Kemiallinen viestintä: Määritelmä, tyypit, luokittelu- ja määritelmäominaisuudet. Atomien välille muodostettu kemiallinen joukkovelkakirjojen tyyppi määritetään

Aineen pienin partikkeli on molekyyli, joka on muodostettu atomien vuorovaikutuksen seurauksena, jonka välillä kemialliset sidokset tai kemiallinen sidos. Kemiallisen sidoksen oppi on teoreettisen kemian perusta. Kemiallinen sidos tapahtuu, kun kahden (joskus enemmän) atomien vuorovaikutus. Viestintämuodostus tapahtuu energian vapautumisella.

Kemiallinen sidos on vuorovaikutus, joka sitoo yksittäisiä atomeja molekyyleiksi, ioneiksi, kiteiksi.

Kemiallinen sidos on yksi sen luonteesta: sillä on sähköstaattinen alkuperää. Mutta erilaisissa kemiallisissa yhdisteissä kemiallinen sidos on erilainen; Tärkeimmät kemialliset sidokset ovat kovalenttisia (ei-polaarisia, polaarisia), ionisia, metallisia. Tämäntyyppisten viestintätyyppien lajit ovat luovuttajan hyväksyjä, vety, jne. Metallien atomien välillä tapahtuu metalliyhteys.

Kemiallinen sidos, joka suoritetaan yhteisen tai jaetun, parin tai useiden elektronien muodostamiseksi, kutsutaan kovalentiksi. Yhden yhteisen elektronien muodostumisessa kukin atomi esittelee yhden elektronin, ts. Osallistu "Equal Share" (Lewis, 1916). Alla ovat kemiallisten sidosten muodostumisen järjestelmiä H2-, F2-, NH3- ja CH4-molekyyleissä. Eri atomeihin kuuluvat elektronit on merkitty eri merkillä.

Kemiallisten sidosten muodostumisen seurauksena kukin molekyylin atomeista on stabiili kaksi- ja kahdeksan elektronin kokoonpanoa.

Kovalenttisen sidoksen esiintymisessä atomien sähköiset pilvet ovat päällekkäisiä molekyylisen elektronisen pilven muodostumisen kanssa, johon liittyy energiavahinko. Molekyyliä elektroninen pilvi sijaitsee sekä ytimien keskuksen välillä ja sillä on lisääntynyt elektronitiheys verrattuna atomin elektronisen pilven tiheyteen.

Kovalenttisen viestinnän toteutus on mahdollista vain erilaisiin atomironiin kuuluvien parirafonisten elektronien anti-rinnakkaisten pyörien tapauksessa. Rinnakkain elektronien pyörii, atomit eivät ole houkuttelevia, vaan hylkää: kovalenttista joukkovelkakirjalainaa ei suoriteta. Menetelmä kemiallisen sidoksen kuvaamiseksi, jonka muodostuminen liittyy yhteiseen elektroniparitaan, kutsutaan valenssisuhteiden (MVS) menetelmäksi.

MWS: n tärkeimmät säännökset

Kovalenttinen kemiallinen sidos muodostuu kahdesta elektrasta, joilla on vastakkain suunnattu selkä, ja tämä elektronipari kuuluu kahteen atomin.

Kovalenttinen sidos on vahvempi kuin vuorovaikutteiset sähköiset pilvet.

Kun kirjoitat rakenteellisia kaavoja, elektroniset parit, jotka johtuvat viestinnästä, kuvataan usein viivoiksi (tavallisten elektronien pisteiden sijasta).

Kemiallisen sidoksen energiaominaisuus on tärkeä. Kemiallisen sidoksen muodostumisessa järjestelmän (molekyylien) kokonaisergia on pienempi kuin komponenttien (atomien) energia, ts. EAB.<ЕА+ЕB.

Valence on kemiallisen elementin atomin ominaisuus kiinnittääkseen tai korvaamaan tietty määrä toisen elementin atomeja. Tästä näkökulmasta atomivalenssi on helpoin määrittää kemiallisten sidosten muodostavien vetyatomien lukumäärä tai tämän elementin atomin substituoitujen vetyatomien lukumäärä.

Atomin kvanttien mekaanisten ideoiden kehittämisen myötä valenssi alkoi määrittää kemiallisten sidosten muodostumiseen osallistuvien pariratkaisujen lukumäärän. Vaihtoelementtien lisäksi Atomin valenssi riippuu myös valenssin elektronisen kerroksen tyhjien ja täysin täytettyjen orbitaalien lukumäärästä.

Viestintä Energia on energia, joka vapautuu atomien molekyylin muodostumisen aikana. Viestintä Energia ilmaistaan \u200b\u200byleensä KJ / Mole (tai KCAL / MOL). Tämä on yksi kemiallisen sidoksen tärkeimmistä ominaisuuksista. Stabiili on järjestelmä, joka sisältää vähemmän energiaa. Se tunnetaan esimerkiksi, että vetyatomeja pyrkivät yhdistämään molekyyliin. Tämä tarkoittaa, että H2-molekyyleistä koostuva järjestelmä sisältää vähemmän energiaa kuin järjestelmä, joka koostuu samasta N-atomista, mutta ei yhdistetty molekyyliin.

Kuva. 2.1 Kahden vetyatomien potentiaalisen energian E: n riippuvuus interstitiaalisesta etäisyydestä R: 1 - kemiallisen sidoksen muodostumisessa; 2 - ilman hänen muodostumista.

Kuva 2.1 esittää energiakäyrän, joka on ominaista vetyatomien vuorovaikutuksessa. Atomien lähentämisen mukana on energia energian, joka on suurempi, sitä enemmän sähköisiä pilviä kääntyy. Kuitenkin normaaleissa olosuhteissa Coulomb Repulsion johtuen on mahdotonta saavuttaa kahden atomin ytimien sulautumista. Näin ollen jonkin matkan päässä atomien vetovoiman sijaan, repulsio tapahtuu. Näin ollen atomien R0 välinen etäisyys, joka vastaa energiankäyrän minimia, vastaa kemiallisen sidoksen pituutta (käyrä 1). Jos elektronien kierrokset vuorovaikutuksessa vetyatomeissa ovat samat, sitten repulsio tapahtuu (käyrä 2). Tietoliikenne Energia eri atomeille vaihtelee välillä 170-420 kJ / mol (40-100 kcal / mol).

Elektronin siirtymäprosessi korkeammalle energiasovelle tai tasolle (ts. Aikaisemmin mainittu viritys- tai kipinöintiprosessi edellyttää energiakustannuksia. Kemiallisen sidoksen muodostumisessa energia vapautetaan. Jotta kemiallinen sidos olisi vakaa, on välttämätöntä, että herätyksen aiheuttama Atomin energian nousu oli pienempi kuin tuloksena olevan kemiallisen sidoksen energia. Toisin sanoen on välttämätöntä, että atomien herättämisen energiakustannukset kompensoivat energian vapauttamalla viestinnän muodostumista.

Kemiallinen sidos, lukuun ottamatta viestintäenergiaa, on ominaista pituus, moninaisuus ja napaisuus. Molekyyli, joka koostuu useammasta kuin kahdesta atomista, objektien väliset kulmat ja molekyylin napaisuus kokonaisuutena ovat välttämättömiä.

Viestinnän moninaisuus määräytyy sähköisten parien lukumäärän mukaan, jotka sitovat kaksi atomia. Siten etaani H3C-CH3: n yhteydessä hiiliatomien välinen yhteys on yksittäinen etyleeni H2C \u003d CH2 - kaksinkertainen, asetyleeni naºсн - kolminkertaisesti. Viestinnän moninaisuuden lisääntyminen, sitomisenergian lisääntyminen: viestintäenergia C-C on 339 kJ / mol, C \u003d C - 611 KJ / Mol ja CºC - 833 kJ / mol.

Atomien välinen kemiallinen sidos määritetään päällekkäisillä elektronisilla pilvillä. Jos päällekkäisyys tapahtuu atomien ytimen yhdistävän linjan varrella, niin tällainen liitäntä kutsutaan sigma-sidoksi (σ-sidos). Se voidaan muodostaa kahden S-elektronin, S- ja P-elektronien, kahden PX-elektronien, S ja D elektronien (esim.):

Yhden e-parin suorittama kemiallinen sidos kutsutaan singleiksi. Yksi yhteys on aina σ-sidos. Orbital tyypin S voi muodostaa vain σ-sidoksia.

Kahden atomin liittäminen voidaan suorittaa useammalla kuin yhdellä elektronilla. Tätä yhteyttä kutsutaan useiksi. Esimerkki moninkertaisen viestinnän muodostumisesta voi olla typpimolekyyli. Typpimolekyylissä PX-orbitaali muodostavat yhden σ-sidos. Viestinnän muodostumisessa PZ-orbitaalit syntyvät kaksi aluetta
päällekkäisyys - X-akselin ylä- ja alapuolella:

Tällaista yhteyttä kutsutaan PI-sidos (π-viestintä). Π-sidoksen esiintyminen kahden atomin välillä tapahtuu vain silloin, kun ne on jo kytketty σ-sidoksella. Toinen π-sidos nitrolimolekyylisessä muodossa RU-Orbital-atomeja. Π-sidoksen muodostumisessa elektroniset pilvet päällekkäin vähemmän kuin σ-sidoksissa. Tämän seurauksena π-suhde on yleensä vähemmän kestävä kuin σ-sidokset, jotka on muodostettu samasta atomi orbitaalista.

p-orbitaalit voivat muodostaa sekä σ- että π-viestinnän; Useissa yhteyksissä yksi niistä on välttämättä σ-sidos :.

Näin ollen kolmen liitoksen typpimolekyylissä yksi - σ-sidos ja kaksi-π-sidos.

Yhteyden pituus on sidottujen atomien ytimien välinen etäisyys. Sarjojen pituudet eri yhdisteissä on nanometrin kymmenesosien arvot. Linkkien pituuden lisääntymisen lisääntyminen vähenee: sidoksen N-N, n \u003d n ja nºn pituudet ovat 0,145; 0,125 ja 0,109 nm (10-9 m) ja sidoksen C-C, C \u003d C ja CºC pituudet ovat vastaavasti 0,154; 0,134 ja 0,120 nm.

Erilaisten atomien välillä nettokollaalinen sidos voi ilmetä itseään, jos eleknigaluusti (EO) 1 atomia on sama. Thaimaan molekyylit sähkömetriset, so. Nutien ja negatiivisten elektronien positiivisten maksujen "keskitasot" ovat samansuuntaisia \u200b\u200bsamanaikaisesti yhteen pisteeseen, joten niitä kutsutaan ei-polaiksi.

Jos liitosmoottorilla on erilainen EO, niiden välissä oleva sähköinen pilvi siirretään symmetrisestä asennosta lähemmäksi Atomi, jolla on suurempi EO:

Elektronin pilven siirtymää kutsutaan polarisaatioksi. Yksipuolisen polarisaation seurauksena positiiviset ja negatiiviset maksut molekyylissä eivät sovi yhteen pisteeseen, tietty etäisyys (L) esiintyy niiden välillä. Tällaisia \u200b\u200bmolekyylejä kutsutaan polaariksi tai dipoleiksi, ja niiden atomien välinen suhde on nimeltään Polar.

Polar-sidos on eräänlainen kovalenttinen sidos, joka on merkityksetön yksipuolinen polarisaatio. Molekyylin positiivisten ja negatiivisten maksujen "keskisuurten välisen etäisyyden kutsutaan dipoliiksi. Luonnollisesti suurempi polarisaatio, sitä suurempi dipolin pituus ja molekyylien napaisuus. Molekyylien napaisuuden arvioimiseksi käytetään tavallisesti jatkuvasti dipoli-hetki (MR), joka on tuote electry sähköhakemuksen (E) suuruudeltaan dipoli (L), ts. .

Dipolin hetket mitataan vabsbien D (d \u003d 10-18 sähköpostitse. Ne. 10-8 cm) tai coulometrit (cl × m) (1 d \u003d 3,33 · 10-30 kL × m) (elektronivaraus 1.6 · 10- 19 cl kerrottu etäisyydellä maksujen välillä, esimerkiksi 0,1 nm, sitten mr \u003d 1,6 · 10-19 × 1 × 10-10 \u003d 1,6 · 10-29 cl · m). Molekyylien pysyvät dipoli-hetket ovat nolla 10 d.

Ei-polaarisissa molekyyleissä L \u003d 0 ja mr \u003d 0, ts. Heillä ei ole dipoli-hetki. Polar molekyylit\u003e 0 ja saavuttaa arvot 3,5 - 4,0 D.

Erittäin suuri ero EO: llä atomissa on selkeä yksipuolinen polarisaatio: sähköinen viestintäpilmä siirretään maksimaalisesti suurimmasta EO: sta atomille, atomit kulkevat vastakkain ladattuihin ioneihin ja ioninen molekyyli tapahtuu:

Kovalenttinen sidos tulee ioniseksi. Electroxyyymmetria molekyylit kasvavat, dipolin pituus kasvaa, dipoli-hetki kasvaa 10 d.

Monimutkaisen molekyylin koko dipoli-hetki voidaan pitää yksittäisten liitäntöjen dipoli-hetkien yhtä suurena vektorinä. Dipoli-hetki on yleensä suunnattu dipolin positiivisesta päästä negatiiviseksi.

Voit ennustaa viestinnän napaisuutta suhteellisten EO-atomien avulla. Mitä suurempi ero on suhteellinen EO: n välinen ero, vahvempi napaisuus ilmaistaan: deo \u003d 0 - ei-polaarinen kovalenttinen sidos; Deo \u003d 0 - 2 - Polar Covalent Bond; Deo \u003d 2 - ioniyhteys. Se on oikeampi puhua ionisen viestinnän asteesta, koska viestintä ei ole ioni 100%. Jopa CSF-yhteyden muodostaminen ioniyhteys on vain 89%.

Kemiallinen sidos, joka syntyy elektronien siirtymästä atomille atomille, kutsutaan ioniksi ja vastaavat kemialliset yhdistelmämolekyylit ovat ioni. Ionisia yhdisteitä kiinteässä tilassa, ionikide-ristikkoa on tunnusomaista. Sulan ja liuennut tilassa he suorittavat sähkövirran, joilla on korkea sulatus ja kiehumispiste ja merkittävä dipoli-hetki.

Jos pidämme saman elementin elementtien yhdisteet samassa elementillä, niin kun se siirtyy ajanjakson alusta loppuun, korvataan pääasiassa ioninen luonne kovalenttisella tavalla. Esimerkiksi Lifin, BEF2: n, CF4: n, NF3: n, 2, F2: n toisen jakson toisen jakson fluoridit, litiumfluoridia vastaan \u200b\u200btapahtuvan viestinnän ionisuutta vähitellen heikkenee ja korvataan tyypillisellä kovalenttisella sidoksella fluorimolekyylissä.

Näin ollen kemiallisen sidoksen luonne on yksi: kovalenttisen polaarisen ja ioniyhteisöjen esiintymisen perustavanlaatuinen ero ei ole. Nämä suhteet eroavat vain molekyylin elektronisen pilven polarisaatioasteesta. Saapuvia molekyylille on tunnusomaista dipolipituudet ja arvot jatkuvien dipoli-hetkien. Kemiassa dipoli-hetken arvo on erittäin suuri. Yleensä suurempi dipoli-hetki, sitä suurempi molekyylien reaktiivisuus.

Kemialliset viestintäkoulutusmekanismit

Valenssimoduulissa erotetaan kemiallisen sidoksen muodostumisen vaihto- ja luovuttajan hyväksymismekanismit.

Vaihdettava mekanismi. Kemiallisen sidoksen muodostumisen vaihtosekanismi sisältää tapauksia, kun elektronisen parin muodostuu kutakin atomista, yksi elektroni on mukana.

H2: ssa li2, Na2-molekyylit muodostetaan atomien parhaimattomien S-elektronien vuoksi. F2- ja CL2-molekyyleissä, jotka johtuvat P-elektroneista. HF- ja HCl-molekyyleissä muodostetaan vety S-elektronit ja halogeenin P-elektronit.

Vaihtomekanismin yhdisteiden muodostumisen ominaisuus on kyllästyminen, mikä osoittaa, että atomi muodostaa ei kukaan, vaan rajoitettu määrä liitäntöjä. Erityisesti niiden lukumäärä riippuu parhaimattomien valonen elektronien määrästä.

Kvanttisoluista n ja h, voidaan havaita, että typpiatomilla on 3

päällystetty elektroni ja vetyatomi on yksi. Kylläisyysperiaate osoittaa, että kestävän yhdisteen tulisi olla NH3 eikä NH2, NH tai NH4. Kuitenkin on molekyylejä, jotka sisältävät parittoman määrän elektroneja, esimerkiksi NO, NO2, CLO2. Kaikilla niille on ominaista lisääntynyt reaktiivisuus.

Kemiallisten reaktioiden tietyissä vaiheissa voidaan muodostaa Valeno tyydyttymättömiä ryhmiä, joita kutsutaan radikaaleiksi, esimerkiksi H, NH2, O, CH3. Radikaalien reaktiivisuus on erittäin korkea ja siksi niiden olemassaolon aika on yleensä pieni.

Donor-Acceptor-mekanismi

On tunnettua, että ammoniakki NH3: n ja Bora Trifluoridin BF3: n valenneet kyllästetyt yhdisteet reagoivat toistensa kanssa reaktiolla

NH3 + BF3 \u003d NH3BF3 + 171,4 kJ / Mol.

Harkitse tämän reaktion mekanismia:

Voidaan nähdä, että boorien neljä orbitaalista on asetettu ja yksi - pysyvät vapaana. Ammoniakkimolekyylissä kaikki neljä typpihabitia täytetään, joista kolmen - typen ja vetyelektronien vaihtomekanismista ja yksi sisältää sähköisen parin, joka kuuluu typpeeseen. Tällainen sähköinen pari kutsutaan keskiarvoksi sähköiseksi pariksi. H3N: n · BF3-yhdisteen muodostuminen johtuu siitä, että höyryn elektroninen pari ammoniakki sijaitsee tyhjää orbitaalista boronfluoridista. Tällöin järjestelmän mahdollinen energia vähenee ja vastaava määrä energiaa erotetaan. Tällaista koulutusmekanismia kutsutaan luovuttajan hyväksyttäväksi, luovuttajaksi - tällainen atomi, joka antaa sähköisen parin muodostaa viestinnän (tässä tapauksessa typpiatomi); Atomi, joka tarjoaa vapaan orbitaalin sähköisen parin, kutsutaan hyväksyttäväksi (tässä tapauksessa booriatomi). Donor-acceptor-viestintä on eräänlainen kovalenttinen sidos.

Yhdisteessä H3N · BF3-typpi ja boori - tetravalentti. Typpiatomi lisää valenssiaan 3 - 4: een seurauksena keskimääräisen vapaan elektronisen parin käyttämisen lisäämiseksi lisää kemiallisen sidoksen muodostamiseksi. Boori-atomi lisää valenssia, koska se on vapaista orbitaalin läsnäolon valenssin elektronisella tasolla. Näin ollen elementtien valenssi määräytyy paitsi tulostettujen elektronien lukumäärän lisäksi myös marginaalisten elektronisten parien ja vapaiden orbitaalien läsnäolo Valentin elektronin tasolla.

Donor-akseptor-mekanismin kemiallisen sidonnan helpompi mestari on ammoniakki-reaktio vetyionin kanssa:

. Tyhjä orbitaalia vety-ionia pelataan elektronisella parin hyväksymällä. Ammoniumionia NH4 + typpiatomin Tourbailenten.

Atomi-orbitaalien linkkien ja hybridisointiin

Molekyylin tärkeä ominaisuus, joka koostuu useammasta kuin kahdesta atomista, on sen geometrinen konfiguraatio. Se määräytyy kemiallisten sidosten muodostumiseen osallistuvien atomien orbitasien keskinäisellä järjestelyllä.

Päällekkäiset sähköiset pilvet ovat mahdollisia vain tietyn elektronisten pilvien keskinäisen suuntauksen avulla; Tällöin päällekkäisyysalue sijaitsee tiettyyn suuntaan suhteessa vuorovaikutteisiin atomeihin.

Kun ioniyhteys muodostetaan, ionin sähkökenttällä on pallomainen symmetria ja siksi ioniyhteys ei ole tai kylläisyys.

kCH. \u003d 6 kch. \u003d 6.

Vesimolekyylin joukkovelkakirjojen välinen kulma on 104,5. Se voidaan selittää kvantti-mekaanisten esitysten perusteella. Elektroninen happiatomi 2S22P4. Kaksi parioituja P-orbitaaleja on järjestetty 90-luvun kulmassa - toisiinsa - suurin päällekkäisyys vetyatomien S-orbitaalisten S-orbitaalien elektronisten pilvien avulla, jos sidokset sijaitsevat 90 ° C: n kulmassa . Vesimolekyylissä liitäntä on O - N Polarna. Vetyatomissa tehokas positiivinen varaus A + happiatomi - Δ-. Siksi joukkovelkakirjojen välisen kulman kasvu 104,5: een johtuu vetyatomien tehokkaiden positiivisten maksujen laajasta sekä elektronisista pilvistä.

Rikki sähkön on huomattavasti pienempi kuin EO-happi. Siksi H -S-sidoksen napaisuus H2S: ssä on pienempi kuin N-O: n napaisuus H20: ssa ja H-S: n (0,133 nm) pituus on suurempi kuin N-O (0,56 nm) ja yhteyksien välinen kulma lähestyy suoraan. H2S: lle se on 92o ja H2SE - 91O.

Samoista syistä ammoniakkimolekyylillä on pyramidi ja kulma H-N-H-valenssidosten välissä suoraan (107,3 \u200b\u200b°). Siirrossa NH3: sta PH3: een, Ash3 ja SBH3, joukkovelkakirjojen väliset kulmat ovat vastaavasti 93,3 °; 91.8O ja 91,3O.

Atomi-orbitaalien hybridisaatio

Innostunut Beryllium Atomi on 2S12P1-kokoonpano, innoissaan boritomin atomi - 2S12P2 ja innoissaan hiiliatomi - 2S12P3. Siksi voidaan olettaa, että niiden kemiallisten yhteyksien muodostumisessa ne voivat osallistua ei samat, mutta erilaiset atomien orbitaalit. Esimerkiksi tällaisissa yhdisteissä kuin BECL2: ksi BECL3: n, CCL4: n pitäisi olla epätasaista lujuutta ja viestinnän suuntaa ja σ-sidoksista P-orbitalsista tulee olla kestävämpiä kuin S-orbitals-viestintä, koska P-orbitaaleille on edullisempia olosuhteita päällekkäisyyksi. Kokemus osoittaa kuitenkin, että molekyylissä, jotka sisältävät keskiarvoa erilaisilla valenssilla orbitaalilla (S, P, d), kaikki sidokset ovat yhtä suuret. Tämän selityksen annettiin Slater ja Paulong. He päättelivät, että erilaiset orbitaalit eivät eroa energioissa, muodostavat asianmukaisen määrän hybridi-orbitaaleja. Hybridi (sekoitettu) orbitaalit muodostetaan erilaisista atomien orbitaaleista. Hybridikaalien määrä on yhtä suuri kuin hybridisaatioon osallistuvien atomien orbitasin määrä. Hybridin orbitaalit ovat samat elektronisen pilven ja energian muodossa. Verrattuna atomi-orbitaaleihin ne ovat pitkänomaisia \u200b\u200bkemiallisten sidosten muodostumisen suunnassa ja siten määrittävät sähköisten pilvien parhaan päällekkäisyyden.

Atomien orbitaalien hybridisointi edellyttää energiakustannuksia, joten hybridi orbitaalit eristetyssä atomissa ovat epävakaa ja pyrkivät kääntämään puhtaaksi JSC: ksi. Kemiallisten sidosten muodostumisessa hybridi orbitaalit stabiloivat. Hybridin orbitaalin muodostamien vahvempien joukkovelkakirjojen ansiosta järjestelmästä vapautuu enemmän energiaa ja siksi järjestelmä muuttuu vakaammaksi.

sP-hybridisaatio tapahtuu esimerkiksi halogenidien muodostumisessa, Zn, CO ja HG (II). Valenssissa kaikki metallien halogenidit sisältävät vastaavia energiatason S ja P-pavioituja elektroneja. Kun molekyyli muodostetaan, yksi S- ja yksi P-orbitaali muodostavat kaksi hybridi-SP-orbitalsia 180 °: n kulmassa.

Kokeelliset tiedot osoittavat, että kaikki ovat Zn-, CD- ja HG (II) halogenidit lineaarisesti ja molemmilla sidoksilla on sama pituus.

sP2-hybridisaatio. Yhden S-orbitaalisen ja kahden P-orbitaalin hybridisaation seurauksena muodostuu kolme hybridi-SP2-orbitalsia, jotka sijaitsevat yhdessä tasossa 120 °: n kulmassa toistensa kesken.

sP3-hybridisaatio on hiiliyhdisteiden ominaispiirre. Yhden S-orbitaalin ja kolmen p-orbitaalin hybridisaation seurauksena muodostuu neljä hybridi-SP3-orbitaalia, joiden tarkoituksena on suunnattu tetrahedronin yläosat, joilla on kulma orbitaalien 109,54 välillä.

Hybridisaatio ilmenee hiiliatomijoukkojen täydellisessä vastaavuudessa muiden atomien kanssa esimerkiksi yhdisteissä, esimerkiksi CH4, CC3, C (CH3) 4 jne.

Hybridisaatiossa voi olla vain S ja R-, myös D- ja F-orbitaaleja.

SP3D2-hybridisaatiolla muodostetaan 6 yhtä suuret pilvet. Se havaitaan tällaisissa yhdisteissä kuin.

Hybridisaation esitykset mahdollistavat molekyylien rakenteen tällaiset piirteet, joita ei voida selittää toisella tavalla.

Atomic orbitasin (AO) hybridisointi johtaa elektronin pilven siirtymiseen koulutuksen suuntaan muiden atomien kanssa. Tämän seurauksena päällekkäisten hybridihybridien alue muuttuu suuremmaksi kuin puhtaalla orbitaalilla ja viestinnän vahvuus kasvaa.

Ionien ja molekyylien polaroivuus ja polarisointi

Sähkökenttään ioni tai molekyyli on epämuodostunut, ts. Niillä on suhteellinen siirtyminen ytimiä ja elektroneja. Tällaista ionien ja molekyylien muodonmuutoutumista kutsutaan polaroivuuteen. Koska ulkokerroksen elektronit ovat vähiten tiukasti liitetty atomi, ne siirretään ensisijaisesti.

Anionien polarisointi on yleensä huomattavasti suurempi kuin kationien polarisointi.

Samalla elektronisten kuoren rakenteen avulla ionin polarisointi vähenee positiivisena varauksena, esimerkiksi peräkkäin:

Elektronisten analogien ioneille polaroivuus kasvaa sähköisten kerrosten lukumäärän kasvussa esimerkiksi: tai.

Molekyylien polarisoituvuus määräytyy niihin sisältyvien atomien polarisoitumisen avulla, geometrinen konfiguraatio, liitäntöjen määrä ja moninaisuus jne. Suhteellisen polaroivuuden päätelmä on mahdollista vain samanlaisilla molekyyleillä, jotka eroavat toisessa atomissa. Tällöin molekyylien polaroivuuden ero voidaan arvioida atomien polarisoitumisen erolla.

Sähkökenttä voidaan luoda varautuneeksi elektrodiksi ja ioniksi. Siten Ionilla itse voi olla polarisoiva vaikutus (polarisaatio) muihin ioneihin tai molekyyleihin. Ionin polarisoiva toiminta kasvaa sen latauksen ja säteen laskuun.

Anionien polarisoiva vaikutus on yleensä huomattavasti pienempi kuin kationien polarisoiva vaikutus. Tämä johtuu suurista ansioista verrattuna katioihin.

Molekyyleillä on polarisoiva vaikutus, jos ne ovat polaarisia; Polaroiva toiminta on suurempi kuin molekyylin dipoli-hetki.

Polarizing kyky kasvaa peräkkäin, koska Säde lisää ionin luomaa sähkökenttää.

Vetyviestintä

Vetyliitos on erityinen kemiallinen sidos. On tunnettua, että vetyyhdisteet, joilla on voimakkaasti sähköinen ei-metalleja, kuten F, O, N, on epänormaalisti korkeat kiehuvat lämpötilat. Jos H2TE-H2SE - H2S: n rivillä kiehumispiste vähenee luonnollisesti, sitten vaihtaessa H2S: stä H2O: ksi, on terävä hypätä tämän lämpötilan nousuun. Sama kuva havaitaan useissa halogeeni-vetyhapoissa. Tämä osoittaa, että H2O-molekyylien, HF-molekyylien välillä on erityinen vuorovaikutus. Tällaisen vuorovaikutuksen tulisi haitata tuloksena olevia molekyylejä toisistaan, ts. Vähennä niiden volatiliteettia, ja siten lisää vastaavien aineiden kiehumispistettä. EO: n suuren eron vuoksi H-F, H-O, H-N ovat hyvin polarisoituneet. Siksi vetyatomilla on positiivinen tehokas lataus (δ +) ja atomissa F, O ja N on ylimääräinen elektronitiheys, ja ne ladataan negatiivisesti (D-). Coulombin vetovoiman ansiosta yhden molekyylin positiivisesti varautunut vetyatomi toisen molekyylin elektronegatiivisella atomilla tapahtuu. Tämän ansiosta molekyylit ovat kiinnostuneita toisiinsa (vetyselimet on merkitty).

Vetyä kutsutaan tällainen sidos, joka muodostuu vetyatomille, joka on osa kahdesta yhdistetystä hiukkasta (molekyylit tai ionit). Vetyliitoksen (21-29 kJ / mol tai 5-7 kcal / mol) energia on noin 10 kertaa pienempi kuin tavallisen kemiallisen sidoksen energia. Kuitenkin vetysidos määrittää dimeeristen molekyylien (H2O) 2, (HF) 2 ja muurahaishapon olemassaolon pareittain.

Useissa HF: n, Ho-, HN: n, HCL-atomien, HS: n, vetyyhteisöjen energiapisaroiden yhdistelmissä. Se laskee myös lämpötilan nousun, joten höyrytilan aineet osoittavat vety-suhdetta vain pieneen määrään; Se on ominaista aineita nestemäisissä ja kiinteissä tiloissa. Tällaiset aineet, kuten vesi, jää, nestemäinen ammoniakki, orgaaniset hapot, alkoholit ja fenolit liittyvät dimeereihin, trimeereihin ja polymeereihin. Nestemäisessä tilassa vakaa dimeeri.

Intermolekulaariset vuorovaikutukset

Aikaisemmin katsottiin aiemmin liitännät, jotka aiheutuvat atomien molekyylien muodostumisesta. Myös molekyylien välillä on myös vuorovaikutusta. Se on kaasujen kondensaatiota ja kääntää ne nesteisiin ja kiinteisiin kappaleiksi. Ensimmäinen solkukauden vuorovaikutuksen voimien sanamuoto annettiin vuonna 1871. Van der Waals. Siksi he saivat Vanderwalsin voimien nimen. Intermolekulaariset vuorovaikutusvoimat voidaan jakaa suuntautumaan, induktioon ja dispersioon.

Polar molekyylit, jotka johtuvat dipolien varianssi-päiden sähköstaattisesta vuorovaikutuksesta, suuntautuu tilan kanssa niin, että joidenkin molekyylien dipolien negatiiviset päät käännetään positiiviseksi

muiden molekyylien dipolien päät (suuntausermolekyyli vuorovaikutus).

Tämän vuorovaikutuksen energia määräytyy kahden dipolen sähköstaattisella vetovoimalla. Mitä enemmän dipoli, vahvempi intermolekulaarinen vetovoima (H2O, HCI).

Molekyylien lämmönliike estää molekyylien keskinäisen orientaation, joten lisäämällä lämpötilaa, suuntausvaikutus heikkenee. Induktio-vuorovaikutusta havaitaan myös aineilla, joissa on polaarisia molekyylejä, mutta se on yleensä merkittävästi heikompi kuin suuntautuva.

Polar molekyyli voi lisätä naapurimolekyylin napaisuutta. Toisin sanoen toisen molekyylin dipoli voi lisääntyä dipolin vaikutuksen alaisena ja ei-polaarinen molekyyli voi tulla polaariksi:

b.

Dipolin hetki näkyy toisen molekyylin tai ionin polarisaation seurauksena kutsutaan indusoidulle dipoli-hetkellä ja itse induktio on induktio. Siten molekyylien induktio-vuorovaikutus olisi aina päällekkäin suuntautuvalla vuorovaikutuksella.

Jos ei-polaaristen molekyylien (esimerkiksi H2, N2 tai jalokaasut) tapauksessa suuntautuva ja induktio-vuorovaikutus puuttuu. On kuitenkin tunnettua, että vety, typpi ja jalokaasut poltetaan. Näiden tosiseikkojen selittämiseksi Lontoo on ottanut käyttöön intermolekulaarisen vuorovaikutuksen dispersiovoimien käsitteen. Nämä voimat ovat vuorovaikutuksessa kaikkien atomien ja molekyylien välillä niiden rakenteesta riippumatta. Ne aiheuttavat instant dipoli hetkiä, jotka sopivat suuressa atomien ryhmässä:

Jokaisella hetkellä dipolin suunta voi olla erilainen. Niiden sovittu syntyminen takaa kuitenkin heikot vuorovaikutusvoimat, jotka johtavat nesteen ja kiintoaineiden muodostumiseen. Erityisesti se määrittää jalokaasujen siirtymisen alhaisissa lämpötiloissa nestemäiseen tilaan.

Näin ollen molekyylien välisten voimien pienin komponentti on dispersion vuorovaikutus. Molekyylien välillä, joissa on pieni napaisuus tai ei-napaisuus (CH4, H2, Hi) nykyisten voimien avulla ovat pääasiassa dispergoivia. Mitä suurempi omistettu dipoli-molekyylien hetki, sitä suurempi on niiden vuorovaikutuksen suuntausvoimat.

Useissa samankaltaisissa aineissa dispersion vuorovaikutus kasvaa näiden aineiden molekyylien muodostavien atomien koon kasvaessa. Esimerkiksi HCL: ssä dispersiovoimien osuus oli 81 prosenttia koko intermolekulaarisesta vuorovaikutuksesta HBR: lle, tämä arvo on 95% ja HI - 99,5%.

Kemiallisen viestinnän kuvaus Molekyyliset orbitaalit (MO)

Aurinko-menetelmää käytetään laajalti kemistit. Osana tätä menetelmää on suuri ja monimutkainen molekyyli, joka koostuu erillisistä kahden keskuksesta ja kaksi elektronista liitoksista. Oletetaan, että kemiallisen sidoksen aiheuttamat elektronit ovat paikallisia (sijaitsee) kahden atomin välillä. Useimmille molekyyleille aurinko-menetelmää voidaan soveltaa menestykseen. Kuitenkin on olemassa useita molekyylejä, joihin tätä menetelmää ei voida soveltaa tai sen päätelmät ovat ristiriidassa kokemusten kanssa.

On todettu, että joissakin tapauksissa määriteltäviä roolia kemiallisten joukkovelkakirjojen muodostumisessa ei ole elektronisilla parilla, vaan erilliset elektronit. Kemiallisen viestinnän mahdollisuus yhden elektronin kanssa osoittaa ionin olemassaolon. Kun tämä ioni muodostuu vetyatomista ja vetyioni, energia korostuu 255 kJ: ssä (61 kcal). Siten ionin kemiallinen sidos on melko kestävä.

Jos yrität kuvata kemiallinen sidos happimolekyylissä käyttäen aurinkomenetelmää, tulemme johtopäätökseen, että ensinnäkin sen on oltava kaksinkertainen (σ- ja P-viestintä) toiseksi, happimolekyylissä kaikki elektronit on olla pariksi, t .. O2-molekyylin pitäisi olla diamagneettinen. [Diamagneettisissa aineissa atomit eivät ole vakiomagneettisia hetkiä ja aine työnnetään ulos magneettikentältä. Paramagneettista ainetta kutsutaan, joiden tai molekyylien atomeja on magneettinen hetki, ja siinä on ominaisuus, joka on piirretty magneettikenttään]. Kokeelliset tiedot osoittavat, että energian liitäntä happimolekyylissä on todella kaksinkertainen, mutta molekyyli ei ole diamagneettinen, mutta paramagneettinen. Siinä on kaksi parranattua elektronia. Aurinko-menetelmä on voimaton selittää tämä seikka.

Paras tapa kemiallisen kemiallisen sidoksen mekaanista tulkintaa pidetään parhaillaan molekyylin orbitaalien (MO) menetelmäksi. Se on kuitenkin paljon monimutkaisempi aurinko-menetelmällä eikä niin visuaalisesti viimeisenä.

MO-menetelmä pitää kaikki molekyylin elektronit molekyylisesti orbitaaleilla. Molekyylissä elektroni sijaitsee tietyllä MO: lla, joka on kuvattu vastaavalla aaltofunktiolla ψ.

MO-tyypit. Kun yhden atomin elektroni lähestyy, siirtyy toisen atomin piiriin, liikkumisen luonteen ja sen vuoksi elektronin aaltofunktio muuttuu. Tuloksena olevassa molekyylissä aaltofunktiot tai elektroniset orbitaalit ovat tuntemattomia. On useita tapoja määrittää MO: n tyyppi tunnetun JSC: n mukaan. Useimmiten MO saadaan lineaarisella yhdistelmällä atomi-orbitaaleja (LCAO). Paulin periaate, Gundin sääntö, vähiten energiaa koskeva periaate on voimassa MO-menetelmälle.

Kuva. 2.2 Sitoutumisen ja repeytymismolekyylisten orbitasien muodostuminen atomien orbitaaleista.

MO: n yksinkertaisessa graafisessa muodossa, kuten LCAO, voit saada, taittaa tai vähentää aaltofunktioita. Kuva 2.2 esittää sidostuksen ja repimisen muodostumisen alkuperäisestä JSC: stä.

AO voi muodostaa MO: n, jos vastaavan JSC: n energioita ovat lähellä suuruusluokkaa ja AO: lla on sama symmetria suhteessa linkki-akseliin.

Aaltofunktiot tai orbitaali, vety 1S voi antaa kaksi lineaarista yhdistelmää - yksi lisäys, toinen - vähennettynä (kuva 2.2).

Kun aaltofunktiot taitetaan, sitten päällekkäin elektronin pilven tiheys, suhteessa ψ2: een, tulee suuremmaksi, atomien atomien välillä luo ylimääräisen negatiivisen varauksen ja atomi-ytimet houkuttelevat siihen. MO, saatu lisäämällä vetyatomien aaltofunktioita, kutsutaan sitoutumaksi.

Jos aaltofunktiot vähennetään, sitten nuklei-atomien välisellä alueella elektronin pilven tiheys tulee nollaksi, elektroninen pilvi on "työnnettävä" atomien välisestä alueesta. Tuloksena oleva mo ei voi sitoutua atomeja ja sitä kutsutaan repimiseksi.

Koska vety S-orbitaut muodostavat vain σ-sidoksia, saatu MO on nimetty σc ja σr. MO, joka on muodostettu 1S-atomi orbitaalisella tavalla, merkitään σcv1s ja σp1S.

Sitovalla Mo Potentiaalilla (ja täydelliseksi) elektronien energia osoittautuu pienemmäksi kuin JSC: llä, mutta puhkeamisella - enemmän. Absoluuttisella arvolla elektronien energian kasvu kyyneleisiin orbitaaleihin on jonkin verran suurempi kuin energian väheneminen sitovilla orbitaaleilla. Elektronia, joka on sitovilla orbitaaleilla, antaa yhteyden atomien välillä, molekyylin stabiloinnista ja repeämän orbitaalin elektronia haittaa molekyylin, ts. Atomien välinen yhteys heikkenee. Erazr. \u003e ERU.

MO on muodostettu samasta symmetriasta: sitoutuminen ja repiminen σ-orbitaali 2p-orbitaalista, jotka sijaitsevat X-akselilla. Ne on merkitty σcv2r ja σp2r. Sidonta ja repiminen P-orbitaalit muodostetaan 2Pz: n orbitaaleista. Ne on osoitettu vastaavasti ™ 2pz, πp2pz. Samoin se muodostuu все2ру ja Ир2u-orbitaali.

Täytetään mo. MO-elektronien täyttäminen tapahtuu orbitaalien energian lisäämiseksi. Jos MO: lla on sama energia (tai π-orbitaali), täyttö tapahtuu Hindan säännön mukaan niin, että molekyylin spin-hetki on suurin. Jokainen mo, kuten atomi, voi majoittaa kaksi elektronia. Kuten todettiin, atomien tai molekyylien magneettiset ominaisuudet riippuvat virheellisten elektronien läsnäolosta: jos molekyylissä on paramagneettisia elektronit, se on paramagneettinen, jos ei ole - diamagneettista.

Harkitse ionea.

Järjestelmästä voidaan nähdä, että ainoa elektroni sijoittaa σcv - mo. Vakaa yhdiste muodostuu 255 kJ / mol, viestinnän pituus - 0,106 nm. Molekyyli-ionin paramagneettinen. Jos oletamme, että viestinnän moninaisuus, kuten aurinkomenetelmässä, määräytyy elektronisten parien lukumäärän mukaan, sitten viestinnän moninaisuus on ½. Luo koulutusprosessi seuraavasti:

Tämä merkintä tarkoittaa sitä, että 1S AO: sta muodostettu MO: n σcv on yksi elektroni.

Tavallinen vetymolekyyli sisältää jo kaksi elektronia vastakkaisilla kierroksilla σcv1s-orbitaalista :. Viestintä Energia H2: ssa on suurempi kuin 435 kJ / Mol ja viestinnän pituus (0,074 nm) on vähemmän. H2-molekyylissä on yksi yhteys, diageetic molekyyli.

Kuva. 2.3. AO: n ja MO: n energiakaavio kahden vetyatomin järjestelmässä.

Molekyyli-ioni (+ He + ® He + 2 [(SSV1S) 2 (SP1S) 1]) on yksi elektroni σSR.1S-orbitaaliksi. Viestintä Energia B - 238 kJ / Mol (verrattuna H2: een laskettuun) ja viestinnän pituus (0,108) - kasvoi. Sidosten moninaisuus on yhtä suuri kuin ½ (moninaisuus liitoksesta on yhtä suuri kuin elektronien lukumäärä sitoutumisella ja repeytymisrabitaalilla).

Hypoteettinen HE2-molekyylillä olisi kaksi elektronia σcv1s orbitaalissa ja kahdella elektralilla σр1s orbitaalissa. Koska yksi elektroninhallinta tuhoaa elektronin sitoutumisvaikutuksen sitoutumiseen orbitaaliin, sitten HE2-molekyyliä ei voi olla olemassa. Aurinko-menetelmä johtaa myös samaan tuotantoon.

Alla on järjestys täyttää elektronien mallit molekyylien muodostumisessa kauden elementteillä. B2- ja O2-molekyylin, paramagneettisten ja V2-molekyylin ja V2: n molekyylin mukaisesti ei voi olla olemassa.

Elementtien II atomien molekyylien muodostuminen voidaan tallentaa seuraavasti (K - sisäiset elektroniset kerrokset):

Molekyylien ja mmon fysikaaliset ominaisuudet

Sitoutumisen ja repeytymisen olemassaolo vahvistaa molekyylien fysikaaliset ominaisuudet. MO-menetelmällä voit ennakoida, että jos molekyylin molekyylin muodostumisessa molekyylin elektronit kuuluvat sitoutumiseen, molekyylien ionisaatiopotentiaalien tulisi olla suurempia kuin atomien ionisaation mahdollisuudet ja jos elektronit putoavat Leivontaan orbitaali, sitten päinvastoin.

Näin ollen vedyn ja typpimolekyylien (sitovat orbitaalit) - 1485 ja 1500 kJ / mol - enemmän kuin vedyn ja typpiatomien ionisointi - 1310 ja 1390 kJ / mol ja happimolekyylien ionisaatiomahdollisuudet ja Fluori (kyyneleiset orbitaalit) - 1170 ja 1523 kJ / mol - pienempi kuin vastaavien atomien - 1310 ja 1670 kJ / mol. Kun molekyylien ionisaatio, viestintälujuus pienenee, jos elektroni poistetaan sitoutumisesta orbitaalista (H2 ja N2) ja kasvaa, jos elektroni poistetaan repimästä orbitaalista (O2 ja F2).

Kaksinkertaiset molekyylit, joilla on eri atomeja

MO eri atomien molekyyleihin (NO, CO) on rakennettu samalla tavalla, jos alkuperäiset atomeja eivät eroa ionisaatiomahdollisuuksien arvoista. Esimerkiksi CO-molekyylissä meillä on:

Atomin happiatomin energia on alle vastaavien hiilen orbitasin (1080 kJ / mol) energioiden alapuolella, ne sijaitsevat lähempänä ytimiä. Elektronien alkukerroksissa olevat elektronit, jotka sijaitsevat elektronien ulkokerroksissa 10, täyttävät sidos SSV2S- ja repeämät SP2: n orbitaalit ja sitoutumis- ja PS2RY, Z-orbitaali. C molekyyli osoittautuu isoelektroniseksi N2-molekyylillä. Atomien sitomisenergia yhdessä CO-molekyylissä (1105 kJ / mol) on vielä suurempi kuin typpimolekyylissä (940 kJ / mol). Viestinnän pituus C-O - 0,113 nm.

Molekyylinumero

siinä on yksi elektroni leivontaan. Tästä johtuen mikään viestinnän energia (680 kJ / Mol) on pienempi kuin N2 tai CO. Elektronin poistaminen mikään molekyylillä (ionisointi muodostaa nro +) lisää atomien sitoutumisenergiaa 1050-1080 kJ / Mol.

Harkitse MO: n muodostumista vedyn HF: n fluoridimolekyylissä. Koska fluorin ionisaatiopotentiaali (17,4 EV tai 1670 kJ / mol) on suurempi kuin vedyn (13,6 EV tai 1310 kJ / mol), fluorin 2P orbitaalilla on vähemmän energiaa kuin 1S-orbitaalinen vety. Koska vetyatomin 1S: n orbitaalin ja fluoriatomin 2S: n orbitaali ei ole vuorovaikutuksessa. Siten 2S orbitaalinen fluori muuttuu ilman MO: n energiaa HF: ssä. Tällaisia \u200b\u200borbitaaleja kutsutaan uninvoyingiksi. 2RU- ja 2RZ -orbitaalinen fluoriini ei myöskään voi olla vuorovaikutuksessa 1S vety orbitaalin kanssa symmetrian eron vuoksi suhteessa linkki-akseliin. Heistä tulee myös unconvisory mo. Sidonta ja hajoava MO on muodostettu 1S: stä orbitaalisesta vedystä ja 2kpc-orbitaalisesta fluoriksi. Vety ja fluoriatomeja liitetään kahden elektronidioksidin avulla 560 kJ / mol.

Luettelo viitteistä

Glinkas N.L. Yleinen kemia. - M.: Kemia, 1978. - P. 111-153.

Shimanovich eli Pavlovich M.L., Tikova V.F., Malashko P.M. Yhteinen kemia määritelmä kaavat, järjestelmät. - Mn: UnivVorsiteckai, 1996. - P. 51-77.

VOROBEV V.K., ELISEEV S.YU., VRublevsky A.V. Käytännöllinen ja itsenäinen työ kemian. - MN: UE "Donyar", 2005. - P. 21-30.

Kuva 1. Orbitaali RADI-elementit (R a) ja yhden elektronisen kemiallisen sidos (D)

Yksinkertaisin yhden elektroninen kemiallinen sidos luodaan yhdellä valentin elektronilla. On osoittautunut, että yksi elektroni pystyy pitämään kaksi positiivisesti ladattuja ioneja yhdellä kokonaisuudessaan. Yhdessä elektronisella liitoksella positiivisesti varautuneiden hiukkasten repulsion kompensoivat näiden hiukkasten vetovoimat negatiivisesti varautuneeksi elektroniksi. Valence Electron tulee yleiseksi kahteen molekyylin ytimeen.

Esimerkkejä tällaisista kemiallisista yhdisteistä ovat molekyyli-ionit: H2 +, Li 2 +, Na2 +, K2 +, RB 2 +, CS 2 +:

Polar kovalenttinen sidos tapahtuu heterotic dioksidimolekyyleissä (kuvio 3). Sitova elektronihöyry polaarisessa kemiallisessa sidoksessa on lähellä atomi, jolla on korkeampi ensimmäinen ionisaatiopotentiaali.

Polar molekyylien etäisyyden D etäisyyden D etäisyyttä atomi-ytimien välillä voidaan suunnitella aktiivisesti vastaavien atomien kovalenttisen säteen summana.

Joidenkin polaaristen aineiden ominaisuudet

Elektroniparin siirtyminen johonkin polaarisen molekyylin ytimestä johtaa sähköpulan (elektrodynamiikka) ulkonäköön (kuvio 4).

Positiivisten ja negatiivisten maksujen painopisteiden välistä etäisyyttä kutsutaan dipoliiksi. Molekyylin napaisuus sekä viestinnän napaisuus arvioidaan dipoli-hetken μ, joka on dipoli L: n pituuden tuote elektronisen latauksen määrän mukaan:

Useita kovalenttisia joukkovelkakirjoja

Kovalenttisia sidoksia edustaa tyydyttymättömät orgaaniset yhdisteet, jotka sisältävät kaksinkertaisia \u200b\u200bja kolminkertaisia \u200b\u200bkemiallisia sidoksia. Kuittaamalla ei-täydellisyyttä yhdisteitä, L.Poling esittelee sigma- ja π-sidosten käsitteet, atomien orbitaalien hybridisaatio.

Kahden S- ja kahden pH-elektronin hybridisaatio, joiden avulla voidaan selittää kemiallisten sidosten suunnan, erityisesti metaanin tetraedriinikokoonpanon. Selittääkseen neljän ekvivalenttisen sp 3 - elektronien etyleenin rakenne, on tarpeen tunnistaa yksi P-elektroni ylimääräisen yhteyden muodostamiseksi, jota kutsutaan π-viestintään. Samanaikaisesti kolme jäljellä olevaa SP 2-hybrid-orbitaalia sijaitsevat tasossa 120 °: n kulmassa ja muodostavat emäksisiä sidoksia, esimerkiksi etyleenin tasainen molekyyli (kuvio 5).

Uudessa aito teoriassa kaikki sitovat elektronit vastaavat ja vastaavat molekyylin ytimen yhdistävän linjan. Polnegin kaarevan kemiallisen sidoksen teoria otti huomioon M. Syntyneiden aaltofunktion tilastollinen tulkinta, elektronien Coulombin elektroninen korrelaatio. Fyysinen merkitys ilmestyi - kemiallisen sidoksen luonne määräytyy täysin ytimien ja elektronien sähköisen vuorovaikutuksen avulla. Mitä suurempia sitovat elektronit, pienempi interstitiaalinen etäisyys ja vahvempi kemiallinen sidos hiiliatomien välissä.

Kolme keskuksen kemiallista viestintää

Kemiallisen joukkovelkakirjalainan ideoiden jatkokehittäminen antoi U. LipsKombin American Physicochemistry, joka kehitti kahden elektronisen kolmen keskuksen siteitä ja topologian teorian teorian, mikä mahdollisti joidenkin boorovodovin rakennetta.

Elektronihöyry kolmessa keskitetyssä kemiallisessa sidoksessa yleistyy kolmelle ydinvoimalla. Kolmen keskuksen kemiallisen sidoksen yksinkertaisimmassa edustajalla - vedyn H3 + molekyyli-ioni elektroninen pari pitää yhdellä koko kolme protonia (kuvio 6).

Kuva 7.teberan

Boranialaisten olemassaolo niiden kahden elektronin kolmen keskuksen liitoksella "morsiamen" vetyatomien kanssa rikkoi valenssin kanonisia oppeja. Vetyatomi, joka aikaisemmin pidettiin tavallisena monovalenttisena elementin, osoittautui samoihin sidoksiin, joissa on kaksi booriatomista ja niistä tuli virallisesti bivalenttinen elementti. U. Lilipsmin teokset Doraganovin rakenne laajensi ideoita kemiallisesta sidoksesta. Nobelikomitea kunnioitti William Nanna Lipovsky -palkintoa kemiaan vuonna 1976 sanamuodon kanssa "boraanien rakenteen tutkimiseksi (borogidriitti), selventää kemiallisten joukkovelkakirjojen ongelmia).

Monikertainen kemiallinen viestintä

Kuva 8. Ferroseenimolekyylit

Kuva 9. Dibentsolkrom

Kuva 10.Auransen

Kaikki kymmenen joukkovelkakirjalainat (C-Fe) ferroseenimolekyylissä ovat vastaavia, identiteetin etäisyyden Fe - C - 2,04 Å. Kaikki ferroseenimolekyylin hiiliatomeja ovat rakenteellisesti ja kemiallisesti vastaava, kunkin C-C-1,40 - 1,41 Å-sidoksen pituus (vertailua varten bentseenissä C-C 1,39 Å). 36-elektroninen kuori esiintyy rautatomin ympärillä.

Kemiallinen viestintädynamiikka

Kemiallinen sidos on riittävän dynaaminen. Täten metalliviestintä muunnetaan kovalentiksi faasiliittimen prosessissa metallin haihduttamisen aikana. Metallin siirtyminen kiinteästä kiinteästä höyrytilasta edellyttää suurien energian kustannuksia.

Pareissa nämä metallit koostuvat käytännöllisesti katsoen homo-vuokralaisista ja vapaasta atomeista. Kun metallihöyryjen kondensaatio, kovalenttinen sidos muuttuu metalliksi.

Tyypillisen ionisidon, kuten alkalimetallifluoridin, haihduttamalla, johtaa ionisen kytkennän tuhoamiseen ja heteronanttisten dioksidimolekyylien muodostumiseen polaarisella kovalenttisella sidoksella. Samanaikaisesti dimeeristen molekyylien muodostuminen silloitusjoukkojen kanssa on muodostuminen.

Kemiallisten sidosten ominaisuudetsä ja niiden dimeereissä.

Kun alkalimetallin fluoridin höyryjen kondensaatio, polaarinen kovalenttinen sidos transformoidaan ioniksi sopivan kiteisen kiinteän suolan muodostamiseksi.

Siirtymän mekanismi, joka on kovalenttinen metalliviestinnässä

Kuva11. Elektronisen parin säteen ja kovalenttisen kemiallisen sidos D: n pituuden välinen suhde

Kuva 2. Diatomi-molekyylien dipolien suuntaaminen ja klusterin vääristyneen oktaedraalisen fragmentin muodostuminen alkalimetallihöyryjen kondensaation aikana

Kuva 13. Pöytäkeskeinen kuutioinen kuutioinen sijainti alkalimetallikiteissä ja linkin sitoutumisessa

Dispergoitu vetovoima (Lontoon vahvuus) aiheuttaa interaktiivisen vuorovaikutuksen ja muodostumisen homo-tenor-ulotteisten molekyylien muodostamisen alkalimetalliatomien.

Kovalenttisen liimausmetallin muodostuminen liittyy sähköisten atomien sähköisten kuorien muodonmuutokseen - Valence-elektronit muodostavat sitovan elektronin parin, jonka elektronitiheys väkevöidään molekyylin atomien ytimien väliseen tilaan. Homo-tenor-ulottuvuuden alkalimolekyylien ominaispiirre on kovalenttisen sidoksen korkea pituus (3,6-5,8 kertaa pidempi kuin vetymolekyylissä olevan viestinnän pituus) ja sen repeytyksen alhainen energia.

RE: n ja D: n välinen suhde määrittää molekyylin sähköisten latausten jakautumisen epätasaisuuden molekyylin keskiosassa, sitoutuvan elektronisen parin negatiivinen sähkövaara konsentroidaan ja molekyylin päissä - Positiiviset sähköiset maksut kahdesta atomiyllystä.

Sähkökustannusten epätasaiset jakautuminen luo olosuhteita molekyylien vuorovaikutukselle orientaatiovoimien vuoksi (van der Waals Furces). Alkali-metallimolekyylit selaavat siten, että seturit osoittautuvat mahdollisimman sähköiseen maksuihin. Tämän seurauksena molekyylien vetovoiman voimat. Jälkimmäisten läsnäolon ansiosta alkalimetallimolekyylit tulevat lähemmäs ja vähemmän tiukemmin tiukentamaan toisiaan. Samanaikaisesti on olemassa jonkin verran muodonmuutoksia naapurimolekyylien läheisempien napojen vaikutuksesta (kuvio 1).

Itse asiassa alkuperäisen dioksidimolekyylin elektronin sitovat elektronit, jotka kuuluvat neljään positiivisesti ladattujen atomolekyylien sähkökentälle, poistetaan atomin orbitaalisesta säteestä ja vapaana.

Tällöin sitova elektroninen pari tulee yhteiseksi jo järjestelmään, jossa on kuusi kationia. Kristallimetallikannen rakentaminen alkaa klusterin vaiheessa. Alkalimetallien kristallikappaleessa sitoutumislinkin rakenne, jolla on vääristynyt tasainen oktaedra-neliö bipiramidi, jonka korkeus ja pohjan katto ovat yhtä suuria kuin vakion translaation Grille AW (kuv. 13).

Vakion alkalimetallikidyn suuruus on merkittävästi suurempi kuin alkalimetallimolekyylin kovalenttisen sidoksen pituus, joten uskotaan, että metallin elektronit ovat vapaassa tilassa:

Metallien vapaiden elektronien ominaisuuksiin liittyvä matemaattinen rakenne tunnistetaan yleensä "Fermi-pinnalla", jota on pidettävä geometrisena paikana, jossa elektronit jäävät metallin pääominaisuuteen.

Verrattaessa alkalimetallihöyryjen kondensaatiota kaasun kondensaatioprosessilla, esimerkiksi vety, ominaispiirre ilmenee metalliominaisuuksissa. Joten, jos vedyn kondensaatioon ilmenee heikot intermolekulaariset vuorovaikutukset, kemiallisten reaktioiden ominaispiirteet ilmenee metallihöyryn kondensaation aikana. Metallihöyryjen kondensaatti menee useisiin vaiheisiin ja sitä voidaan kuvata seuraavalla käsittelyllä: Vapaa Atomi → Kaksipohjainen molekyyli, jossa on kovalenttinen sidos → Metalliklusteri → kompakti metalli metalliyhteyksellä.

Alkalimetallihalogimolekyylien vuorovaikutus liittyy niiden dimerisointiin. Dimeerinen molekyyli voidaan pitää sähköisen kvadrupolina (kuvio 15). Tällä hetkellä alkalimetallihalidien tärkeimmät ominaisuudet ovat tunnettuja (kemialliset sidospituudet ja valenssikulmat yhteyksien välillä).

Kemiallinen sidospituus ja valenssikulmat alkalimetallihalogenidimeereissä (E 2 x 2) (kaasufaasi).

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

Kondensaatioprosessissa orientaatiovoimien vaikutus paranee, molekyyli vuorovaikutus liittyy klustereiden muodostaminen ja sitten kiinteä aine. Alkalimetallihalogenidit muodostavat kiteet yksinkertaisella kuutiolla ja tilavuuskeskeisellä kuutiometrillä.

Kiteikan hila ja jatkuva kääntävä säleikkö alkalimetallihalidille.

Kiteyttämisprosessissa tapahtuu edelleen interatomietäisyyden kasvu, mikä johtaa elektronin hajoamiseen alkalimetalliatomin orbitaalisesta säteestä ja halogeeniatomin elektronin lähetyksestä vastaavien ionien muodostumalla. Ionien virtakentät jakautuvat tasaisesti kaikkiin avaruudessa. Tältä osin alkalimetallikiteissä kunkin ionikoordinaatit eivät ole yhtä ionia vastakkaisella merkillä, kuten ioniliitäntään (Na + Cl -).

Ionisten yhdisteiden kiteissä yksinkertaisten kahden sirun molekyylien käsite tyypin Na + Cl - ja CS + Cl - menettää merkityksen, koska alkalimetalli-ioni liittyy kuuteen kloori-ioniin (natriumkloridikiteessä) ja kahdeksan klooria ionit (cesiumkloridikide. Samanaikaisesti kaikki kiteissä olevat iloinen etäisyydet ovat yhtä kaukana.

Toteaa

1. Hakemisto epäorgaanisen kemian osalta. Epäorgaanisten aineiden vakioita. - M.: "Kemia", 1987. - P. 124. - 320 s.
2. Lidin R.A., Andreeva L.L., Milochenko V.A. Hakemisto epäorgaanisen kemian osalta. Epäorgaanisten aineiden vakioita. - M.: "Kemia", 1987. - P. 132-136. - 320 s.
3. Gankin V.Yu., Gankin Yu.v. Kuinka kemiallinen sidos muodostuu ja kemialliset reaktiot virtaukset. - M.: Ekstrat. Grupet "Border", 2007. - 320 s. - ISBN 978-5-94691296-9
4. Nekrasov B.v. Yleisen kemian kulku. - M.: GOSHIMZDAT, 1962. - P. 88. - 976 s.
5. Pauling L. Ya.k. Sirkinin kemiallisen viestinnän luonne. - per. englannista M.E. Dyattkina. - M.-l.: Goshimzdat, 1947. - 440 s.
6. Teoreettinen orgaaninen kemia / ed. R.kh.freidlinina. - per. englannista Yu.g. Bundel. - M.: Ed. Ulkomainen kirjallisuus, 1963. - 365 s.
7. Lemenovsky D.A., Levitsky M.M. Venäjän kemiallinen lehti (Journal of the Venäjän kemiallinen yhteiskunta. D.I. imeteleeva). - 2000. - T. XLIV, IP.6. - P. 63-86.
8. Chemical Encyclopedinen sanakirja / CH. ed. I.L. KNUNUNZ. - M.: pöllöt. Encyclopedia, 1983. - P. 607. - 792 s.
9. Nekrasov B.v. Yleisen kemian kulku. - M.: Goshimzdat, 1962. - P. 679. - 976 s.
10. Lidin R.A., Andreeva L.L., Milochenko V.A. Hakemisto epäorgaanisen kemian osalta. Epäorgaanisten aineiden vakioita. - M.: "Kemia", 1987. - P. 155-161. - 320 s.
11. Gillespi R. Geometriamolekyylit / trans. englannista E.z. Castle ja VS Mastryukova, ed. Yu. Pentina. - M.: "Rauha", 1975. - P. 49. - 278 s.
12. Hakemistokemisti. - 2. ed., Pererab. ja lisää. - L.-m.: Kemiallisen kirjallisuuden nts, 1962. - T. 1. - P. 402-513. - 1072 s.
13. Lidin R.A., Andreeva L.L., Milochenko V.A. Hakemisto epäorgaanisen kemian osalta. Epäorgaanisten aineiden vakiot .. - M.: "Kemia", 1987. - P. 132-136. - 320 s.
14. Ziman J. Elektronit metallien (JOHDANTO FERMI-pintojen teoriaan). Fysikaalisten tieteiden onnistumiset .. - 1962. - T. 78, numero.2. - 291 s.

Katso myös

• Kemiallinen viestintä - Artikkeli Big Soviet Encyclopedia
• Kemiallinen viestintä - Chemport.ru.
• Kemiallinen viestintä - Fyysinen tietosanakirja

Kemiallisen joukkovelkakirjalainan käsite on tärkeä eri kemian aloilla kuin tiede. Tämä johtuu siitä, että se on sen avulla, että yksittäiset atomeja kykenevät liittämään molekyyleihin, muodostaen kaikenlaisia \u200b\u200baineita, jotka puolestaan \u200b\u200bovat kemiallisen tutkimuksen kohteena.

Atomien ja molekyylien monimuotoisuuden mukaan eri liitäntöjen syntyminen niiden välillä on liitetty. Eri luokkiin molekyyleille on ominaista elektronien jakelun omat ominaisuudet ja siksi niiden tyypit.

Peruskonseptit

Kemiallinen viestintä Kutsutaan joukko vuorovaikutuksia, jotka johtavat atomien sitoutumiseen muodostaen monimutkaisemman rakenteen (molekyylit, ionit, radikaalit) tasaiset hiukkaset sekä aggregaatit (kiteet, lasit ja muut). Näiden vuorovaikutusten luonne on luonteeltaan sähköinen ja ne esiintyvät valenssin elektronien jakautumisen aikana lähestyvien atomien.

Valence hyväksyttiin Soita tiettyyn atomin kykyyn muodostaa tietty määrä yhteyksiä muiden atomien kanssa. Ionisissa yhdisteissä valenssin arvoa varten annetaan annettujen tai liitettyjen elektronien lukumäärä. Kovalenttisissa yhdisteissä se on yhtä suuri kuin yhteiset elektroniset parit.

Alla hapettumisaste ymmärtää ehdollisen Maksu, joka voisi olla atomissa, jos kaikki polar kovalenttiset joukkovelkakirjalainat olisivat ionisen luonteen.

Soita moninaisuutta kutsutaan Tarkasteltavana olevien atomien välisten yhteisten sähköisten parien määrä.

Eri kemian eri osissa pidettävät viestinnät voidaan jakaa kahteen kemialliseen joukkoon: ne, jotka johtavat uusien aineiden muodostumiseen (intramolecular) , I. Ne, jotka tapahtuvat molekyylien (intermolekulaariset) välillä.

Perusviestintäominaisuudet

Viestintä Energia Soita sellaiselle energialle, joka tarvitaan kaikkiin käytettävissä oleviin yhteyksiin molekyyliin. Myös tämä on energia vapautettu viestinnän muodostumisen aikana.

Pitkä yhteys Ne viittaavat sellaiseen etäisyyteen vierekkäisten nuklei-atomien välillä molekyylissä, jossa vetovoiman ja vastenmielisyys on tasapainotettu.

Nämä atomien kemiallisen sidoksen nämä kaksi ominaisuutta ovat sen vahvuus: vähemmän pituus ja energia, yhteys on vahvempi.

Valenssikulma On tapana kutsua edustettujen linjojen kulman, joka kulkee kommunikaatiosuunnassa atomien ytimien kautta.

Menetelmät yhteyksien kuvaamiseksi

Yleisimmät kaksi lähestymistapaa kemiallisen sidoksen selitykseen, lainattu kvanttimekaniikasta:

Molekyyliset orbitaalit. Se pitää molekyylin atomien elektronien ja ytimien yhdistelmänä, joista kukin erikseen otettu elektroni liikkuu kaikkien muiden elektronien ja ytimien toiminnan alalla. Molekyylillä on orbitaalinen rakenne, ja kaikki sen elektronit jaetaan näiden kiertoradan yli. Myös tätä menetelmää kutsutaan Mo Lkaa, joka on salattu "molekyyli orbitaali - lineaarinen yhdistelmä

Valence siteet. Edustaa molekyyliä, jossa on kaksi keskiväliä orbitals. Samanaikaisesti jokainen niistä vastaa yhtä liitäntää molekyylin kahden atomin välillä. Menetelmä perustuu seuraaviin säännöksiin:

1. Kemiallisen sidoksen muodostuminen suoritetaan yhdellä elektronilla vastakkaisilla pyöriillä, jotka sijaitsevat kahden atomin välissä. Muodostunut elektronipari kuuluu kahteen atomin kanssa yhtä lailla.
2. Tämän tai kyseisen atomin muodostavien yhteyksien määrä on yhtä suuri kuin palkattujen elektronien määrä pääasiassa ja innoissaan.
3. Jos sähköiset parit eivät osallistu viestinnän muodostumiseen, niitä kutsutaan kastetuksi.

Sähkö

Määritä aineiden kemiallisen sidoksen tyyppi voidaan perustua niiden atomien komponenttien elektronien arvojen eroon. Alla sähkö Ymmärrä atomien kyky viivyttää yleisiä sähköisiä paria (elektronin pilvi), joka johtaa viestintävälineen polarisaatioon.

On olemassa useita tapoja määrittää kemiallisten elementtien sähköisen negatiivisuuden arvot. Suurin osa on kuitenkin mittakaava, joka perustuu termodynaamisiin tietoihin, joita ehdotettiin vuonna 1932 L. Polingilla.

Mitä merkittävämpi ero on elektroneinatomien, sitä enemmän nykyinen ionisuutta. Päinvastoin, elektronigelin yhtäläiset tai läheiset arvot osoittavat kommunikoinnin kovalenttisen luonteen. Toisin sanoen määrittää, mikä kemiallinen sidos havaitaan molekyylissä, se on mahdollista matemaattisesti. Tehdä tämä, on välttämätöntä laskea ΔH - atomien elekneklekonien ero kaavan: Δh \u003d | x 1 -H. 2 |.

• Jos Δх\u003e 1.7, Yhteys on ioni.
• Jos 0,5≤Δx≤1.7, Tämä kovalenttinen sidos on polaarinen.
• Jos Δх \u003d 0. Tai lähellä sitä, niin linkki viittaa kovalenttiseen kasvatukseen.

ION-viestintä

Ionista kutsutaan sellaiseksi liitokseksi, joka ilmenee ionien välillä tai johtuen yhden atomien kokonaiselektroniparin täydellisestä viivästymisestä. Aineissa tämäntyyppinen kemiallinen sidos suoritetaan sähköstaattisen vetovoiman voimat.

Ionit ovat varautuneet hiukkaset, jotka on muodostettu atomista liitetiedoston tai palautuksen tuloksena. Jos atomi vastaanottaa elektronit, siitä tulee negatiivinen varaus ja tulee anioniksi. Jos atomi antaa valenssin elektronit, siitä tulee positiivisesti varautunut partikkeli, jota kutsutaan kationiksi.

Se on ominaista yhdisteisiin, jotka on muodostettu tyypillisten metalliatomien vuorovaikutuksessa tyypillisten ei-metalliatomien kanssa. Tärkein prosessi on atomien halukkuus hankkia kestäviä elektronisia kokoonpanoja. Ja tyypillisiä metalleja ja ei-metallam pitäisi tässä sinun on annettava tai kestää yhteensä 1-2 elektronia, että ne helposti tekevät.

Ion-kemiallisen sidoksen muodostamismekanismia molekyylissä käsitellään perinteisesti natriumin ja kloorin vuorovaikutuksen esimerkissä. Alkalimetalli-atomeja helposti antaa elektronin vetämällä halogeeniatomin. Tämän seurauksena muodostuu Na + kationi ja CL-anioni, jotka pidetään sähköstaattisen vetovoiman lähellä.

Ihanteellista ioniyhteyttä ei ole. Jopa tällaisissa yhdisteissä, joita kutsutaan usein ioniksi, elektronien lopullinen siirtyminen atomista ei tapahdu. Koulutettu sähköinen pari pysyy edelleen yleisesti. Siksi he puhuvat kovalenttisen viestinnän murvesta.

Ionliitäntä on ominaista kaksi pääominaisuuksia, jotka liittyvät toisiinsa:

• ei-suuntaus, ts. Ionin ympärillä oleva sähkökenttä on pallon muoto;
• tyydyttymättömyys, ts. Värjäytyneiden veloitettujen ionien määrä, joka voidaan sijoittaa minkä tahansa ionin ympärille, määräytyy niiden ulottuvuuksilla.

Kovalenttinen kemiallinen viestintä

Viestintä, joka on muodostettu päällekkäisistä elektronisista pilvistä, ei-metalliatomien, eli yleistä elektronista paria kutsutaan kovalenttiseksi sidoksi. Yhteisön elektronien parien määrä määrittää viestinnän moninaisuuden. Siten vetyatomeja liittyy yksittäiseen sidokseen H ·· h ja happiatomit muodostavat kaksinkertaisen yhteyden noin :: noin.

Koulutuksensa on kaksi mekanismia:

• Vaihto - Jokainen atomi on yhteisen yhden elektronin muodostamiseksi: A · + · in \u003d A: B, kun taas ulkoiset atomien orbitaalit ovat mukana kommunikaatiossa, jotka sijaitsevat yhdellä elektronilla.
• Donor-acceptori - viestinnän muodostamiseksi yksi atomeista (luovuttaja) tarjoaa parin elektroneja ja toinen (akseptori) on ilmainen orbitaali sen sijoitteluun: A +: B \u003d A: B.

Myös päällekkäisiä elektronisia pilviä kovalenttisen kemiallisen sidoksen muodostumisessa on myös erilainen.

1. Suoraan. Päällekkäisyyksien pinta-ala on suorassa kuvitteellisessa viivalla, joka yhdistää atomien ytimen käsiteltävänä. Samanaikaisesti muodostuu σ-sidoksia. Päällekkäisyydestä poistettujen sähköisten pilvien tyypistä riippuu kemiallisen sidoksen tyypistä, joka ilmenee: S-S, S-P, P-P, S-D tai P-D σ-sidos. Kahden vierekkäisen atomien välisessä hiukkasessa (molekyyli tai ioni) on mahdollista vain yksi σ-sidos.
2. Puolella. Se toteutetaan atomien ytimien yhdistävän linjan molemmilla puolilla. Tämä tuottaa π-sidoksia, ja sen lajikkeet ovat myös mahdollisia: P-P, P-D, D-D. Erikseen σ-sidos π-sidos ei ole koskaan muodostettu, se voi olla molekyyleissä, jotka sisältävät useita (kaksinkertaisia \u200b\u200bja kolminkertaisia) viestintää.

Kovalenttiset joukkovelkakirjalainat

Ne ovat ne, että yhdisteiden kemialliset ja fyysiset piirteet määritetään. Aineiden kemiallisen sidoksen tärkeimmät ominaisuudet ovat sen suunta, napaisuus ja polarisaatio sekä kyllästys.

Suunnattu Viestintä johtuu aineiden molekyylirakenteen erityispiirteistä ja niiden molekyylien geometrinen muoto. Sen ydin on se, että elektronin pilvien paras päällekkäisyys on mahdollista niiden suuntautumisella avaruudessa. Σ- ja π-viestinnän muodostumisten yläpuolella on jo otettu huomioon.

Alla tontti Ymmärrä atomien kyky muodostaa tietty määrä kemiallisia sidoksia molekyylissä. Kustakin atomin kovalenttisten joukkovelkakirjojen lukumäärä rajoittaa ulkoisen orbitaalin lukumäärä.

Vastakkaisuus Viestintä riippuu atomien elektronien arvojen erosta. Se riippuu elektronien jakelun yhtenäisyydestä atomien ytimien välillä. Kovalenttinen sidos Tämä ominaisuus voi olla polaarinen tai ei-polaarinen.

• Jos yleinen sähköinen pari kuuluu tasaisesti jokaiseen atomin kanssa ja sijaitsee niiden ytimessä samalla etäisyydellä, kovalenttinen sidos ei ole polaarinen.
• Jos elektronien yleinen pari siirtyy yhden atomien ytimeen, muodostuu kovalenttinen polaarinen kemiallinen sidos.

POLARIZABILITY Se ilmaistaan \u200b\u200bkommunikaatioliikkeen siirtymisen ulkoisen sähkökentän vaikutuksen yhteydessä, joka voi kuulua toiselle hiukkaselle, vierekkäiset sidokset samassa molekyylissä tai etenevät sähkömagneettisten kenttien ulkoisista lähteistä. Joten, kovalenttinen sidos heidän vaikutuksensa alle voi muuttaa polaarisuuttaan.

Orbitaalin hybridisaatiolla he ymmärtävät muutoksen muodoissaan kemiallisen sidoksen täytäntöönpanossa. Tämä on välttämätöntä tehokkaimman päällekkäisyyden saavuttamiseksi. On olemassa seuraavat hybridisaatiotyypit:

• sP 3. Yksi S- ja kolme P-orbitaalia muodostavat neljä "hybrid" orbitals samaa muotoa. Ulkoisesti muistuttaa tetraedronia, jonka kulma 109 °: n akseleiden välillä.
• sP 2. Yksi S- ja kaksi P-orbitaali muodostavat tasaisen kolmion, jonka kulma 120 °: n akseleiden välillä.
• sp. Yksi S- ja yksi P-orbitaali muodostavat kaksi "hybridia" orbitaalia, jossa on kulma niiden akseleiden 180 ° välillä.

Metallien atomien rakenteen ominaisuus on melko suuri säde ja pieni määrä elektroneja ulkoisessa orbitaalissa. Tämän seurauksena tällaisissa kemiallisissa elementeissä ytimen ja valenssin elektronien liitäntä on suhteellisen heikko ja se on helposti rikki.

Metalli Viestintä kutsutaan tällainen vuorovaikutus metallien atomien välityksellä, joka suoritetaan delaalisoitujen elektronien avulla.

Metallihiukkasissa Valence-elektronit voivat helposti jättää ulkoiset orbitaalit, kuten ja miehittävät avoimia työpaikkoja. Siten eri ajankohtana yksi ja sama hiukkanen voi olla atomi ja ioni. Sähkötekniikka, jotka katkaisivat ne, ovat vapaasti liikkuvat koko kristallihuoneen tilavuudessa ja suoritetaan kemiallinen sidos.

Tämäntyyppisellä viestinnällä on yhtäläisyyksiä ionin ja kovalentin kanssa. Mitä ionisia, ioneja tarvitaan metalliviestinnän olemassaololle. Mutta jos sähköstaattisen vuorovaikutuksen toteuttamista varten tarvitaan kationeita ja anioneja, toisessa negatiivisesti varautuneiden hiukkasten roolia toistetaan elektroneilla. Jos verrataan metalliliitäntää kovalentilla, niin molempien yleisten elektronien kanssa tarvitaan. Päinvastoin kuin polaarinen kemiallinen sidos on kuitenkin paikallistettu kahden atomin välillä, vaan ne kuuluvat kaikkiin metallihiukkasiin kidehäläissä.

Lähes kaikkien metallien erityisominaisuudet määräytyvät metalliyhteyden avulla:

• muotoisuus on läsnä johtuen mahdollisuudesta siirtyä atomienkerrosten siirtoon elektronikaasun pitoisessa kristalliverkossa;
• metallilevy, jota havaitaan, johtuen valonsäteiden heijastamiseksi elektronista (jauhemaisessa tilassa ei ole kiteistä ristikkoa ja se tarkoittaa, että se siirtyy IT-elektroneihin);
• sähkönjohtavuus, joka suoritetaan varautuneiden hiukkasten virtauksella ja tässä tapauksessa pienet elektronit siirretään vapaasti suurten metalli-ionien keskuudessa;
• lämpöjohtavuus havaitaan elektronin kyvyn siirtämisen lämpöä.

Tällaista kemiallista sidoksesta kutsutaan joskus väliin kovalenttin ja intermolekulaarisen vuorovaikutuksen välille. Jos vetyatomilla on yhteys yhteen erittäin elektronisista elementeistä (kuten fosforia, happea, klooria, typpeä), se pystyy muodostamaan lisäliitäntään nimeltä vety.

Se on paljon heikompi kuin kaikki siteet (energiaa enintään 40 kJ / Mol), mutta on mahdotonta laiminlyödä sitä. Siksi vetykemiallinen sidos kaaviossa näyttää katkoviivaalta.

Vetyviestinnän esiintyminen on mahdollista, koska luovuttajan hyväksyttävä sähköstaattinen vuorovaikutus samanaikaisesti. Suuri ero sähköversioarvojen arvossa johtaa ylimääräisen elektronitiheyden ulkonäköä atomeissa O, N, F ja muut sekä sen puute vetyatomin. Siinä tapauksessa, että tällaisten atomien välillä ei ole olemassa olevaa kemiallista sidoksia, melko lähellä asennon, vetovoiman voimat aktivoidaan. Tällöin protoni on elektroninen pari-akseptori ja toinen atomi on luovuttaja.

Vetyliitokset voivat esiintyä sekä vierekkäisten molekyylien, esimerkiksi veden, karboksyylihapon, alkoholien, ammoniakin ja molekyylin sisällä, esimerkiksi salisyylihappo.

Vetyliitoksen läsnäolo vesimolekyylien välillä selitetään useilla ainutlaatuisilla fysikaalisissa ominaisuuksissa:

• Laskelmien lämpökapasiteetin, dielektrisen vakio-, kiehumis- ja sulamislämpötilojen arvojen tulisi olla huomattavasti vähemmän todellisia, mikä selittää molekyylien rajat ja tarve viettää energiaa murtaa molekyylien vetysidokset.
• Päinvastoin kuin muut aineet, veden määrä kasvaa lämpötilan vähenemisellä. Tämä johtuu siitä, että molekyylit miehittävät tiettyä asemaa jään kristallirakenteessa ja erotetaan toisistaan \u200b\u200bvetysidoksen pituudesta.

Tämä suhde on erityinen rooli eläville organismeille, koska sen läsnäolo proteiinimolekyyleissä määritetään, että niiden erityinen rakenne määritetään ja siten ominaisuudet. Lisäksi nukleiinihappoja, jotka muodostavat DNA-kaksinkertaisen helixin, liittyvät myös vedyn sidoksiin.

Viestintä kristallissa

Ylivoimaisella enemmistöllä kiinteillä elimillä on kristallivastaava - niiden hiukkasten erityinen keskinäinen järjestely. Samanaikaisesti havaitaan kolmiulotteisia kemiallisia, ja atomeja, molekyylit tai ionit sijaitsevat solmuissa, jotka on liitetty kuvitteellisiin viivoihin. Riippuen näiden hiukkasten luonteesta ja niiden välillä niiden välillä kaikki kiderakenteet jaetaan atomi-, molekyyliin, ioniin ja metalliin.

Ion-kristallin ristikoissa ovat kationit ja anionit. Lisäksi kukin niistä ympäröi tiukasti määritelty ionien määrä vain vastakkaisella latauksella. Tyypillinen esimerkki - natriumkloridi (NaCl). Heille korkeat sulamislämpötilat ja kovuus ovat yleisiä, koska heidän tuhoutumistaan \u200b\u200bon paljon energiaa.

Molekyylitieteiden solmuissa on molekyylejä, jotka on muodostettu kovalenttisella sidoksella (esimerkiksi I 2). Ne ovat yhteydessä toisiinsa heikkoon van der Waalsin vuorovaikutukseen, ja siksi tällainen rakenne on helppo tuhota. Tällaisilla yhdisteillä on alhaiset kiehuvat ja sulamislämpötilat.

Atomi-kide-ristikkomuodossa muodostuu kemiallisten elementtien atomeja, joilla on suuret valenssiarvot. Ne liittyvät kestäviin kovalenttisiin joukkoihin, ja siksi aineet erotetaan korkeat kiehumispisteet, sulatus ja suuri kovuus. Esimerkki - Diamond.

Siten kaikentyyppiset kemikaaleissa käytettävissä olevat yhteydet ovat omat ominaispiirteet, jotka selittävät hiukkasten vuorovaikutuksen molekyyleissä ja aineissa. Ne riippuvat yhdisteiden ominaisuuksista. He määrittävät kaikki ympäristössä esiintyvät prosessit.

Kovalenttinen kemikaali, sen lajikkeet ja koulutusmekanismit. Kovalenttisen sidoksen (napaisuus ja viestintäenergia) ominaisuudet. ION-yhteys. Metalliyhteys. Vetyviestintä

Kemiallisen viestinnän oppi on kaikkien teoreettisen kemian perusta.

Kemiallisen sidos ymmärtää tällaisen atomien vuorovaikutuksen, joka sitoo ne molekyyleiksi, ioneiksi, radikaaleiksi, kiteiksi.

Kemiallinen sidoksia on neljä tyyppiä: ioninen, kovalentti, metalli ja vety.

Kemiallisten joukkojen jakaminen tyyppisille on luonnossa, koska ne kaikki ovat tietyn yhtenäisyyden ominaista.

Ionista viestintää voidaan pitää äärimmäisenä kovalenttisen polaarisen viestinnän tapauksessa.

Metalliliitokset yhdistyvät atomien kovalenttisen vuorovaikutuksen käyttämällä näiden elektronien ja metalli-ionien välistä yhteisöllistä elektronia ja sähköstaattista vetovoimaa.

Aineissa ei useinkaan ole rajoitettu kemiallisia viestinnän (tai puhtaita kemiallisia joukkovelkakirjoja).

Esimerkiksi $ Lif $ litiumfluoridi viitataan ionisiin yhteyksiin. Itse asiassa on yhteys 80% $ ionic ja 20% kovalentista. Siksi on oikeampi, joten on selvää, että kemiallisen sidoksen napaisuusaste (ionisuus).

$ HF-HCL-HBR-HI-HF-HCL-HCB-HBR-HI-HT $ vähennetään $ HF-HCL-HBR-HI-HT $ viestinnän napaisuuteen, koska se ero vallassa Halogeenin ja vetyatomien sähkölähtöisyys pienenee, ja yhdistys muuttuu lähes ei-polaariseksi $ (EO (H) \u003d 2.1; EO (AT) \u003d 2,2) $.

Samassa aineessa voidaan sisällyttää erilaisia \u200b\u200bjoukkovelkakirjoja, esimerkiksi:

1. perustuu: hapen ja vedyn atomien välillä hydroksiryhmissä, polaarisen kovalentin liitäntä ja metalli ja hydroksointi - ioninen;
2. hapen sisältävien happojen suoloissa: happotähteen epämiellyttävän atomin ja happea - kovalenttisen polaarin ja metallin ja hapon jäännöksen välillä - ioninen;
3. ammoniumsuolat, medymmoniat jne.: typpi- ja vetyatomien välillä - kovalenttiset polaariset ja ammoniumionien tai metyylidoniumin välillä ja happojäännöksellä - ioninen;
4. metallien peroksidit (esimerkiksi $ na_2o_2) happiatomien välinen liitäntä on kovalenttinen, ei-polaarinen ja metalli- ja happea jne.

Erilaiset liitännät voivat siirtää yhden toiseen:

- elektrolyyttisellä dissosiaatiolla kovalenttisten yhdisteiden vedessä, kovalenttinen polaarinen liitos menee ioniksi;

- Metallien haihduttamalla metallilevy muuttuu kovalentiksi ei-polaariseksi jne.

Kaikkien kemiallisten joukkovelkakirjalainojen yhtenäisyyden syy on niiden identtinen kemiallinen luonto - elektronisen ydinvoiman vuorovaikutus. Kemiallisten sidoksen muodostuminen joka tapauksessa on tulosta atomien elektronisen ydinvoiman vuorovaikutuksesta, johon liittyy energiaa.

Menetelmät kovalenttisen viestinnän koulutukseen. Kovalenttiset viestintäominaisuudet: pituus ja viestintäenergia

Kovalenttinen kemiallinen sidos on atomien välillä syntyvä sidos yhteisten sähköisten parien muodostumisen kautta.

Tällaisen yhteyden koulutusmekanismi voidaan vaihtaa ja luovuttajan hyväksyttävä.

I. Vaihdettava mekanismi Se toimii, kun atomeja muodostaa yleiset elektroniset parit, koska unioni palkattu elektronit.

1) $ H_2 $ - Vety:

Tiedonanto johtuu johtuen yhteensä elektroniparin muodostamisen $-$ -elektronien muodostumisesta vedyn atomeista (päällekkäiset $ S $ -rbit):

2) $ HCL $ - Kloridi:

Tiedonsiirto syntyy yleisen elektronien parin muodostumisen vuoksi $ ja $ p- $ elektroni (päällekkäin $ S-P- Orabit):

3) $ cl_2 $: Kloorimolekyylissä muodostuu kovalenttinen sidos, joka johtuu parhaimmista $ p- $ elektronista (päällekkäinen $ p-p- turaussali):

4) $ n_2 $: Kolme yleistä elektronista paria on muodostettu nitrolimolekyyliin atomien välillä:

II. Donor-Acceptor-mekanismi Kovalenttisen yhteyden muodostaminen tarkastellaan esimerkkiä ammoniumionin $ NH_4 ^ + $.

Luovulla on sähköinen pari, hyväksyjä on ilmainen orbitaali, jota tämä pari voi miehittää. Ammoniumionissa kaikki neljä vetyatomeja, joissa on kovalenttiset: kolme muodostettiin typpiatomin elektronisten elektronisten parien luomisesta vaihto-mekanismista, yksi - luovuttajan hyväksymismekanismin mukaan.

Kovalenttiset sidokset voidaan luokitella päällekkäisten elektronisten orbitaalien menetelmän mukaisesti sekä näyttää ne yhteen sitoutuneista atomeista.

Kemialliset sidokset, jotka johtuvat päällekkäisistä elektronisista orbitaaleista viestintälinjalla, kutsutaan $ σ $ - Viestintä (Sigma Bonds). Sigma-viestintä on erittäin kestävä.

$ P- $ Orbital voidaan päällekkäin kahdella alueella, muodostaen kovalenttisen yhteyden, joka johtuu sivusuuntaisesta päällekkäisyydestä:

Kemialliset sidokset, jotka johtuvat sähköisten orbitaalien "sivuttaisesta" päällekkäisyydestä viestintälinjan ulkopuolella, ts. Kaksi aluetta, kutsutaan $ π $ - Viestintä (Pi-Bonds).

Mennessä siirtymäaste Yleiset elektroniset parit yhteen kovalenttisen sidoksen sitoutuneista atomista voi olla polaari ja notolar.

Kovalenttinen kemiallinen sidos, joka on muodostettu atomien välillä, joilla on sama sähkösgitanssi, kutsutaan notolar. Elektronisia pareja ei siirretä mihinkään atomeihin, koska Atomeilla on sama EO - kiinteistö viivyttää valenssi elektronit muista atomeista itselleen. Esimerkiksi:

nuo. Kovalenttin ei-polaarisen liitännän kautta muodostuu yksinkertaisten aineiden ei-metallien molekyylejä. Kovalenttinen kemiallinen sidos elementtien atomien välillä, joiden elektroniikka eroaa polar.

Kovalenttinen pituus ja energia.

Ominaisuus kovalenttiset joukkovelkakirjalainat - sen pituus ja energia. Pituusviestintä - Tämä on atomien ytimien välinen etäisyys. Kemiallinen sidos on vahvempi kuin sen pituus. Yhteyslujuuden mitta on kuitenkin viestintä Energiajoka määräytyy viestinnän rikkomiseen tarvittavan energian mukaan. Se mitataan yleensä KJ / Molissa. Niinpä kokeellisten tietojen mukaan $ H_2-molekyylien, CL_2 $ ja $ N_2 $: n viestintäpituus on 0,074 dollaria, 0,198 dollaria ja $ 0.109 $ nm, ja viestintäenergia on vastaavasti 436 dollaria, $ 242 ja $ 946 CJ / MOL.

Ionit. ION-viestintä

Kuvittelemme, että on kaksi atomia: metalli I-ryhmän ja ryhmän ei-metallo -ryhmän atomi. Ulkoisen energian tason metalliatomissa on ainoa elektroni, ja Nemmetalin atomi on vain yksi elektroni, joten sen ulkoinen taso on valmis.

Ensimmäinen atomi antaa helposti toiseksi sen kaukana ytimestä ja elektroniin liittyvästä elektronista ja toinen antaa hänelle vapaan paikan ulkoisella elektronisella tasollaan.

Sitten atomi, jolla on yksi hänen negatiivisesta varauksesta, tulee positiivisesti varautuneeksi hiukkasiksi ja toinen muuttuu negatiivisesti varautuneeksi hiukkasiksi tuloksena olevan elektronin takia. Tällaisia \u200b\u200bhiukkasia kutsutaan ionit.

Ionien välillä syntyy kemiallinen sidos nimeltään ioni.

Harkitse tämän yhteyden muodostamista hyvin ystävällisen natriumkloridiyhdisteen (natriumpöydän) esimerkissä:

Atomien transformaatiota ioneihin on kuvattu kaaviossa:

Tällainen atomien muuntaminen ioneihin tapahtuu aina tyypillisten metallien ja tyypillisten ei-metallien atomien vuorovaikutuksessa.

Harkitse algoritmia (sekvenssi) perusteluista, kun tallennat ionisen viestinnän muodostumista esimerkiksi kalsium- ja klooriatomien välillä:

Kuviot, jotka osoittavat atomien määrää tai molekyylejä, kutsutaan kertoimetja numerot, jotka näyttävät molekyylin puhelun atomien tai ionien määrän indeksit.

Metalliviestintä

Tutustumme siihen, miten metallielementtien atomeja vuorovaikutuksessa. Metallit ovat yleensä eristettyinä atomien muodossa, mutta kappaleen, harhaluksen tai metallituotteen muodossa. Mikä pitää metalliatomeja yhdellä summalla?

Useimpien metallien atomit ulkoisella tasolla sisältävät pienen määrän elektroneja - $ 1, 2, 3 $. Nämä elektronit erotetaan helposti, ja opinnäytetyöt muunnetaan positiiviseksi ioneiksi. Omakoneet elektronit siirtyvät yhdestä ioneesta toiseen, sitomalla ne yhteen kokonaisuuteen. Yhdistäminen ionien kanssa, nämä elektronit muodostavat tilapäisesti atomeja ja sitten jätä uudelleen ja liitetty toiseen ioniin jne. Näin ollen metallien tilavuudessa atomia muunnetaan jatkuvasti ioneiksi ja päinvastoin.

Tiedonanto metalleissa ionien välillä yhteisiä elektroneja kutsutaan metallisiksi.

Kuva esittää kaavamaisesti natriummetallifragmentin rakennetta.

Samaan aikaan pieni määrä komission elektroneja sitoo suuren määrän ioneja ja atomia.

Metalliviestinnässä on jonkin verran samankaltaisuutta kovalenttin kanssa, koska se perustuu elektronien ulkoiseen unioniin. Kuitenkin kovalenttisessa liitoksessa vain kahden naapurimaiden atomien ulkoiset palamattomat elektronit ovat yleisiä, kun taas kaikki atomit osallistuvat metallisen viestinnään näiden elektronien julkaisemisessa. Siksi kiteet, joilla on hauras, ja metalli, pääsääntöisesti muovi, sähköä johtava ja metalli loistaa.

Metallislaino on ominaista sekä puhtaille metalleille että eri metallien seoksiin kiinteissä ja nestemäisissä tiloissa.

Vetyviestintä

Kemiallinen sidos positiivisesti polarisoitujen vetyatomien (tai osan) ja voimakkaasti elektronisten elementtien negatiivisesti polarisoiduilla atomeilla, joilla on tasoinen sähköinen pari ($ F, O, N $ ja vähemmän $ ja $ ja $), Toinen molekyyli (tai sen osat) kutsutaan vetyksi.

Vetyliitojen muodostumismekanismilla on osittain sähköstaattinen, osittain luovuttajan akseptor-merkki.

Esimerkkejä intermolekulaarisesta vetysidosta:

Jos tällaista joukkovelkakirjalainaa on, jopa pienimolekyylipainoiset aineet voivat olla normaaleissa nesteiden (alkoholin, veden) tai helposti nesteytettyjen kaasujen (ammoniakki, fluoridivety).

Molekyylitieteillä on molekyylisia kiteisiä siteitä.

Molekyyli- ja ei-elastiset aineet. Crystal-ristikkotyyppi. Aineiden ominaisuuksien riippuvuus niiden koostumuksesta ja rakenteesta

Aineiden molekyyli- ja molekyylirakenne

Mikään erillisiä atomeja tai molekyylejä ei tule kemiallisia vuorovaikutuksia, mutta aineita. Annetussa olosuhteissa oleva aine voi olla jossakin kolmesta aggregaattitilasta: kiinteä, neste tai kaasumaista. Aineen ominaisuudet riippuvat myös hiukkasten aiheuttaman kemiallisen sidoksen luonteesta hiukkasilla - molekyyleillä, atomeilla tai ioneilla. Viestinnän tyypin mukaan molekyyli- ja ei-eettiset aineet erotetaan.

Molekyyleistä koostuvia aineita kutsutaan molekyyliset aineet. Molekyylien väliset yhteydet tällaisissa aineissa ovat erittäin heikkoja, paljon heikompi kuin molekyylin sisällä olevien atomien välillä ja jo suhteellisen alhaisissa lämpötiloissa ne hajoavat - aine muuttuu nesteeksi ja edelleen kaasuun (jodiumin sublimaatio). Molekyyleistä koostuvat aineet ja kiehuvat kohdat kasvavat molekyylipainon kasvulla.

Molekyylisiä aineita ovat aineet, joilla on ydinrakenne ($ C, SI, Li, Na, K, Cu, Fe, W) niistä on metalleja ja ei-metalleja.

Harkitse alkalimetallien fysikaalisia ominaisuuksia. Atomien välisen yhteyden suhteellisen pieni voimakkuus johtuu alhaisesta mekaanisesta lujuudesta: Alkaliset metallit ovat pehmeitä, leikataan helposti veitsellä.

Suuret atomien koot johtavat pieneen alkalimetallien tiheyteen: litium, natrium ja kalium helpompaa kuin vettä. Alkalimetallien ryhmässä kiehuminen ja sulamislämpötila vähenee elementin sekvenssinumeron kasvulla, koska Atomien koko kasvaa ja rentoutuu.

Aineille nemolekulaarinen Rakennukset ovat ioniset yhdisteet. Suurin osa metalliyhdisteistä ei-metalleilla on tällainen rakennus: kaikki suolat ($ nacl, k_2so_4 $), jotkut hydridit ($ leh $) ja oksidit ($ Cao, MgO, Feo $), perusta ($ Naoh, Koh $ ). Ion (nelecular) aineilla on korkea sulatus ja kiehuvat lämpötilat.

Crystal Lattices

Aine on tunnettu voi esiintyä kolmessa aggregaattitilassa: kaasumaista, nestettä ja kiinteää ainetta.

Kiinteät aineet: amorfinen ja kiteinen.

Harkitse, kuinka kiinteiden aineiden ominaisuudet vaikuttavat kiinteiden aineiden ominaisuuksiin. Kiinteät aineet on jaettu kristallija Amorfinen.

Amorfilla aineilla ei ole selkeää sulamispistettä - kun lämmitetään vähitellen ja menevät nestetilaan. Amorfisella tilassa, esimerkiksi muovi ja erilaiset hartsit sijaitsevat.

Kiteisiä aineita on ominaista näiden hiukkasten oikea sijainti, josta ne koostuvat: atomeja, molekyylejä ja ioneja - tiukasti määriteltyjä avaruuspisteitä. Kun kytket nämä kohdat, spatiaalinen runko muodostuu suorilta viivoilta, joita kutsutaan kristalliristeeksi. Pisteet, joissa kristallin hiukkasia sijoitetaan, kutsutaan ristikkosolmuiksi.

Riippuen kristallihuoneen kokoonpanossa sijaitsevien hiukkasten tyypistä ja niiden välisen suhteen luonne erotetaan neljästä kidehallinnosta: ioninen, atomi, molekyyli ja metalli.

Ioniset kristalliversiot.

Ioninen Soita kristalli-ristikkoiksi, joiden solmut ovat ioneja. Ne muodostavat aineita ionisen sidoksen kanssa, jotka voivat liittyä sekä tavallisiin ionien $ na ^ (+), cl ^ (-) $ ja monimutkaisen $ so_4 ^ (2-), se ^ - $. Näin ollen ionitieteillä on suolat, jotkut oksidit ja metallien hydroksidit. Esimerkiksi natriumkloridikide koostuu vuorottelevista positiivisista ionit $ na ^ + $ ja negatiivinen $ cl ^ - $ muodostavat verkon kuution muodossa. Ionien väliset yhteydet tällaisessa kristallissa ovat erittäin stabiileja. Siksi aineet, joissa on ionihatteri, erotetaan suhteellisen suuresta kovuudesta ja kestävyydestä, ne ovat tulenkestäviä ja haihtumattomia.

Atomi-kidehallinnot.

Atomi Luo kristalliverkkoja, joiden solmut ovat erillisiä atomeja. Tällaisissa ristissä atomeja yhdistetään erittäin voimakkailla kovalenttisilla sidoksilla. Esimerkki sellaisista aineista, joilla on tällainen kiteinen ristikko, voi olla timantti - yksi allotrooppisista hiilimalleista.

Useimmilla aineilla, joilla on atomikide-ristikko, on erittäin korkeat sulamislämpötilat (esimerkiksi timantti on yli 3,500 ° C $), ne ovat kestäviä ja kovia, käytännöllisesti katsoen liukenemattomia.

Molekyylitieteatteri.

Molekyyli Crystal-ristikkoja kutsutaan solmuissa, joiden molekyylit sijaitsevat. Kemialliset sidokset näissä molekyyleissä voivat olla Polar ($ HCL, H_2o $) ja ei-Polar ($ N_2, O_2 $). Huolimatta siitä, että molekyylien sisäiset atomit liittyvät erittäin voimakkaisiin kovalenttisiin sidosiin, on heikkoa molekyylien välisen monimutkaisen vetovoiman voimia. Siksi molekyylisten kiteisten ristikkojen aineilla on alhainen kovuus, alhaiset sulamislämpötilat, haihtuvat. Useimmilla orgaanisilla yhdisteillä on molekyylikidejä (naftaleeni, glukoosi, sokeri).

Metallin kristalliversiot.

Metallivälillä on metallitieteilijät. Tällaisten ristikkojen solmuissa on atomia ja ioneja (sitten atomia, sitten ioneja, joissa metalliatomeja muuntaa helposti, antaa ulkoiset elektronit "yleisesti"). Tällainen metallien sisäinen rakenne määrittää niiden ominaispiirteet fysikaaliset ominaisuudet: poisto, plastisuus, sähköinen ja lämmönjohtavuus, tyypillinen metalli loistaa.

Kaikki kemialliset yhdisteet muodostetaan muodostumalla kemiallinen sidos. Ja riippuen liitoshiukkasten tyypistä, useita tyyppejä erotetaan. Tärkein - Tämä on kovalenttinen polaari, kovalenttinen ei-polaari, metalli ja ioninen. Tänään puhumme ionista.

Yhteydessä

Mitä ionit ovat

Se muodostuu kahden atomin välillä - pääsääntöisesti edellyttäen, että niiden elektreksadeness-ero niiden välillä on erittäin suuri. Atomien ja ionien sähkö on arvioitu lattiatasolla.

Siksi yhdisteiden ominaispiirteet oikein harkitsemiseksi otettiin käyttöön ionismin käsite. Tämä ominaisuus mahdollistaa sen määrittämisen, kuinka paljon prosentti on ioninen yhteys.

Yhdiste, jolla on suurin ionisuutta, on cesiumfluoridi, jossa se on noin 97%. Ioniyhteys on ominaista D.I: n ensimmäisessä ja toisessa ryhmässä sijaitsevien metallien atomien muodostamiseksi aineilla. Mendeleev ja ei-metalliset atomeja, jotka sijaitsevat saman taulukon kuudennessa ja seitsemännessä ryhmässä.

Huomautus!On syytä huomata, että ei ole yhdistettä, jossa suhde on yksinomaan ioninen. Tällä hetkellä avoimissa kohteissa on mahdotonta saavuttaa niin suuri eroa elektronikyyhteen saamiseksi 100% ionisen yhteyden saamiseksi. Siksi ionisen viestinnän määritelmä ei ole täysin oikea, koska tosiasiallisesti katsotaan osittaisista ionin vuorovaikutusta yhdisteitä.

Miksi tämä termi otettiin käyttöön, jos tällaista ilmiötä ei todellakaan ole? Tosiasia on, että tämä lähestymistapa auttoi selittämään monia vivahteita suolojen, oksidien ja muiden aineiden ominaisuuksissa. Miksi esimerkiksi ne ovat hyvin liukoisia veteen ja niiden ratkaisut pystyvät suorittamaan sähkövirtaa. On mahdotonta selittää muista tehtävistä.

Koulutusmekanismi

Ionisen viestinnän muodostuminen on mahdollista vain kahden edellytyksen noudattamisen jälkeen: jos reaktiossa mukana oleva metalli pystyy helposti antamaan elektroneja, jotka ovat viimeisessä energiatasossa ja ei-metallinen atomi kykenee hyväksymään nämä elektronit . Metallitomeja ovat luonteeltaan pelkistäviä aineita, jotka ovat kykenevät ajon elektronit.

Tämä johtuu siitä, että metallin viimeisessä energiatasossa voidaan sijoittaa yhdestä kolmeen elektroniin, ja hiukkasen säde on riittävän suuri. Siksi ytimen vuorovaikutuksen voima elektroneilla viimeisellä tasolla on niin pieni, että ne voivat helposti jättää sen. Muiden kuin metallien kanssa tilanne on täysin erilainen. Heillä on pieni sädeJa EIGENVO-elektronien määrä viimeisellä tasolla voi olla kolmesta seitsemästä.

Ja niiden ja positiivisen ytimen välinen vuorovaikutus on varsin vahva, mutta kaikki atomi on sitoutunut energiatasolle, joten Nemmetalin atomeja pyrkivät saamaan puuttuvia elektroneja.

Ja kun on olemassa kaksi atomia - metalli ja ei-metalli, elektronien siirtyminen metalliatomista muodostavat nemetaaliatomille ja muodostetaan kemiallinen vuorovaikutus.

Yhteysjärjestelmä

Kuvio osoittaa, että juuri ionisen liitännän muodostuminen. Aluksi on neutraalisesti varautuneita natrium- ja klooritomeja.

Ensimmäisellä on yksi elektroni viimeisessä energiatasossa, toinen seitsemän. Seuraavaksi esiintyy elektronin siirtyminen natriumista kloorille ja kahden ionin muodostumiseen. Jotka ovat yhteydessä toisiinsa aineen muodostumisen kanssa. Mikä on ioni? Ioni on varautunut partikkeli, jossa protonien määrä ei ole yhtä suuri kuin elektronien lukumäärä.

Eroja kovalentista

Ion-yhteys sen spesifisyydestä johtuen ei ole oikeutettu. Tämä johtuu siitä, että ionin sähkökenttä on pallo, kun se laskee tai kasvaa tasaisesti tasaisesti, samaan lakiin.

Toisin kuin kovalenttinen, joka muodostuu päällekkäisistä elektronisista pilvistä.

Toinen ero on se kovalenttinen liitäntä kyllästynyt. Mitä se tarkoittaa? Sähköisten pilvien määrä, jotka voivat osallistua vuorovaikutukseen rajoittaessa.

Ja ionisessa johtuen siitä, että sähkökentällä on pallomainen muoto, se voidaan liittää rajoittamattomaan ionien lukumäärään. Joten voimme sanoa, että se ei ole kyllästynyt.

Sitä voidaan myös luonnehtia useita muita ominaisuuksia:

1. Viestintä Energia on määrällinen ominaisuus, ja se riippuu energian määrästä, jota on käytettävä sen aukkoon. Se riippuu kahdesta kriteeristä - viestinnän pituudet ja ionien maksutOsallistui koulutukseen. Yhteys on vahvempi kuin sen pituuden lyhyempi ja lisämaksut, jotka muodostavat sen.
2. Pituus - Tämä kriteeri on jo mainittu edellisessä kohdassa. Se riippuu yksinomaan yhdisteen muodostumiseen osallistuvien hiukkasten säteestä. Atomien säde muuttuu seuraavasti: vähenee ajanjaksona sekvenssinumero ja kasvaa ryhmässä.

Ioniset liitäntäaineet

Se on ominaista huomattava määrä kemiallisia yhdisteitä. Tämä on suuri osa kaikista suoloista, mukaan lukien tunnetuin pyhitetty suola. Hän löytyy kaikista yhteyksistä, joissa on suora metallin ja nemetalin välinen kosketus. Seuraavassa on muutamia esimerkkejä aineista, joissa on ionilainoja:

• natrium- ja kaliumkloridit,
• cesiumfluoridi
• magnesiumoksidi.

Se voi myös ilmentää monimutkaisissa yhteyksissä.

Esimerkiksi magnesiumsulfaatti.

Ennen teitä, ionin ja kovalenttisen sidosten mukaiset aineet:

Ionliitäntä muodostetaan hapen ja magnesiumionien välillä, mutta rikkiä ja toisiinsa toisiinsa toisiinsa kovalenttisella polarilla.

Josta voidaan päätellä, että ioninen viestintä on ominaista monimutkaisiin kemiallisiin yhdisteisiin.

Mikä on ioniyhteys kemiaan

Kemiallinen sidos - ioninen, kovalentti, metalli

Lähtö

Ominaisuudet ovat suoraan riippuvaisia \u200b\u200blaitteesta kristalli ristikko. Siksi kaikki ionisen viestinnän yhdisteet ovat hyvin liukoisia veteen ja muut polaariset liuottimet suoritetaan ja ovat dielektrisiä. Samaan aikaan melko tulenkestäviä ja hauraita. Näiden aineiden ominaisuuksia käytetään usein sähkölaitteessa.