Svarbiausios jungties charakteristikos yra: ilgis, poliškumas, dipolio momentas, prisotinimas, kryptingumas, stiprumas ir jungties daugialypiškumas.

Nuorodos ilgis– atstumas tarp atomų branduolių molekulėje. Ryšio ilgį lemia branduolių dydis ir elektronų debesų persidengimo laipsnis.

Ryšio ilgis HF yra 0,92∙10 -10, HCl – 1,28∙10 -10 m Kuo trumpesnis jo ilgis, tuo stipresnis cheminis ryšys.

Sujungimo kampas (sujungimo kampas) vadiname kampą tarp įsivaizduojamų linijų, einančių per chemiškai sujungtų atomų branduolius. ∟HOH=104 0,5; ∟H 2 S = 92,2 0; ∟H 2 S e =91 0 .0.

Svarbiausia savybė cheminis ryšys yra energijos, apibrėždamas jį jėga.

Ryšio stiprumas kiekybiškai apibūdinamas energija, sunaudota jai nutraukti, ir matuojama kJ 1 moliui medžiagos.

Todėl ryšio stiprumas kiekybiškai apibūdinamas sublimacijos energija E subl. medžiagos ir molekulės disociacijos į atomus energija E dis. . Sublimacijos energija reiškia energiją, sunaudojamą medžiagai pereiti iš kietos būsenos į dujinę. Dviatominių molekulių jungimosi energija yra lygi molekulės disociacijos į du atomus energijai.

Pavyzdžiui, E diss. (ir todėl E St.) H 2 molekulėje yra 435 kJ/mol. F 2 molekulėje = ​​159 kJ/mol, N 2 molekulėje = ​​940 kJ/mol.

Ne dviatominėms, o poliatominėms AB tipo molekulėms n – vidutinė rišimosi energija

pagal AB n =A+nB.

Pavyzdžiui, proceso metu sugerta energija

lygus 924 kJ/mol.

Bendravimo energija

E OH = = = = 462 kJ/mol.

Remiantis gautais rezultatais, daroma išvada apie molekulių sandarą ir medžiagos sandarą skirtingi metodai. Šiuo atveju naudojama gauta informacija ne tik apie ryšių ilgius ir energijas, ryšio kampus, bet ir kitas medžiagos savybes, tokias kaip magnetinės, optinės, elektrinės, šiluminės ir kt.

Eksperimentiniu būdu gautų duomenų apie medžiagos sandarą rinkinys papildo ir apibendrina kvantinių cheminių skaičiavimo metodų, kuriuose naudojama cheminio ryšio kvantinės mechaninės teorijos samprata, rezultatus. Manoma, kad cheminį ryšį pirmiausia tarpininkauja valentiniai elektronai. S- ir p-elementų valentinės elektronai yra išorinio sluoksnio orbitalių elektronai, o d-elementų elektronai yra išorinio sluoksnio s-orbitalės ir priešišorinio sluoksnio d-orbitalės. .

Cheminio ryšio pobūdis.

Cheminis ryšys susidaro tik tuo atveju, jei atomams artėjant vienas prie kito bendra sistemos energija (E kin. + E pot.) mažėja.

Panagrinėkime cheminės jungties prigimtį naudodami molekulinio vandenilio jono H 2 + pavyzdį. (Jis gaunamas apšvitinant vandenilio molekules H 2 elektronais; dujų išlydžio metu). Tokiai paprastai molekulinei sistemai tiksliausiai išspręsta Schrödingerio lygtis.

Vandenilio jone H 2 + vienas elektronas juda dviejų branduolių – protonų – lauke. Atstumas tarp branduolių 0,106 nm, jungimosi energija (disociacija į H atomus ir H + joną) 255,7 kJ/mol. Tai yra, dalelė yra patvari.

Molekuliniame jone H 2 + yra dviejų tipų elektrostatinės jėgos - elektrono pritraukimo prie abiejų branduolių jėga ir atstūmimo tarp branduolių jėga. Atstumiamoji jėga pasireiškia tarp teigiamai įkrautų branduolių H A + ir H A +, kurį galima pavaizduoti kaip sekantį paveikslą. 3. Atstūmimo jėga linkusi nustumti branduolius vienas nuo kito.

Ryžiai. 3. Atstūmimo (a) ir traukos (b) jėga tarp dviejų branduolių, atsirandanti, kai jie artėja vienas prie kito tokiais atstumais, kaip atomų dydis.

Tarp neigiamai įkrauto elektrono e - ir teigiamai įkrautų branduolių H + ir H + veikia traukos jėgos. Molekulė susidaro, jei traukos ir atstūmimo jėgų rezultatas lygus nuliui, tai yra, branduolių tarpusavio atstūmimą turi kompensuoti elektrono pritraukimas prie branduolių. Tokia kompensacija priklauso nuo elektrono e padėties – branduolių atžvilgiu (3 pav. b ir c). Čia turima omenyje ne elektrono padėtis erdvėje (kurios negalima nustatyti), o tikimybė rasti elektroną erdvėje. Elektronų tankio vieta erdvėje, atitinkanti Fig. 3.b) skatina branduolių konvergenciją, o atitinkamas pav. 3.c) – branduolių atstūmimas, kadangi tokiu atveju traukos jėgos nukreipiamos viena kryptimi ir branduolių atstūmimas nekompensuojamas. Taigi yra surišimo sritis, kai elektronų tankis pasiskirsto tarp branduolių, ir antijungimo arba antijungimo sritis, kai elektronų tankis pasiskirsto už branduolių.

Jei elektronas patenka į jungimosi sritį, susidaro cheminis ryšys. Jei elektronas patenka į antijungimo sritį, cheminė jungtis nesusidaro.

Priklausomai nuo elektronų tankio pasiskirstymo jungimosi srityje pobūdžio, išskiriami trys pagrindiniai cheminių jungčių tipai: kovalentinis, joninis ir metalinis. IN gryna formašie ryšiai nevyksta, o jungtyse paprastai yra šių ryšių tipų derinys.

Jungčių tipai.

Chemijoje išskiriami šie ryšių tipai: kovalentinis, joninis, metalinis, vandenilinis ryšys, van der Valso ryšys, donoro-akceptoriaus ryšys, datyvinis ryšys.

Kovalentinis ryšys

Kai susidaro kovalentinis ryšys, atomai dalijasi elektronais vienas su kitu. Kovalentinio ryšio pavyzdys yra cheminis ryšys Cl 2 molekulėje. Lewisas (1916) pirmą kartą pasiūlė, kad tokiame ryšyje kiekvienas iš dviejų chloro atomų dalijasi vienu iš išorinių elektronų su kitu chloro atomu. Norėdami persidengti atomines orbitas, du atomai turi būti kuo arčiau vienas kito. Bendra elektronų pora sudaro kovalentinį ryšį. Šie elektronai užima tą pačią orbitą, o jų sukiniai nukreipti priešingomis kryptimis.

Taigi kovalentinis ryšys pasiekiamas dalijantis elektronus iš skirtingų atomų dėl elektronų suporavimo su priešingais sukiniais.

Kovalentinis sujungimas yra įprastas sujungimo būdas. Kovalentiniai ryšiai gali atsirasti ne tik molekulėse, bet ir kristaluose. Jis atsiranda tarp identiškų atomų (H 2, Cl 2, deimanto molekulėse) ir tarp skirtingų atomų (H 2 O, NH 3 ... molekulėse)

Kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmas

Panagrinėkime mechanizmą naudodami H 2 molekulės susidarymo pavyzdį.

H+H=H2, ∆H=-436 kJ/mol

Laisvo vandenilio atomo branduolį supa sferiškai simetriškas elektronų debesis, sudarytas iš 1s elektrono. Kai atomai artėja prie tam tikro atstumo, jų elektronų debesys (orbitalės) iš dalies persidengia (4 pav.).

Ryžiai. 4. Ryšio susidarymo vandenilio molekulėje mechanizmas.

Jei vandenilio atomų, artėjančių prieš prisilietimą, atstumas tarp branduolių yra 0,106 nm, tai po to, kai elektronų debesys persidengia, šis atstumas yra 0,074 nm.

Dėl to tarp branduolių centrų atsiranda molekulinis dviejų elektronų debesis, kurio didžiausias elektronų tankis yra erdvėje tarp branduolių. Neigiamo krūvio tankio tarp branduolių padidėjimas skatina stiprų traukos jėgų tarp branduolių padidėjimą, dėl kurio išsiskiria energija. Kuo didesnis elektronų orbitalių persidengimas, tuo stipresnis cheminis ryšys. Dėl cheminio ryšio tarp dviejų vandenilio atomų susidarymo kiekvienas iš jų pasiekia tauriųjų dujų atomo - helio - elektroninę konfigūraciją.

Yra du metodai, kurie kvantinės mechanikos požiūriu paaiškina atitinkamai elektronų debesų persidengimo srities susidarymą ir kovalentinio ryšio susidarymą. Vienas iš jų vadinamas BC (valentinių jungčių) metodu, kitas – MO (molekulinėmis orbitalėmis).

Taikant valentinio ryšio metodą, atsižvelgiama į pasirinktos atomų poros atominių orbitalių persidengimą. Taikant MO metodą, molekulė laikoma visuma ir elektronų tankio pasiskirstymas (iš vieno elektrono) paskirstomas visoje molekulėje. Iš MO 2H padėties H 2 yra sujungti dėl branduolių traukos į elektronų debesį, esantį tarp šių branduolių.

Kovalentinio ryšio iliustracija

Jungtys vaizduojamos įvairiais būdais:

1). Naudojant elektronus kaip taškus

Šiuo atveju vandenilio molekulės susidarymas parodytas diagramoje

N∙ + N∙ → N: N

2). Kvadratinių ląstelių (orbitalių) naudojimas, pavyzdžiui, dviejų elektronų su priešingais sukimais įdėjimas į vieną molekulinę kvantinę ląstelę

Ši diagrama rodo, kad molekulinės energijos lygis yra žemesnis už pradinius atominius lygius, o tai reiškia, kad medžiagos molekulinė būsena yra stabilesnė nei atominė.

3). Kovalentinis ryšys pavaizduotas linija

Pavyzdžiui, H – N. Ši linija simbolizuoja elektronų porą.

Jei tarp atomų susidaro viena kovalentinė jungtis (viena bendra elektronų pora), tada ji vadinama vienišas, jei daugiau, tai kartotinis dvigubai(dvi bendros elektronų poros), trigubas(trys bendros elektronų poros). Viengubas ryšys vaizduojamas viena linija, dviguba jungtis – dviem, o triguba – trimis linijomis.

Brūkšnys tarp atomų rodo, kad jie turi apibendrintą elektronų porą.

Kovalentinių ryšių klasifikacija

Priklausomai nuo elektronų debesų persidengimo krypties, skiriami σ-, π-, δ-ryšiai. σ ryšys atsiranda, kai elektronų debesys persidengia išilgai ašies, jungiančios sąveikaujančių atomų branduolius.

σ jungčių pavyzdžiai:

Ryžiai. 5. σ ryšio tarp s-, p-, d- elektronų susidarymas.

Vandenilio molekulėje stebimas σ jungties susidarymo pavyzdys, kai s-s debesys persidengia.

π ryšys atsiranda, kai elektronų debesys abiejose ašies pusėse persidengia, jungiant atomų branduolius.

Ryžiai. 6. π-ryšio susidarymas tarp p-, d- elektronų.

δ-sujungimas įvyksta, kai du lygiagrečiose plokštumose esantys d-elektronų debesys persidengia. δ ryšys yra mažiau stiprus nei π ryšys, o π ryšys yra mažiau stiprus nei σ ryšys.

Kovalentinių ryšių savybės

A). Poliškumas.

Kovalentiniai ryšiai yra dviejų tipų: nepoliniai ir poliniai.

Nepolinio kovalentinio ryšio atveju elektronų debesis, kurį sudaro bendra elektronų pora, pasiskirsto erdvėje simetriškai atomo branduolių atžvilgiu. Pavyzdys yra dviatomės molekulės, susidedančios iš vieno elemento atomų: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2. Jų elektronų pora vienodai priklauso abiem atomams.

Esant poliniam ryšiui, ryšį sudarantis elektronų debesis pasislenka link atomo, kurio santykinis elektronegatyvumas yra didesnis.

Pavyzdžiai yra šios molekulės: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3 ir kt. Apsvarstykite HCl molekulės susidarymą, kurią galima pavaizduoti šioje diagramoje

Elektronų pora perkeliama į chloro atomą, nes santykinis chloro atomo elektronegatyvumas (2.83) didesnis nei vandenilio atomo (2.1).

b). Sotumas.

Atomų gebėjimas dalyvauti formuojant ribotą skaičių kovalentinių ryšių vadinamas kovalentinio ryšio prisotinimu. Kovalentinių ryšių prisotinimas atsiranda dėl to, kad cheminėje sąveikoje dalyvauja tik elektronai iš išorinių energijos lygių, tai yra ribotas elektronų skaičius.

V) . Fokusas ir kovalentinio ryšio hibridizacija.

Kovalentiniam ryšiui būdingas kryptingumas erdvėje. Tai paaiškinama tuo, kad elektronų debesys turi tam tikrą formą ir galimas maksimalus jų persidengimas esant tam tikrai erdvinei orientacijai.

Kovalentinio ryšio kryptis lemia molekulių geometrinę struktūrą.

Pavyzdžiui, vandeniui jis yra trikampio formos.

Ryžiai. 7. Erdvinė vandens molekulės sandara.

Eksperimentiškai nustatyta, kad vandens molekulėje H 2 O atstumas tarp vandenilio ir deguonies branduolių yra 0,096 nm (96 pm). Kampas tarp linijų, einančių per branduolius, yra 104,5 0. Taigi vandens molekulė turi kampinę formą ir jos struktūrą galima išreikšti pateiktos figūros forma.

Hibridizacija

Kaip eksperimentinis ir teoriniai tyrimai(Slateris, Paulingas) susidarant kai kuriems junginiams, tokiems kaip BeCl 2, BeF 2, BeBr 2, atomo valentinių elektronų būsena molekulėje apibūdinama ne grynosiomis s-, p-, d- bangų funkcijomis. , bet pagal jų linijinius derinius. Tokios mišrios struktūros vadinamos hibridinėmis orbitalėmis, o maišymosi procesas – hibridizacija.

Kaip rodo kvantiniai cheminiai skaičiavimai, atomo s- ir p-orbitalių maišymas yra procesas, palankus molekulei susidaryti. Šiuo atveju išsiskiria daugiau energijos nei susidarant ryšiams, kuriuose dalyvauja grynos s- ir p-orbitalės. Todėl atomo elektroninių orbitalių hibridizacija labai sumažina sistemos energiją ir atitinkamai padidina molekulės stabilumą. Hibridizuota orbita yra pailgesnė vienoje branduolio pusėje nei kitoje. Todėl elektronų tankis hibridinio debesies sutapimo srityje bus didesnis nei elektronų tankis s- ir p-orbitalių persidengimo srityje atskirai, dėl to hibrido elektronų suformuotas ryšys. orbita pasižymi didesniu stiprumu.

Pasitaiko kelių tipų hibridinės būsenos. S- ir p-orbitalėms hibridizuojant (vadinama sp-hibridizacija), atsiranda dvi hibridinės orbitalės, išsidėsčiusios 180 0 kampu viena kitos atžvilgiu. Šiuo atveju jis susidaro linijinė struktūra. Tokia konfigūracija (struktūra) žinoma daugeliui šarminių žemių metalų halogenidų (pavyzdžiui, BeX 2, kur X = Cl, F, Br), t.y. Ryšio kampas yra 180 0 C.

Ryžiai. 8. sp hibridizacija

Kitas hibridizacijos tipas, vadinamas sp 2 hibridizacija (susidaro iš vienos s ir dviejų p orbitalių), lemia trijų hibridinių orbitalių susidarymą, kurie yra vienas kito atžvilgiu 120 0 kampu. Šiuo atveju erdvėje susidaro trikampė molekulės struktūra (arba taisyklingas trikampis). Tokios struktūros žinomos junginiams BX 3 (X=Cl, F, Br).

Ryžiai. 9. sp 2 -hibridizacija.

Ne mažiau paplitusi sp 3 hibridizacija, kuri susidaro iš vienos s- ir trijų p-orbitalių. Tokiu atveju susidaro keturios hibridinės orbitalės, orientuotos erdvėje simetriškai į keturias tetraedro viršūnes, tai yra išsidėsčiusios 109 0 28 " kampu. Tokia erdvinė padėtis vadinama tetraedrine. Ši struktūra žinoma dėl molekulių. NH 3, H 2 O ir apskritai II periodo elementams Schematiškai jo išvaizda erdvėje gali būti pavaizduota toliau pateiktame paveikslėlyje

Ryžiai. 10. Erdvinis jungčių išsidėstymas amoniako molekulėje,

projektuojamas į plokštumą.

Tetraedrinių ryšių susidarymą dėl sp 3 hibridizacijos galima pavaizduoti taip (11 pav.):

Ryžiai. 11. Tetraedrinių ryšių susidarymas sp 3 hibridizacijos metu.

Tetraedrinių ryšių susidarymas sp 3 hibridizacijos metu naudojant CCl4 molekulės pavyzdį parodytas Fig. 12.

12 pav. Tetraedrinių ryšių susidarymas sp 3 - hibridizacijos į CCl 4 molekules metu

Hibridizacija liečia ne tik s ir p orbitales. Norint paaiškinti III ir vėlesnių laikotarpių stereocheminius elementus, reikia vienu metu konstruoti hibridines orbitales, įskaitant s-, p-, d-orbitales.

Medžiagos su kovalentiniais ryšiais apima:

1. organiniai junginiai;

2. kietos ir skystos medžiagos, kuriose ryšiai susidaro tarp halogeno atomų porų, taip pat tarp vandenilio, azoto ir deguonies atomų porų, pavyzdžiui, H2;

3. VI grupės elementai (pavyzdžiui, telūro spiralinės grandinės), V grupės elementai (pavyzdžiui, arsenas), IV grupės elementai (deimantas, silicis, germanis);

4. junginiai, kurie paklūsta 8-N taisyklei (pvz., InSb, CdS, GaAs, CdTe), kai juos sudarantys elementai periodinėje lentelėje yra II-VI, III-V grupėse.

IN kietosios medžiagos Su kovalentiniu ryšiu gali susidaryti skirtingos kristalinės struktūros tai pačiai medžiagai, kurios rišimosi energija yra beveik vienoda. Pavyzdžiui, ZnS struktūra gali būti kubinė (cinko mišinys) arba šešiakampė (wurtzite). Artimiausių kaimynų išsidėstymas cinko mišinyje ir vurcite yra vienodas, o vienintelį ir nedidelį šių dviejų struktūrų energijų skirtumą lemia atomų išsidėstymas šalia artimiausių. Toks kai kurių medžiagų gebėjimas vadinamas alotropija arba polimorfizmu. Kitas alotropijos pavyzdys yra silicio karbidas, turintis daugybę skirtingų struktūrų politipų nuo grynai kubinių iki šešiakampių. Šios daugybės kristalinių ZnS, SiC modifikacijų egzistuoja kambario temperatūroje.

Joninis ryšys

Joninis ryšys yra elektrostatinė traukos jėga tarp jonų, kurių krūviai yra priešingo ženklo (t. y. + ir -).

Joninio ryšio idėja buvo suformuota remiantis V. Kosselio idėjomis. Jis pasiūlė (1916), kad kai du atomai sąveikauja, vienas pasiduoda, o kitas priima elektronus. Taigi, joninis ryšys susidaro perkeliant vieną ar daugiau elektronų iš vieno atomo į kitą. Pavyzdžiui, natrio chloride joninė jungtis susidaro perkeliant elektroną iš natrio atomo į chloro atomą. Dėl šio perdavimo susidaro natrio jonas, kurio krūvis yra +1, ir chlorido jonas, kurio krūvis yra -1. Juos vienas prie kito traukia elektrostatinės jėgos, sudarydamos stabilią molekulę. Kosselio pasiūlytas elektronų perdavimo modelis leidžia paaiškinti tokių junginių, kaip ličio fluoridas, kalcio oksidas ir ličio oksidas, susidarymą.

Būdingiausi joniniai junginiai susideda iš metalų katijonų, priklausančių I ir II periodinės sistemos grupėms, ir nemetalinių elementų anijonų, priklausančių VI ir VII grupėms.

Joninio junginio susidarymo paprastumas priklauso nuo jį sudarančių katijonų ir anijonų susidarymo paprastumo. Formavimosi paprastumas yra didesnis, tuo mažesnė elektronus dovanojančio atomo (elektronų donoro) jonizacijos energija, o elektronus pridedančio atomo (elektronų akceptorius) afinitetas elektronui yra didesnis. Elektronų giminingumas yra atomo gebėjimo įgyti elektroną matas. Jis apibrėžiamas kaip energijos pokytis, atsirandantis, kai iš vieno molio atomų susidaro vienas molis vieno krūvio anijonų. Tai yra vadinamoji „pirmojo elektrono giminingumo“ koncepcija. Antrasis elektronų afinitetas yra energijos pokytis, atsirandantis, kai iš vieno molio vieno krūvio anijonų susidaro vienas molis dvigubai įkrautų anijonų. Šios sąvokos, tai yra, jonizacijos energija ir elektronų giminingumas, yra susijusios su dujinėmis medžiagomis ir yra dujinės būsenos atomų ir jonų charakteristikos. Tačiau reikia turėti omenyje, kad dauguma joninių junginių yra stabiliausi kietoje būsenoje. Ši aplinkybė paaiškinama tuo, kad juose yra kietos būsenos kristalinė gardelė. Kyla klausimas. Kodėl joniniai junginiai yra stabilesni kristalinių gardelių pavidalu, o ne dujinėje būsenoje? Atsakymas į šį klausimą yra kristalinės gardelės energijos apskaičiavimas, remiantis elektrostatiniu modeliu. Be to, šis skaičiavimas taip pat yra joninio ryšio teorijos išbandymas.

Norint apskaičiuoti kristalinės gardelės energiją, būtina nustatyti darbą, kurį reikia atlikti norint sunaikinti kristalinę gardelę, susidarant dujiniams jonams. Skaičiavimui naudojama traukos ir atstūmimo jėgų idėja. Vieno krūvio jonų sąveikos potencialios energijos išraiška gaunama susumavus traukos ir atstūmimo energiją

E = E į + E išeina (1).

Priešingų ženklų jonų Kulono traukos energija laikoma Eat, pavyzdžiui, Na + ir Cl - NaCl junginiui.

E įeinantis = -e 2 /4πε 0 r (2),

kadangi elektroninio krūvio pasiskirstymas užpildytame elektronų apvalkale yra sferiškai simetriškas. Dėl atstūmimo, kuris atsiranda dėl Pauli principo, kai užpildyti anijono ir katijono apvalkalai persidengia, atstumas, iki kurio jonai gali priartėti, yra ribotas. Atstūmimo energija greitai kinta atsižvelgiant į tarpbranduolinį atstumą ir gali būti parašyta kaip dvi apytikslės išraiškos:

E ott = A/r n (n≈12) (3)

E ott = B∙exp(-r/ρ) (4),

kur A ir B yra konstantos, r – atstumas tarp jonų, ρ – parametras (būdingas ilgis).

Reikėtų pažymėti, kad nė viena iš šių išraiškų neatitinka sudėtingo kvantinio mechaninio proceso, kuris sukelia atstūmimą.

Nepaisant apytikslės šių formulių pobūdžio, jos leidžia gana tiksliai apskaičiuoti ir atitinkamai apibūdinti cheminį ryšį tokių joninių junginių kaip NaCl, KCl, CaO molekulėse.

Nes elektrinis laukas Kadangi jonas turi sferinę simetriją (13 pav.), joninis ryšys, skirtingai nei kovalentinis ryšys, neturi kryptingumo. Dviejų priešingai įkrautų jonų sąveika atstumiamomis jėgomis kompensuojama tik ta kryptimi, kuri jungia jonų branduolių centrus, kitomis kryptimis jonų elektrinių laukų kompensacija nevyksta. Todėl jie gali sąveikauti su kitais jonais. Taigi joninė jungtis nėra prisotinta.

Ryžiai. 13. Elektrostatinio lauko sferinė simetrija

priešingo krūvio krūviai.

Dėl joninių ryšių nekryptiškumo ir neprisotinimo energetiškai palankiausia, kai kiekvienas jonas yra apsuptas maksimalus skaičius priešingo ženklo jonai. Dėl šios priežasties tinkamiausia joninio junginio egzistavimo forma yra kristalas. Pavyzdžiui, NaCl kristale kiekvienas katijonas turi šešis anijonus kaip artimiausius kaimynus.

Tik esant aukštai temperatūrai dujinėje būsenoje joniniai junginiai egzistuoja nesusijusių molekulių pavidalu.

Joniniuose junginiuose koordinacinis skaičius nepriklauso nuo konkrečios elektroninės atomų struktūros, kaip kovalentiniuose junginiuose, o nustatomas pagal jonų dydžių santykį. Su santykiu joniniai spinduliai diapazone nuo 0,41 iki 0,73 stebimas oktaedrinis jonų koordinavimas, o santykis 0,73-1,37 - kubinis koordinavimas ir kt.

Taigi normaliomis sąlygomis joniniai junginiai yra kristalinės medžiagos. Dviejų joninių molekulių, pavyzdžiui, NaCL, CsCl, sąvoka joms netaikoma. Kiekvienas kristalas susideda iš daugybės jonų.

Joninė jungtis gali būti pavaizduota kaip ribojanti polinė jungtis, kurios efektyvusis atomo krūvis yra artimas vienybei. Grynai kovalentiniam nepoliniam ryšiui efektyvusis atomų krūvis yra lygus nuliui. Realiose medžiagose grynai joniniai ir grynai kovalentiniai ryšiai yra reti. Dauguma junginių turi tarpinį ryšį tarp nepolinio kovalentinio ir polinio joninio. Tai reiškia, kad šiuose junginiuose kovalentinė jungtis yra iš dalies joninė. Joninių ir kovalentinių ryšių prigimtis realiose medžiagose pateikta 14 pav.

Ryžiai. 14. Joninė ir kovalentinė ryšio prigimtis.

Jungties joninio charakterio proporcija vadinama joniškumo laipsniu. Jam būdingi efektyvūs molekulės atomų krūviai. Joniškumo laipsnis didėja didėjant jį sudarančių atomų elektronegatyvumo skirtumui.

Metalinė jungtis

Metalo atomuose išoriniai valentiniai elektronai laikomi daug silpniau nei nemetalų atomuose. Dėl to pakankamai ilgam laikui prarandamas ryšys tarp elektronų ir atskirų atomų bei jų socializacija. Susidaro socializuotas išorinių elektronų ansamblis. Tokios elektroninės sistemos egzistavimas lemia jėgų, kurios palaiko teigiamus metalų jonus artimoje būsenoje, nepaisant to paties pavadinimo krūvio. Šis ryšys vadinamas metaliniu. Toks ryšys būdingas tik metalui ir egzistuoja kietoje ir skystoje medžiagos būsenoje. Metalo jungtis yra cheminės jungties rūšis. Jis pagrįstas išorinių elektronų, kurie praranda ryšį su atomu ir todėl vadinami laisvaisiais elektronais, socializacija (15 pav.).

Ryžiai. 15. Metalinė jungtis.

Egzistavimo įrodymas metalinė jungtis yra šie faktai. Visi metalai turi didelis šilumos laidumas ir didelis elektros laidumas, kurį užtikrina laisvųjų elektronų buvimas. Be to, ta pati aplinkybė lemia gerą metalų atspindį šviesai, jų blizgesį ir neskaidrumą, didelį plastiškumą, teigiamą temperatūros koeficientas elektrinė varža.

Metalų kristalinės gardelės stabilumo negalima paaiškinti tokiomis jungtimis kaip joninės ir kovalentinės. Joninis ryšys tarp metalo atomų, esančių kristalinės gardelės vietose, yra neįmanomas, nes jie turi tą patį krūvį. Kovalentinis ryšys tarp metalo atomų taip pat mažai tikėtinas, nes kiekvienas atomas turi nuo 8 iki 12 artimiausių kaimynų, o kovalentinių ryšių su tiek bendrų elektronų porų susidarymas nežinomas.

Metalinėms konstrukcijoms būdinga tai, kad jos turi gana retą atomų išsidėstymą (dideli tarpbranduoliniai atstumai) ir didelis skaičius artimiausi kiekvieno atomo kaimynai kristalinėje gardelėje. 1 lentelėje parodytos trys tipinės metalinės konstrukcijos.

1 lentelė

Trijų labiausiai paplitusių metalų konstrukcijų charakteristikos

Matome, kad kiekvienas atomas dalyvauja formuojant daugybę ryšių (pavyzdžiui, su 8 atomais). Toks didelis jungčių skaičius (su 8 arba 12 atomų) negali būti vienu metu lokalizuotas erdvėje. Ryšys turi būti atliktas dėl kiekvieno atomo išorinių elektronų vibracinio judėjimo rezonanso, dėl kurio visi išoriniai kristalo elektronai kolektyvizuojami susidarant elektronų dujoms. Daugelyje metalų, kad susidarytų metalinis ryšys, pakanka paimti vieną elektroną iš kiekvieno atomo. Būtent tai pastebima ličio, kurio išoriniame apvalkale yra tik vienas elektronas, atveju. Ličio kristalas yra Li + jonų gardelė (sferos, kurių spindulys 0,068 nm), apsuptos elektronų dujų.

Ryžiai. 16. Įvairių tipų kristalų pakuotė: šešiakampė sandari pakuotė; b - kubinis įpakavimas į veidą; c-korpuso kubinis įpakavimas.

Tarp metalinių ir kovalentinių ryšių yra panašumų. Tai slypi tame, kad abiejų tipų ryšiai yra pagrįsti valentinių elektronų pasidalijimu. Tačiau kovalentinis ryšys jungia tik du gretimus atomus, o bendri elektronai yra arti surištų atomų. Metaliniame ryšyje keli atomai dalyvauja dalindamiesi valentiniais elektronais.

Taigi metalinės jungties sąvoka yra neatsiejamai susijusi su metalų, kaip teigiamai įkrautų joninių šerdžių rinkinio su dideliais tarpais tarp jonų, užpildytų elektronų dujomis, idėja, o makroskopiniame lygmenyje sistema išlieka elektriškai neutrali.

Be aukščiau aptartų cheminių jungčių tipų, yra ir kitų tipų jungčių, kurios yra tarpmolekulinės: vandenilio ryšys, van der Waalso sąveika, donoro ir akceptoriaus sąveika.

Molekulių donoro ir akceptoriaus sąveika

Kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmas dėl vieno atomo dviejų elektronų debesies ir kito laisvosios orbitos vadinamas donoru-akceptoriumi. Atomas ar dalelė, kuri suteikia dviejų elektronų debesį ryšiui, vadinamas donoru. Atomas arba dalelė su laisvąja orbitale, kuri priima šią elektronų porą, vadinama akceptoriumi.

Pagrindinės tarpmolekulinės sąveikos rūšys. Vandenilinė jungtis

Tarp valentiniu prisotintų molekulių atstumu, viršijančiu dalelių dydį, gali atsirasti elektrostatinės tarpmolekulinės traukos jėgos. Jos vadinamos van der Waals pajėgomis. Van der Waalso sąveika visada egzistuoja tarp glaudžiai išdėstytų atomų, tačiau ji atlieka svarbų vaidmenį tik tada, kai nėra stipresnių surišimo mechanizmų. Ši silpna sąveika, kurios būdinga energija yra 0,2 eV/atomas, atsiranda tarp neutralių atomų ir tarp molekulių. Sąveikos pavadinimas siejamas su van der Waalso vardu, nes būtent jis pirmasis pasiūlė, kad būsenos lygtis, atsižvelgiant į silpną dujų molekulių sąveiką, daug geriau apibūdina tikrų dujų savybes nei lygtis idealių dujų būsena. Tačiau šios patrauklios jėgos prigimtį Londonas paaiškino tik 1930 m. Šiuo metu šios trys sąveikos rūšys yra klasifikuojamos kaip van der Waalso trauka: orientacinė, indukcinė ir dispersinė (Londono efektas). Van der Waalso traukos energiją lemia orientacinės, indukcinės ir dispersinės sąveikos suma.

E įeinantis = E arba + E ind + E disp (5).

Orientacinė sąveika (arba dipolio-dipolio sąveika) vyksta tarp polinių molekulių, kurios, artdamos, pasisuka (orientuojasi) viena į kitą su priešingais poliais taip, kad molekulių sistemos potenciali energija taptų minimali. Kuo didesnis molekulių dipolio momentas μ ir mažesnis atstumas l tarp jų, tuo reikšmingesnė orientacinės sąveikos energija:

E arba = -(μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),

čia ε 0 yra elektrinė konstanta.

Indukcinė sąveika yra susijusi su molekulių poliarizacijos procesais aplinkiniais dipoliais. Jis reikšmingesnis, kuo didesnis nepolinės molekulės poliarizuojamumas α ir tuo didesnis polinės molekulės dipolio momentas μ

E ind = -(αμ 2)/ (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7).

Nepolinės molekulės poliarizuojamumas α vadinamas deformaciniu, nes jis yra susijęs su dalelės deformacija, o μ apibūdina elektronų debesies ir branduolių poslinkį, palyginti su ankstesnėmis jų padėtimis.

Dispersijos sąveika (Londono efektas) vyksta bet kuriose molekulėse, nepriklausomai nuo jų struktūros ir poliškumo. Dėl momentinio elektronų debesies ir branduolių krūvių svorio centrų nesutapimo susidaro momentinis dipolis, kuris kitose dalelėse indukuoja momentinius dipolius. Momentinių dipolių judėjimas tampa nuoseklus. Dėl to kaimyninės dalelės patiria abipusę trauką. Dispersijos sąveikos energija priklauso nuo jonizacijos energijos E I ir molekulių poliarizuojamumo α

E disp = - (E I 1 ∙E I 2)∙ α 1 α 2 /(E I 1 +E I 2) l 6 (8).

Vandenilio ryšys yra tarpinis tarp valentinės ir tarpmolekulinės sąveikos. Vandenilio jungties energija yra maža, 8–80 kJ/mol, bet didesnė už van der Waalso sąveikos energiją. Vandenilinis ryšys būdingas skysčiams, tokiems kaip vanduo, alkoholiai ir rūgštys, ir jį sukelia teigiamai poliarizuotas vandenilio atomas. Maži dydžiai ir vidinių elektronų nebuvimas leidžia vandenilio atomui, esančiam bet kurio junginio skystyje, papildomai sąveikauti su neigiamai poliarizuotu kitos ar tos pačios molekulės atomu, nesusijusiu su juo kovalentiškai.

A δ- - H δ+…. A δ- – H δ+.

Tai yra, atsiranda molekulių asociacija. Dėl molekulių susijungimo sumažėja lakumas, padidėja virimo temperatūra ir garavimo šiluma, padidėja skysčių klampumas ir dielektrinė konstanta.

Vanduo yra ypač tinkama medžiaga vandeniliniam ryšiui sudaryti, nes jo molekulė turi du vandenilio atomus ir dvi pavienes poras ant deguonies atomo. Tai lemia didelį molekulės dipolio momentą (μ D = 1,86 D) ir gebėjimą sudaryti keturias vandenilio jungtis: dvi kaip protonų donoras ir dvi kaip protonų akceptorius.

(H 2 O….N – O…H 2 O) 2 kartus.

Iš eksperimentų žinoma, kad pasikeitus molekulinei masei trečiojo ir vėlesnių laikotarpių elementų vandenilio junginių serijoje, virimo temperatūra didėja. Jei šis modelis taikomas vandeniui, jo virimo temperatūra turi būti ne 100 0 C, o 280 0 C. Šis prieštaravimas patvirtina vandenilio jungties egzistavimą vandenyje.

Eksperimentai parodė, kad molekuliniai junginiai susidaro skystame ir ypač kietame vandenyje. Ledas turi tetraedrinę kristalinę gardelę. Tetraedro centre yra vienos vandens molekulės deguonies atomas, keturiose viršūnėse yra gretimų molekulių deguonies atomai, vandeniliniais ryšiais sujungti su artimiausiais kaimynais. Skystame vandenyje vandeniliniai ryšiai yra iš dalies sunaikinami, o jo struktūroje yra dinaminė pusiausvyra tarp molekulinių junginių ir laisvųjų molekulių.

Valentinės jungties metodas

Valentinių ryšių arba lokalizuotų elektronų porų teorija teigia, kad kiekvieną atomų porą molekulėje laiko viena ar daugiau bendrų elektronų porų. Valentinės jungties teorijoje cheminis ryšys yra lokalizuotas tarp dviejų atomų, tai yra, jis yra dviejų centrų ir dviejų elektronų.

Valentinės jungties metodas grindžiamas šiais pagrindiniais principais:

Kiekvieną atomų porą molekulėje laiko viena ar daugiau bendrų elektronų porų;

Vieną kovalentinę jungtį sudaro du elektronai su antilygiagrečiais sukiniais, išsidėsčiusiais jungiančių atomų valentinėse orbitalėse;

Susidarius ryšiui, elektronų banginės funkcijos persidengia, todėl padidėja elektronų tankis tarp atomų ir sumažėja bendra sistemos energija;

„Cheminis ryšys“ yra gardelės sunaikinimo į jonus energija _Ekul = Uresh. Pagrindiniai MO metodo principai. Atominių AO sutapimų tipai. jungiantys ir antisurišantys MO su atominių orbitalių s ir s pz ir pz px ir px deriniu. H?C? C?H. ? - Atstūmimo koeficientas. Qeff =. Ao. Pagrindinės cheminio ryšio teorijos.

„Cheminių jungčių tipai“ – joninėmis jungtimis turinčios medžiagos sudaro joninę kristalinę gardelę. Atomai. Elektronegatyvumas. savivaldybės ugdymo įstaigos licėjus Nr.18 chemijos mokytoja Kalinina L.A. Jonai. Pavyzdžiui: Na1+ ir Cl1-, Li1+ ir F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) . Jei pridedama e -, jonas tampa neigiamai įkrautas. Atominis rėmas turi didelį stiprumą.

„Mendelejevo gyvenimas“ - liepos 18 d. D. I. Mendelejevas baigė Tobolsko gimnaziją. 1850 08 09 – 1855 06 20 studijuodamas Maine Pedagoginis institutas. „Jeigu nežinai vardų, daiktų žinojimas mirs“ K. Liney. D.I. Mendelejevo gyvenimas ir kūryba. Ivanas Pavlovičius Mendelejevas (1783–1847), mokslininko tėvas. Periodinio dėsnio atradimas.

„Cheminių jungčių tipai“ - H3N. Al2O3. Materijos struktūra“. H2S. MgO. H2. Cu. Mg S.CS2. I. Užrašykite medžiagų formules: 1.c.N.S. 2.s K.P.S. 3. su I.S. K.N.S. NaF. C.K.P.S. Nustatykite cheminės jungties tipą. Kuri iš molekulių atitinka schemą: A A?

„Mendelejevas“ – Dobereinerio elementų triados. Dujos. Darbas. Gyvenimas ir mokslinis žygdarbis. Periodinė elementų lentelė (ilgoji forma). Newlandso „Oktavų įstatymas“ Mokslinė veikla. Sprendimai. Naujas gyvenimo etapas. Antroji Mendelejevo elementų sistemos versija. L. Meyerio elementų lentelės dalis. Periodinio įstatymo atradimas (1869).

„Mendelejevo gyvenimas ir kūryba“ - Ivanas Pavlovičius Mendelejevas (1783–1847), mokslininko tėvas. 1834 m., sausio 27 d. (vasario 6 d.) – D. I. Mendelejevas gimė Tobolsko mieste, Sibire. 1907 m. sausio 20 d. (vasario 2 d.) D. I. Mendelejevas mirė nuo širdies paralyžiaus. DI. Menedelejevas (Pietų Kazachstano sritis, Šimkento miestas). Industrija. 1849 metų liepos 18 dieną D.I.Mendelejevas baigė Tobolsko gimnaziją.

Cheminių ryšių charakteristikos

Cheminio ryšio doktrina yra visos teorinės chemijos pagrindas. Cheminis ryšys suprantamas kaip atomų sąveika, sujungianti juos į molekules, jonus, radikalus ir kristalus. Yra keturi cheminių jungčių tipai: joniniai, kovalentiniai, metaliniai ir vandenilis. Tose pačiose medžiagose galima rasti įvairių tipų ryšių.

1. Bazėse: tarp deguonies ir vandenilio atomų hidrokso grupėse ryšys yra polinis kovalentinis, o tarp metalo ir hidrokso grupės – joninis.

2. Deguonies turinčių rūgščių druskose: tarp nemetalinio atomo ir rūgštinės liekanos deguonies - kovalentinės polinės, o tarp metalo ir rūgštinės liekanos - joninės.

3. Amonio, metilamonio ir kt. druskose tarp azoto ir vandenilio atomų yra polinis kovalentinis, o tarp amonio arba metilamonio jonų ir rūgšties liekanos – joninis.

4. Metalų peroksiduose (pavyzdžiui, Na 2 O 2) ryšys tarp deguonies atomų yra kovalentinis, nepolinis, o tarp metalo ir deguonies – joninis ir kt.

Visų tipų ir tipų cheminių jungčių vienovės priežastis yra identiška jų cheminė prigimtis – elektronų ir branduolių sąveika. Bet kokiu atveju cheminės jungties susidarymas yra atomų elektronų ir branduolių sąveikos, lydimos energijos išsiskyrimo, rezultatas.

Kovalentinio ryšio sudarymo būdai

Kovalentinis cheminis ryšys yra ryšys, atsirandantis tarp atomų dėl bendrų elektronų porų susidarymo.

Kovalentiniai junginiai dažniausiai yra dujos, skysčiai arba santykinai žemos lydymosi kietosios medžiagos. Viena iš retų išimčių – deimantas, tirpstantis aukštesnėje nei 3500 °C temperatūroje. Tai paaiškinama deimanto struktūra, kuri yra ištisinė kovalentiškai sujungtų anglies atomų gardelė, o ne atskirų molekulių rinkinys. Tiesą sakant, bet koks deimanto kristalas, nepaisant jo dydžio, yra viena didžiulė molekulė.

Kovalentinis ryšys atsiranda, kai susijungia dviejų nemetalų atomų elektronai. Gauta struktūra vadinama molekule.

Tokio ryšio susidarymo mechanizmas gali būti mainomas arba donoras-akceptorius.

Daugeliu atvejų du kovalentiškai sujungti atomai turi skirtingą elektronegatyvumą, o bendri elektronai nepriklauso dviem atomams vienodai. Dažniausiai jie yra arčiau vieno atomo nei kito. Pavyzdžiui, vandenilio chlorido molekulėje kovalentinį ryšį sudarantys elektronai yra arčiau chloro atomo, nes jo elektronegatyvumas yra didesnis nei vandenilio. Tačiau gebėjimo pritraukti elektronus skirtumas nėra pakankamai didelis, kad įvyktų visiškas elektronų perkėlimas iš vandenilio atomo į chloro atomą. Todėl ryšys tarp vandenilio ir chloro atomų gali būti laikomas joninės jungties (visiškas elektronų perdavimas) ir nepolinės kovalentinės jungties (simetriškas elektronų poros išsidėstymas tarp dviejų atomų) kryžminimu. Dalinis atomų krūvis žymimas graikiška raide δ. Toks ryšys vadinamas poliniu kovalentiniu ryšiu, o vandenilio chlorido molekulė yra poliarinė, tai yra, ji turi teigiamai įkrautą galą (vandenilio atomą) ir neigiamai įkrautą galą (chloro atomas).

1. Keitimosi mechanizmas veikia, kai atomai sudaro bendras elektronų poras, sujungdami nesuporuotus elektronus.

1) H 2 – vandenilis.

Ryšys atsiranda dėl to, kad vandenilio atomų s-elektronai (perdengiančios s-orbitalės) sudaro bendrą elektronų porą.

2) HCl – vandenilio chloridas.

Ryšys atsiranda dėl to, kad susidaro bendra s- ir p-elektronų elektronų pora (perdengiančios s-p orbitalės).

3) Cl 2: chloro molekulėje kovalentinis ryšys susidaro dėl nesuporuotų p-elektronų (persidengiančių p-p orbitalių).

4) N2: Azoto molekulėje tarp atomų susidaro trys bendros elektronų poros.

Kovalentinio ryšio susidarymo donoro-akceptoriaus mechanizmas

Donoras turi elektronų porą priėmėjas- laisva orbita, kurią gali užimti ši pora. Amonio jone visi keturi ryšiai su vandenilio atomais yra kovalentiniai: trys susidarė dėl azoto atomo ir vandenilio atomų bendrų elektronų porų sukūrimo pagal mainų mechanizmą, vienas - per donoro-akceptoriaus mechanizmą. Kovalentiniai ryšiai klasifikuojami pagal elektronų orbitalių persidengimo būdą, taip pat pagal jų poslinkį link vieno iš surištų atomų. Cheminiai ryšiai, susidarę dėl elektronų orbitalių persidengimo išilgai ryšio linijos, vadinami σ - jungtys(sigma obligacijos). Sigma ryšys yra labai stiprus.

P orbitalės gali persidengti dviejuose regionuose, sudarydamos kovalentinį ryšį per šoninį persidengimą.

Cheminiai ryšiai, susidarę dėl „šoninio“ elektronų orbitalių persidengimo už ryšio linijos, ty dviejuose regionuose, vadinami pi ryšiais.

Pagal bendrųjų elektronų porų poslinkio į vieną iš jų jungiamų atomų laipsnį kovalentinis ryšys gali būti polinis arba nepolinis. Kovalentinis cheminis ryšys, susidaręs tarp vienodo elektronegatyvumo atomų, vadinamas nepoliniu. Elektronų poros nėra pasislinkusios link nė vieno atomo, nes atomai turi tą patį elektronegatyvumą – savybę pritraukti valentinius elektronus iš kitų atomų. Pavyzdžiui,

y., molekulės susidaro per kovalentinį nepolinį ryšį paprastos medžiagos- nemetalai. Kovalentinis cheminis ryšys tarp elementų atomų, kurių elektronegatyvumas skiriasi, vadinamas poliniu.

Pavyzdžiui, NH3 yra amoniakas. Azotas yra labiau elektronegatyvus elementas nei vandenilis, todėl bendros elektronų poros pasislenka link jo atomo.

Kovalentinio ryšio charakteristikos: ryšio ilgis ir energija

Būdingos kovalentinio ryšio savybės yra jo ilgis ir energija. Ryšio ilgis yra atstumas tarp atomų branduolių. Kuo trumpesnis cheminės jungties ilgis, tuo jis stipresnis. Tačiau ryšio stiprumo matas yra ryšio energija, kurią lemia energijos kiekis, reikalingas ryšiui nutraukti. Paprastai jis matuojamas kJ/mol. Taigi, eksperimentiniais duomenimis, H 2, Cl 2 ir N 2 molekulių jungčių ilgiai yra atitinkamai 0,074, 0,198 ir 0,109 nm, o ryšio energijos atitinkamai yra 436, 242 ir 946 kJ/mol.

Jonai. Joninis ryšys

Yra dvi pagrindinės galimybės, kad atomas paklustų okteto taisyklei. Pirmasis iš jų yra joninių ryšių susidarymas. (Antrasis yra kovalentinio ryšio susidarymas, kuris bus aptartas toliau). Susidarius joniniam ryšiui metalo atomas praranda elektronus, o nemetalinis – įgyja elektronų.

Įsivaizduokime, kad „susitinka“ du atomai: I grupės metalo atomas ir VII grupės nemetalinis atomas. Metalo atomo išoriniame energijos lygyje yra vienas elektronas, o nemetaliniam atomui tiesiog trūksta vieno elektrono, kad jo išorinis lygis būtų užbaigtas. Pirmasis atomas lengvai suteiks antrajam savo elektroną, kuris yra toli nuo branduolio ir silpnai su juo susietas, o antrasis suteiks jam laisvą vietą išoriniame elektroniniame lygmenyje. Tada atomas, netekęs vieno iš neigiamų krūvių, taps teigiamai įkrauta dalele, o antroji dėl susidariusio elektrono virs neigiamai įkrauta dalele. Tokios dalelės vadinamos jonais.

Tai cheminis ryšys, susidarantis tarp jonų. Skaičiai, rodantys atomų ar molekulių skaičių, vadinami koeficientais, o skaičiai, rodantys atomų ar jonų skaičių molekulėje, vadinami indeksais.

Metalinė jungtis

Metalai turi specifines savybes, skiriasi nuo kitų medžiagų savybių. Tokios savybės yra palyginti aukšta lydymosi temperatūra, gebėjimas atspindėti šviesą, didelis šilumos ir elektros laidumas. Šios savybės atsiranda dėl metalų buvimo specialus tipas jungtis - metalinė jungtis.

Metalinis ryšys – tai ryšys tarp teigiamų jonų metalo kristaluose, atsirandantis dėl laisvai kristale judančių elektronų pritraukimo. Daugumos metalų atomai išoriniame lygyje turi nedaug elektronų – 1, 2, 3. Šie elektronai lengvai nusileidžia, o atomai virsta teigiamais jonais. Atsiskyrę elektronai pereina iš vieno jono į kitą, sujungdami juos į vieną visumą. Jungdamiesi su jonais, šie elektronai laikinai sudaro atomus, tada vėl atitrūksta ir susijungia su kitu jonu ir pan. Procesas vyksta be galo, kurį galima schematiškai pavaizduoti taip:

Vadinasi, metalo tūryje atomai nuolat virsta jonais ir atvirkščiai. Metalų ryšys tarp jonų per bendrus elektronus vadinamas metaliniu. Metalinis ryšys turi tam tikrų panašumų su kovalentiniu ryšiu, nes jis pagrįstas išorinių elektronų pasidalijimu. Tačiau esant kovalentiniam ryšiui, dalijasi tik dviejų gretimų atomų išoriniai nesuporuoti elektronai, o esant metaliniam ryšiui, visi atomai dalyvauja dalijantis šiais elektronais. Štai kodėl kristalai su kovalentiniu ryšiu yra trapūs, bet su metaliniu ryšiu, kaip taisyklė, yra plastiški, laidūs elektrai ir turi metalinį blizgesį.

Metalinis sujungimas būdingas tiek gryniems metalams, tiek įvairių metalų mišiniams – lydiniams kietoje ir skystoje būsenoje. Tačiau garų būsenoje metalo atomai yra sujungti vienas su kitu kovalentiniu ryšiu (pavyzdžiui, natrio garai užpildo geltonos šviesos lempas, kad apšviestų didelių miestų gatves). Metalų poros susideda iš atskirų molekulių (monatominės ir dviatomės).

Metalo jungtis nuo kovalentinio taip pat skiriasi stiprumu: jo energija yra 3-4 kartus mažesnė už kovalentinio ryšio energiją.

Ryšio energija yra energija, reikalinga cheminiam ryšiui nutraukti visose molekulėse, kurios sudaro vieną molį medžiagos. Kovalentinių ir joninių ryšių energija paprastai yra didelė ir siekia 100–800 kJ/mol.

Vandenilinė jungtis

Cheminis ryšys tarp teigiamai poliarizuoti vienos molekulės vandenilio atomai(ar jų dalis) ir neigiamai poliarizuoti labai elektronegatyvių elementų atomai turėdama bendras elektronų poras (F, O, N ir rečiau S ir Cl), kita molekulė (ar jos dalys) vadinama vandeniliu. Vandenilinio ryšio susidarymo mechanizmas iš dalies yra elektrostatinis, iš dalies d garbės-priėmėjo personažas.

Tarpmolekulinio vandenilinio ryšio pavyzdžiai:

Esant tokiam ryšiui, net ir mažos molekulinės masės medžiagos normaliomis sąlygomis gali būti skysčiai (alkoholis, vanduo) arba lengvai suskystintos dujos (amoniakas, vandenilio fluoridas). Biopolimeruose - baltymuose (antrinė struktūra) - tarp karbonilo deguonies ir amino grupės vandenilio yra intramolekulinė vandenilio jungtis:

Polinukleotidų molekulės – DNR (dezoksiribonukleino rūgštis) – tai dvigubos spiralės, kuriose dvi nukleotidų grandinės yra sujungtos viena su kita vandeniliniais ryšiais. Šiuo atveju veikia komplementarumo principas, t. y. šie ryšiai susidaro tarp tam tikrų porų, susidedančių iš purino ir pirimidino bazių: timinas (T) yra priešais adenino nukleotidą (A), o citozinas (C) yra priešais. guaninas (G).

Medžiagos, turinčios vandenilinius ryšius, turi molekulines kristalines gardeles.

Vieningos cheminių ryšių teorijos nėra; cheminiai ryšiai paprastai skirstomi į kovalentinius (universalios rūšies jungtys), joninius (ypatingas kovalentinio ryšio atvejis), metalinius ir vandenilinius.

Kovalentinis ryšys

Kovalentinis ryšys galimas trimis mechanizmais: mainų, donoro-akceptoriaus ir datyvo (Lewiso).

Pagal metabolinis mechanizmas Kovalentinis ryšys susidaro dėl bendrų elektronų porų pasidalijimo. Tokiu atveju kiekvienas atomas linkęs įgyti inertinių dujų apvalkalą, t.y. gauti užbaigtą išorinės energijos lygį. Cheminio ryšio susidarymas pagal mainų tipą pavaizduotas naudojant Lewis formules, kuriose kiekvienas atomo valentinis elektronas pavaizduotas taškais (1 pav.).

Ryžiai. 1 Kovalentinio ryšio susidarymas HCl molekulėje mainų mechanizmu

Tobulėjant atominės sandaros ir kvantinės mechanikos teorijai, kovalentinio ryšio susidarymas vaizduojamas kaip elektroninių orbitalių persidengimas (2 pav.).

Ryžiai. 2. Kovalentinio ryšio susidarymas dėl elektronų debesų persidengimo

Kuo didesnis atominių orbitalių persidengimas, tuo stipresnis ryšys, tuo trumpesnis jungties ilgis ir didesnė ryšio energija. Kovalentinis ryšys gali susidaryti perdengiant skirtingas orbitales. Dėl s-s, s-p orbitalių, taip pat d-d, p-p, d-p orbitalių sutapimo su šoninėmis skiltelėmis, susidaro ryšiai. Ryšys susidaro statmenai linijai, jungiančiai 2 atomų branduolius. Viena ir viena jungtis gali sudaryti daugkartinį (dvigubą) kovalentinį ryšį, būdingą organinės medžiagos alkenų, alkadienų ir kt. klasė. Vienas ir du ryšiai sudaro daugybinį (trigubą) kovalentinį ryšį, būdingą alkinų (acetilenų) klasės organinėms medžiagoms.

Kovalentinio ryšio susidarymas pagal donoro-akceptoriaus mechanizmas Pažvelkime į amonio katijono pavyzdį:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Azoto atomas turi laisvą vienišą elektronų porą (elektronai, nedalyvaujantys formuojant cheminius ryšius molekulėje), o vandenilio katijonas turi laisvą orbitą, todėl jie yra atitinkamai elektronų donoras ir akceptorius.

Panagrinėkime kovalentinio ryšio susidarymo datyvinį mechanizmą, naudodami chloro molekulės pavyzdį.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Chloro atomas turi ir laisvą vienišą elektronų porą, ir laisvas orbitales, todėl gali pasižymėti ir donoro, ir akceptoriaus savybėmis. Todėl susidarius chloro molekulei vienas chloro atomas veikia kaip donoras, o kitas – kaip akceptorius.

Pagrindinis kovalentinio ryšio charakteristikos yra: prisotinimas (sotieji ryšiai susidaro, kai atomas prie savęs prijungia tiek elektronų, kiek leidžia jo valentinės galimybės; nesotieji ryšiai susidaro, kai prisijungusių elektronų skaičius yra mažesnis už atomo valentines galimybes); kryptingumas (ši reikšmė susijusi su molekulės geometrija ir sąvoka „ryšio kampas“ – kampas tarp jungčių).

Joninis ryšys

Nėra junginių, turinčių gryną joninį ryšį, nors tai suprantama kaip chemiškai sujungta atomų būsena, kurioje sukuriama stabili elektroninė atomo aplinka, kai bendras elektronų tankis yra visiškai perkeltas į labiau elektronegatyvaus elemento atomą. Joninis ryšys galimas tik tarp elektronneigiamų ir elektroteigiamų elementų atomų, kurie yra priešingai įkrautų jonų – katijonų ir anijonų – būsenoje.

APIBRĖŽIMAS

Jonas yra elektriškai įkrautos dalelės, susidarančios pašalinus arba pridedant prie atomo elektroną.

Perkeldami elektroną, metalo ir nemetalų atomai aplink savo branduolį linkę suformuoti stabilią elektronų apvalkalo konfigūraciją. Nemetalinis atomas aplink savo šerdį sukuria vėlesnių inertinių dujų apvalkalą, o metalo atomas – ankstesnių inertinių dujų apvalkalą (3 pav.).

Ryžiai. 3. Joninio ryšio susidarymas naudojant natrio chlorido molekulės pavyzdį

Molekulės, kuriose joninės jungtys egzistuoja gryna forma, randamos medžiagos garų būsenoje. Jonų ryšys yra labai stiprus, todėl medžiagos, turinčios šį ryšį, turi aukštą lydymosi temperatūrą. Skirtingai nuo kovalentinių ryšių, joniniams ryšiams nėra būdingas kryptingumas ir sodrumas, nes jonų sukurtas elektrinis laukas dėl sferinės simetrijos vienodai veikia visus jonus.

Metalinė jungtis

Metalinis ryšys realizuojamas tik metaluose – tai sąveika, kuri metalo atomus laiko vienoje gardelėje. Susidarant ryšiui dalyvauja tik metalo atomų valentiniai elektronai, priklausantys visam jo tūriui. Metaluose elektronai nuolat atskiriami nuo atomų ir juda per visą metalo masę. Metalo atomai, netekę elektronų, virsta teigiamai įkrautais jonais, kurie linkę priimti judančius elektronus. Dėl šio nenutrūkstamo proceso metalo viduje susidaro vadinamosios „elektroninės dujos“, kurios tvirtai sujungia visus metalo atomus (4 pav.).

Metalinis ryšys yra stiprus, todėl metalai yra charakterizuojami karštis lydosi, o „elektronų dujų“ buvimas suteikia metalams lankstumą ir lankstumą.

Vandenilinė jungtis

Vandenilio ryšys yra specifinė tarpmolekulinė sąveika, nes jo atsiradimas ir stiprumas priklauso nuo cheminės medžiagos prigimties. Jis susidaro tarp molekulių, kuriose vandenilio atomas yra prijungtas prie atomo, turinčio didelį elektronegatyvumą (O, N, S). Vandenilio jungties atsiradimas priklauso nuo dviejų priežasčių: pirma, vandenilio atomas, susijęs su elektronegatyviu atomu, neturi elektronų ir gali būti lengvai įtraukiamas į kitų atomų elektronų debesis, ir, antra, turintis valentinę s-orbitalę, vandenilio atomas geba priimti vienišą elektronneigiamo atomo elektronų porą ir per donoro-akceptoriaus mechanizmą suformuoti su juo ryšį.

1. Šarminiai žemės metalai yra

5) į s-elementus

6) į p-elementus

7) į d elementus

8) iki f - elementai

2. Kiek elektronų turi šarminių žemės metalų atomai išoriniame energijos lygyje?

1) Vienas 2) du 3) trys 4) keturi

3. B cheminės reakcijos aliuminio atomai eksponuojami

3) Oksidacinės savybės 2) rūgštinės savybės

4) 3) atkuriamosios savybės 4) pagrindinės savybės

4. Kalcio sąveika su chloru yra reakcija

1) Dekompozicija 2) ryšys 3) pakeitimas 4) mainai

5. Natrio bikarbonato molekulinė masė yra:

1) 84 2) 87 3) 85 4) 86

3. Kuris atomas sunkesnis – geležies ar silicio – ir kiek?

4. Nustatykite paprastų medžiagų santykines molekulines mases: vandenilio, deguonies, chloro, vario, deimanto (anglies). Prisiminkite, kuris iš jų susideda iš dviatominių molekulių, o kuris iš atomų.
5.apskaičiuokite šių junginių santykines molekulines mases: anglies dioksidas CO2 sieros rūgštis H2SO4 cukrus C12H22O11 etilo alkoholis C2H6O marmuras CaCPO3
6. Vandenilio perokside kiekvienam deguonies atomui yra vienas vandenilio atomas. Nustatykite vandenilio preoksido formulę, jei žinoma, kad jo santykinė molekulinė masė yra 34. Koks yra vandenilio ir deguonies masių santykis šiame junginyje?
7. Kiek kartų anglies dioksido molekulė yra sunkesnė už deguonies molekulę?

Prašau padėti, 8 klasės užduotis.