya a temperaturas relativamente bajas, se rompen: la sustancia se convierte en un líquido y aún más en el gas (sublimación de yodio). Los puntos de fusión y ebullición de sustancias que consisten en moléculas están aumentando con un aumento en el peso molecular.

Las sustancias moleculares incluyen sustancias con una estructura nuclear ($ C, SI, LI, NA, K, CU, FE, W), entre ellos hay metales y no metales.

Considere las propiedades físicas de los metales alcalinos. La resistencia relativamente pequeña de la conexión entre los átomos es causada por una baja resistencia mecánica: los metales alcalinos son suaves, se cortan fácilmente con un cuchillo.

Los tamaños grandes de átomos conducen a una pequeña densidad de metales alcalinos: litio, sodio y potasio incluso más fácil que el agua. En el grupo de metales alcalinos, la temperatura de ebullición y fusión disminuye con un aumento en el número de secuencia del elemento, porque El tamaño de los átomos aumenta, y se relaja.

A sustancias nemolecular Los edificios incluyen compuestos iónicos. La mayoría de los compuestos metálicos con no metales tienen un edificio de este tipo: todas las sales ($ NaCl, K_2SO_4 $), algunas hidruros ($ Lih $) y óxidos ($ CAO, MGO, FEO $), base ($ NaOH, KOH $ $ ). Las sustancias iones (neleculares) tienen altas temperaturas de fusión y ebullición.

Latos de cristal

Se sabe que la sustancia puede existir en tres estados agregados: gaseoso, líquido y sólido.

Sólidos: amorfa y cristalina.

Considere cómo las características de los enlaces químicos en las propiedades de los sólidos afectan las propiedades de los sólidos. Los sólidos se dividen en cristaly Amorfo.

Las sustancias amorfas no tienen un punto de fusión claro, cuando se calienta, se ablandan gradualmente y entran en estado fluido. En estado amorfo, por ejemplo, se ubican plastilina y varias resinas.

Las sustancias cristalinas se caracterizan por la ubicación correcta de esas partículas de las que consisten en: átomos, moléculas y iones, en puntos de espacio estrictamente definidos. Al conectar estos puntos, el marco espacial está formado por líneas rectas, llamada la rejilla de cristal. Los puntos en los que se colocan las partículas del cristal, se llaman nodos de celosía.

Dependiendo del tipo de partículas ubicadas en los ensamblajes de la red cristalina, y la naturaleza de la relación entre ellos se distingue por cuatro tipos de celosías de cristal: iónico, atómico, molecular y metal.

Latos de cristal iónicos.

Iónico Llame a las celosías de cristal, en los nodos de los cuales son iones. Forman sustancias con un enlace iónico, que puede estar relacionado con ambos iones ordinarios $ NA ^ (+), CL ^ (-) $ y complejos $ SO_4 ^ (2-), ^ - $. En consecuencia, las celosías de cristal de iones tienen sales, algunos óxidos y hidróxidos de metales. Por ejemplo, un cristal de cloruro de sodio consiste en alternar iones positivos $ NA ^ + $ y negativos $ CL ^ - $ formando la cuadrícula en forma de un cubo. Los enlaces entre iones en tal cristal son muy estables. Por lo tanto, las sustancias con una celosía de iones se distinguen por una dureza y durabilidad relativamente alta, son refractarias y no volátiles.

Latos de cristal atómicos.

Atómico Cree celosías de cristal, en los nodos de los cuales son átomos separados. En tales celosías, los átomos están interconectados por enlaces covalentes muy fuertes. Un ejemplo de sustancias con tal tipo de celosía cristalina puede ser un diamante, uno de los modelos de carbono alotrópico.

La mayoría de las sustancias con una celosía de cristal atómica tienen temperaturas de fusión muy altas (por ejemplo, el diamante es por encima de $ 3,500 ° C $), son duraderos y duros, prácticamente insolubles.

Latestales de cristal molecular.

Molecular Se llaman las celosías de cristal, en los nodos de los cuales se encuentran las moléculas. Los enlaces químicos en estas moléculas pueden ser polares ($ HCl, H_2O $) y no polar ($ N_2, O_2 $). A pesar del hecho de que los átomos dentro de las moléculas están asociadas con enlaces covalentes muy fuertes, existen fuerzas débiles de la atracción intermolecular entre las moléculas. Por lo tanto, las sustancias con las celosías cristalinas moleculares tienen baja dureza, bajas temperaturas de fusión, volátil. La mayoría de los compuestos orgánicos sólidos tienen redes de cristal molecular (naftaleno, glucosa, azúcar).

Latos de cristal metálicos.

Las sustancias de corbata de metal tienen celosías de cristal metálico. En los nodos de dichas celosías, hay átomos e iones (entonces átomos, luego iones, en los que los átomos de metal se convierten fácilmente, lo que da a sus electrones externos "en uso general"). Tal estructura interna de metales determina sus propiedades físicas características: la pupidez, la plasticidad, la conductividad eléctrica y térmica, el brillo de metal característico.

Todos los compuestos químicos están formados por la formación del enlace químico. Y dependiendo del tipo de partículas de conexión, se distinguen varios tipos. El mas básico - Este es un polar covalente, covalente no polar, metal y iónico. Hoy hablaremos de ion.

En contacto con

Que son los iones

Está formado entre dos átomos, como regla general, siempre que la diferencia en la electronegatidad entre ellos sea muy grande. La electricidad de los átomos y los iones se estima en la escala del piso.

Por lo tanto, para considerar correctamente las características de los compuestos, se introdujo el concepto de ionismo. Esta característica hace posible determinar cuánto por ciento es la conexión iónica.

Un compuesto con la ionicidad máxima es un fluoruro de cesio en el que es aproximadamente del 97%. La conexión de iones es característica. Para sustancias formadas por átomos de metales ubicados en el primer y segundo grupo de la Tabla D.I. MENDELEEV, y átomos no metálicos ubicados en los grupos sexto y séptimo de la misma mesa.

¡Nota!Vale la pena señalar que no hay ningún compuesto en el que la relación sea exclusivamente iónica. Para los artículos abiertos en este momento, es imposible lograr una gran diferencia tan grande en la electronegatividad para obtener una conexión iónica del 100%. Por lo tanto, la definición de comunicación iónica no es del todo correcta, ya que se consideran los compuestos con interacción de iones parcial.

¿Por qué se introdujo este término, si realmente no hay tal fenómeno? El hecho es que este enfoque ayudó a explicar muchos matices en las propiedades de las sales, los óxidos y otras sustancias. Por ejemplo, por qué están bien solubles en agua, y su las soluciones son capaces de realizar corriente eléctrica.. Es imposible explicar de cualquier otra posición.

Mecanismo de educación

La formación de la comunicación iónica es posible solo bajo la observancia de dos afecciones: si un átomo de metal involucrado en la reacción es capaz de dar fácilmente electrones que se encuentran en el último nivel de energía, y el átomo no metalosa es capaz de aceptar estos electrones. . Los átomos de metal son por sus agentes reductores de la naturaleza, es decir, capaces de electrones de conducción.

Esto se debe al hecho de que en el último nivel de energía en el metal se puede ubicar de uno a tres electrones, y el radio de la partícula en sí es lo suficientemente grande. Por lo tanto, el poder de la interacción del kernel con electrones en el último nivel es tan pequeño que pueden dejarlo fácilmente. Con los no metales, la situación es completamente diferente. Ellos tienen pequeño radio, Y el número de electrones de Eigenvo en el último nivel puede ser de tres a siete.

Y la interacción entre ellos y el núcleo positivo es bastante fuerte, pero cualquier átomo está comprometido con la finalización del nivel de energía, por lo que los átomos de Nemmetal buscan obtener electrones faltantes.

Y cuando hay dos átomos: metal y no metal, hay una transición de electrones del átomo de metal al átomo nemetal, y se forma la interacción química.

Esquema de conexión

La figura muestra que es precisamente la formación de la conexión ION. Inicialmente, hay átomos de sodio y cloro cargados neutros.

El primero tiene un electrón en el último nivel de energía, el segundo siete. Siguiente ocurre la transición de un electrón de sodio a cloro y la formación de dos iones. Que están conectados entre sí con la formación de una sustancia. ¿Qué es el ion? Ion es una partícula cargada en la que el número de protones no es igual al número de electrones..

Diferencias de tipo covalente

La conexión iones debido a su especificidad no tiene derecho. Esto se debe al hecho de que el campo eléctrico del ion es la esfera, mientras que disminuye o aumenta en una dirección uniformemente, obedeciendo la misma ley.

A diferencia de Cobalent, que está formado por las nubes electrónicas superpuestas.

La segunda diferencia es que conexión covalente saturada. ¿Qué significa? El número de nubes electrónicas que pueden participar en la interacción de manera limitada.

Y en iónico debido al hecho de que el campo eléctrico tiene una forma esférica, se puede conectar a un número ilimitado de iones. Entonces, podemos decir que no está saturado.

También se puede caracterizar por varias propiedades más:

1. La energía de comunicación es una característica cuantitativa, y depende de la cantidad de energía que se debe gastar en su brecha. Depende de los dos criterios. longitudes de comunicación y cargos de iones.Participó en su educación. La conexión es más fuerte que la más corta de su longitud y más cargas de iones que lo forman.
2. Duración: este criterio ya se ha mencionado en el párrafo anterior. Depende únicamente del radio de partículas involucradas en la formación del compuesto. El radio de los átomos se modifica de la siguiente manera: disminuye en el período con un aumento en el número de secuencia y aumentos en el grupo.

Sustancias de conexión iónica

Es característico de un número significativo de compuestos químicos. Esta es una gran parte de todas las sales, incluida la bien conocida sal santed. Se encuentra en todas las conexiones donde hay una directa contacto entre metal y nemetal. Aquí hay algunos ejemplos de sustancias con iones bond:

• cloruros de sodio y potasio,
• fluoruro de cesio
• Óxido de magnesio.

También se puede manifestar en conexiones complejas.

Por ejemplo, sulfato de magnesio.

Antes de ti, la fórmula de sustancias con ion y un bono covalente:

Se formará una conexión de iones entre los iones de oxígeno y magnesio, pero se azufre e interconectó entre sí con un polar covalente.

De donde se puede concluir que la comunicación iónica es característica de los compuestos químicos complejos.

¿Qué es la conexión de iones en la química?

Tipos de enlace químico - iónico, covalente, metal

Producción

Las propiedades dependen directamente del dispositivo. red cristalina. Por lo tanto, todos los compuestos con comunicaciones iónicas son bien solubles en agua y se realizan otros disolventes polares y son dieléctricos. Al mismo tiempo, bastante refractario y frágil. Las propiedades de estas sustancias se utilizan a menudo en el dispositivo de electrodomésticos.