Ковалентна химическа връзка, неговите разновидности и механизми за образование. Характеристики на ковалентна връзка (полярност и комуникационна енергия). Йонна връзка. Метална връзка. Водородни комуникации

Доктрината за химическата комуникация е в основата на цялата теоретична химия.

Под химическата връзка разбира такова взаимодействие на атомите, което ги свързва в молекули, йони, радикали, кристали.

Има четири вида химични връзки: йонни, ковалентни, метални и водород.

Разделението на химическите облигации към видовете е условно в природата, тъй като всички те се характеризират с определено единство.

Йонната комуникация може да се разглежда като изключителен случай на ковалентна полярна комуникация.

Металната връзка комбинира ковалентно взаимодействие на атомите, използвайки общи електрони и електростатично привличане между тези електрони и метални йони.

При вещества често няма ограничени случаи на химическа комуникация (или чисти химически облигации).

Например, $ 1 $ литиев флуорид се отнася до йонни връзки. Всъщност има връзка за $ 80% $ Йонийски и $ 20% ковалентна. Ето защо е по-правилно, следователно е очевидно, за да се говори за степента на полярност (йоничност) на химическа връзка.

$ HF-HCL-HBR-HI-HF-HCL-HCB-HBR-HI-HT $ се намалява до $ HF-HCL-HBR-HI-HT $ степен на полярност на комуникацията, защото разликата в силата на Електронегабилността на халоген и водородни атома е намалена и асоциацията става почти не-полярна $ (eo (h) \u003d 2.1; eo (at) \u003d 2.2) $.

Различни видове облигации могат да се съдържат в същите вещества, например:

  1. въз основа на: между атомите на кислород и водород в хидрокси, връзката на полярен ковалент и между метала и хидротой-йонната;
  2. в солите на киселини, съдържащи кислород: между неметалния атом и кислород на киселинния остатък - ковалентен полярен и между метала и киселинния остатък - йонични;
  3. в амониеви соли, метимания и др.: между азотни и водородни атоми - ковалентни полярни, и между амониевите йони или метилмамониевия и киселинен остатък - йонични;
  4. в метали пероксиди (например, $ na_2O_2) връзката между кислородните атома е ковалентна, не-полярна, а между метала и кислородния йон и др.

Различни видове връзки могат да преместят един към друг:

- с електролитна дисоциация във водата на ковалентни съединения, ковалентна полярна връзка влиза в йонна;

- с изпаряването на металите, металната връзка се превръща в ковалентен неполярен и др.

Причината за единството на всички видове и видове химически облигации е тяхната идентична химическа природа - електронно ядрено взаимодействие. Формирането на химични облигации във всеки случай е резултат от електронното ядрено взаимодействие на атоми, придружени от освобождаването на енергия.

Методи за образование на ковалентни комуникации. Колентни комуникационни характеристики: Дължина и комуникационна енергия

Ковалентната химична връзка е връзка между атомите чрез образуването на общи електронни двойки.

Механизмът на образованието на такава връзка може да бъде обменен и донор-акцептор.

I. Обменна механизма Той действа, когато атомите образуват общи електронни двойки поради обединението на несвързаните електрони.

1) $ H_2 $ - водород:

Комуникацията възниква поради формирането на обща електронна двойка от $ s $ -electrols на водородни атоми (припокриващи се $ s $ -rbitals):

2) $ HCL $ - хлорид:

Комуникацията възниква поради формирането на обща електронна двойка $ s- $ и $ p- $ електрони (припокриващи се $ s-p- $ orbitals):

3) $ CL_2 $: В хлорната молекула се образува ковалентна връзка поради несвързани $ p- $ electron (припокриване на $ p-p- $ orbitals):

4) $ n_2 $: три общи електронни двойки се образуват в молекулата на нитрол между атомите:

II. Донор-акцепторски механизъм Образование ковалентна комуникация. Помислете за примера на амониев йон $ nh_4 ^ + $.

Донорът има електронна двойка, акцепторът е безплатен орбитал, който тази двойка може да заеме. В амониев йон, всичките четири връзки с водородни атома са ковалентни: три бяха оформени поради създаването на общи електронни двойки азотни атомни и водородни атоми на борсовия механизъм, един - съгласно донор-акцепторния механизъм.

Ковалентните облигации могат да бъдат класифицирани съгласно метода на припокриване на електронни орбитали, както и да ги показват в един от свързаните атоми.

Химични връзки, произтичащи от припокриващи се електронни орбитали по комуникационната линия, се наричат \u200b\u200b$ σ $ - Комуникации (сигма облигации). Сигма-комуникацията е много трайна.

$ P- $ Orbital може да бъде припокрит в две области, образувайки ковалентна връзка поради странично припокриване:

Химични връзки, произтичащи от "странично" припокриване на електронни орбитали извън комуникационната линия, т.е. в две области, наречени $ π $ - Комуникации (PI-облигации).

До степен на изместване Общи електронни двойки към един от атомите, свързани с ковалентна връзка, могат да бъдат полярен и нота.

Ковалентна химична връзка, образувана между атомите със същата електрическа енергия, наречена нота. Електронните двойки не се прехвърлят към някой от атомите, защото Атомите имат същото eo - собственост на забавяне на валентни електрони от други атоми за себе си. Например:

тези. Чрез ковалентна неполярна връзка се образуват молекули на прости вещества - неметали. Ковалентна химична връзка между атомите на елементите, чиято електроннинация се нарича полярен.

Ковалентна дължина и енергия.

Характеристика ковалентни облигации. \\ T - Неговата дължина и енергия. Дължина Комуникация - Това е разстоянието между ядрата на атомите. Химическата връзка е по-силна от дължината му. Въпреки това, мярката за сила на свързване е комуникационна енергиякоето се определя от количеството енергия, необходима за прекъсване на комуникацията. Обикновено се измерва в KJ / mol. По този начин, според експерименталните данни, дължината на комуникацията на молекулите от $ H_2, съответно CL_2 $ и $ n_2 $, представляват $ 0.074, 0.198 $ и $ 0.109 $ nm, а комуникационната енергия е съответно $ 436, $ 242 и $ 946 CJ / mol.

Йони. ION Communication.

Нека си представим, че има два атома: атом на група I група и група неметало от групата. На металния атом на външното енергийно ниво е единственият електрон, а атомът на nemmetal е само един електрон, така че външното му ниво да е завършено.

Първият атом лесно ще даде второто си отдалечено от ядрото и свързания с електрон електрон, а вторият ще му предостави свободно място на външно електронно ниво.

След това атомът, лишен от един от негативния му заряд, ще стане положително заредена частица, а вторият ще се превърне в негативно заредена частица поради получения електрон. Такива частици се наричат йони.

Химичната връзка, възникнала между йони, се нарича йон.

Помислете за образуването на тази връзка при примера на добре приятелски натриев хлорид (натрий):

Процесът на трансформация на атомите в йони е изобразен в диаграмата:

Такова превръщане на атомите в йони винаги се среща в взаимодействието на атомите на типични метали и типични неметали.

Помислете за алгоритъма (последователността) на разсъжденията при записване на образуването на йонна комуникация, например между калциевите и хлорните атоми:

Фигури, показващи броя на атомите или молекулите, се наричат коефициентии номера, показващи броя на атомите или йони в молекулата индекси.

Метална комуникация.

Ще се запознаем с това как атомите на металните елементи взаимодействат. Металите обикновено съществуват под формата на изолирани атоми, но под формата на парче, сливане или метален продукт. Какво държи метални атоми в една сума?

Атомите на повечето метали на външното ниво съдържат малък брой електрони - $ 1, 2, 3 $. Тези електрони лесно се разделят и в тези се превръщат в положителни йони. Отделените електрони се движат от един йон на друг, обгръщайки ги в едно цяло. Свързване с йони, тези електрони се образуват временно атоми, след това се оставят отново и свързани с друг йон и др. Следователно, в обема на метала, атомите непрекъснато се превръщат в йони и обратно.

Комуникацията в металите между йони посредством общи електрони се нарича метална.

Фигура схематично показва структурата на фрагмента на натриевия метал.

В същото време малък брой комиационни електрони свързва голям брой йони и атоми.

Металната комуникация има някаква прилика с ковалент, тъй като се основава на външния съюз на електроните. Въпреки това, при ковалентна връзка, външни несвързани електрони само от два съседни атома са често срещани, докато всички атоми участват в металните комуникации при публикуването на тези електрони. Ето защо кристалите със ковалентна връзка на крехка и с метал, като правило, пластмаса, електрически проводими и имат метален блясък.

Металната връзка е характерна както за чисти метали, така и за смеси от различни метали - сплави в твърди и течни състояния.

Водородни комуникации

Химическата връзка между положително поляризираните водородни атоми на една молекула (или част от нея) и отрицателно поляризираните атоми на силно електрифициращите елементи, имащи редица електронни двойки ($ f, o, n $ и по-малко $ и $ и $), Друга молекула (или нейните части) се наричат \u200b\u200bводород.

Механизмът за образуване на водородни облигации има частично електростатичен, частично донорски акцептор.

Примери за интермолекулни водородни връзки:

Ако има такава връзка, дори и с ниско молекулно тегло вещества могат да бъдат при нормални условия на течности (алкохол, вода) или лесно втечнени газове (амоняк, флуориден водород).

Молекулярните кристални решетки имат молекулни кристални връзки.

Молекулни и нееластични вещества. Вид на кристалната решетка. Зависимостта на свойствата на веществата от техния състав и структура

Молекулярна и немолекулна структура на веществата

Няма отделни атоми или молекули в химични взаимодействия, но вещества. Веществото при дадените условия може да бъде в едно от трите агрегатни състояния: твърд, течен или газообразен. Свойствата на веществото също зависят от естеството на химичната връзка между частиците, генерирани от частици - молекули, атоми или йони. По вид комуникация се различават вещества от молекулярна и неетика.

Се наричат \u200b\u200bвещества, състоящи се от молекули молекулни вещества. Връзките между молекулите в такива вещества са много слаби, много по-слаби, отколкото между атомите вътре в молекулата, и вече при относително ниски температури те се разпадат - веществото се превръща в течност и по-нататък в газа (йодоумимация). Точките за топене и кипене на вещества, състоящи се от молекули, се увеличават с повишаване на молекулното тегло.

ДА СЕ молекулни вещества Вещества с ядрена структура ($ c, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W) включват, сред тях има метали и неметали.

Обмисли физически свойства алкални метали. Сравнително малкото якост на връзката между атомите е причинено от ниска механична якост: алкалните метали са меки, лесно се нарязват с нож.

Големите размери на атомите водят до малка плътност на алкалните метали: литий, натрий и калий още по-лесни от водата. В групата на алкалните метали, температурата на кипене и топене намалява с увеличаване на номера на последователността на елемента, защото Размерът на атомите се увеличава и се отпуска.

На вещества немолекулар Сградите включват йонни съединения. По-голямата част от металните съединения с неметали имат такава сграда: всички соли ($ naCl, k_2so_4 $), някои хидриди ($ lih $) и оксиди ($ cao, mgo, feo $), база ($ naoh, koh $) ). Едните (нелекуларни) вещества имат високи температури на топене и кипене.

Кристални решетки

Известно е веществото, може да съществува в три съвкупни състояния: газообразно, течно и твърдо вещество.

Твърди вещества: аморфен и кристален.

Помислете как характеристиките на химичните връзки върху свойствата на твърдите вещества влияят върху свойствата на твърдите вещества. Твърдите вещества са разделени кристали Аморфен.

Аморфните вещества нямат ясна точка на топене - при нагряване, те постепенно смекчават и влизат в състояние на течност. В аморфно състояние са разположени пластилин и различни смоли.

Кристалните вещества се характеризират с правилното местоположение на тези частици, от които се състоят от: атоми, молекули и йони - в строго определени точки на пространството. Когато свързвате тези точки, пространствената рамка се оформя от прави линии, наречена кристална решетка. Точките, в които са поставени частиците на кристала, се наричат \u200b\u200bрешетъчни възли.

В зависимост от вида на частиците, разположени в сглобките на кристалната решетка, и естеството на връзката между тях се отличава с четири вида кристални решетки: йонийски, атомен, молекулярен и метал.

Йонийски кристални решетки.

Йонийски Обадете се на кристални решетки, в възлите на които са йони. Те образуват вещества с йонна връзка, която може да бъде свързана както с обикновените йони $ na ^ (+), cl ^ (-) $ и сложни $ so_4 ^ (2-), ^ - $. Следователно, кристалните решетки имат соли, някои оксиди и хидроксиди на метали. Например, кристал на натриев хлорид се състои от редуващи се положителни йони $ na ^ + $ и отрицателни $ cl ^ - $, образувайки мрежата под формата на куб. Връзките между йони в такъв кристал са много стабилни. Следователно, вещества с йонна решетка се отличават с относително висока твърдост и издръжливост, те са огнеупорни и не-летливи.

Атомни кристални решетки.

Атомник Създайте кристални решетки, в възлите на които са отделни атоми. В такива решетки атомите са взаимосвързани с много силни ковалентни връзки. Пример за вещества с такъв тип кристален решетка може да бъде диамант - един от моделите на анотропните въглеродни въглеродни въглеродни въглеродни.

Повечето вещества с атомната кристална решетка имат много високи температури на топене (например, диамантът е над $ 3,500 ° C $), те са трайни и твърди, практически неразтворими.

Молекулни кристални решетки.

Молекулярна Кристални решетки се наричат, в възлите на които са разположени молекулите. Химическите връзки в тези молекули могат да бъдат полярни ($ HCL, H_2O $) и не-полярни ($ n_2, O_2 $). Въпреки факта, че атомите вътре в молекулите са свързани с много силни ковалентни връзки, между самите молекули действат отстрани междумолекулно привличане. Следователно, вещества с молекулни кристални решетки имат ниска твърдост, ниски температури на топене, летливи. Повечето твърди органични съединения имат молекулни кристални решетки (нафталин, глюкоза, захар).

Метални кристални решетки.

Метални връзки имат метални кристални решетки. В възлите на такива решетки има атоми и йони (след това атоми, тогава йони, в които метални атоми лесно се превръщат, дават външни електрони "общо използване"). Такава вътрешна структура на металите определя техните характерни физични свойства: зелид, пластичност, електрическа и топлопроводимост, характерен метален блясък.

.

Знаете, че атомите могат да се комбинират помежду си с образованието както просто, така и сложни вещества. В същото време се формират различни видове химически връзки: йонийски, ковалентен (не-полярен и полярен), метален и водород. Едно от най-значимите свойства на атомите на елементите, които определят коя връзка се образува между тях - йон или ковалентен, - това е електрическагативността, т.е. Способността на атомите заедно да привличат електрони.

Условната количествена оценка на електрическатагустност дава мащаб на относителните електрически преговори.

В периодите има обща тенденция на растежа на електротеми и елементи, а в групи - техните падания. Елементи за електротипове са поставени подред, въз основа на които можете да сравните електрическата активност на елементите в различни периоди.

Видът на химическата комуникация зависи от това колко голяма разликата между стойностите на електрическата енергия на свързващите атоми на елементите. Колкото по-се различават в атомите на електрическата ефективност на елементите, образуващи връзката, химическата връзка е полярна. Невъзможно е да се извърши остра граница между видовете химични връзки. В повечето съединения вида на химическата връзка е междинно; Например, силната полярна ковалентна химична връзка е близка до ION комуникация. В зависимост от това как ограничаващите случаи са по-близо по своя характер, химическата връзка се нарича или на йонна, или на ковалентна полярна комуникация.

Йонна връзка.

Йонната комуникация се формира, когато взаимодействието на атомите, които се различават рязко един от друг чрез електричество. Например, типични метали на литий (Li), натрий (Na), калий (K), калций (СА), стронций (SR), бариев (ба) образуват йонна връзка с типични неметали, главно с халогени.

В допълнение към халогенидите на алкалните метали, йонната комуникация също се образува в такива съединения като алкални и сол. Например, в натриев хидроксид (NaOH) и натриев сулфат (Na2S04), йонните връзки съществуват само между натриеви и кислородни атоми (други връзки - ковалентен полярен).

Ковалентна неполярна връзка.

При взаимодействие между атоми със същия електроетрик се образуват молекули с ковалентна неполярна връзка. Такава връзка съществува в молекулите на следните прости вещества: Н2, F2, CI2, О2, N2. Химическите връзки в тези газове се образуват от общи електронни двойки, т.е. При припокриване на съответните електронни облаци, поради електронното ядрено взаимодействие, което се изпълнява, когато атомите растяха.

Чрез компилиране на електронни формули, трябва да се помни, че всяка обща електронна двойка е условен образ на повишена електронна плътност, произтичаща от припокриване на съответните електронни облаци.

Ковалентна полярна комуникация.

Когато взаимодействието на атомите, стойността на електротебилността, е различна, но не рязко не е изместване на обща електронна двойка към по-електронен атом. Това е най-често срещаният тип химическа връзка, която се намира както в неорганични, така и в органични съединения.

Тон отношенията, оформени от донорския механизъм, например, в хидроксониум и аминови йони, се прилагат напълно за ковалентни връзки.

Метална връзка.


Комуникация, която се формира в резултат на взаимодействието на освободените електрони с метални йони, се нарича метална вратовръзка. Този тип комуникация е характерен за прости метали.

Същността на процеса на образуване на металната връзка е следната: метални атоми лесно дават валентни електрони и се превръщат в положителни заредени йони. Сравнително свободни електрони, които се разпаднат от атома, се движат между прогнозните йони на металите. Между тях има метална връзка, т.е. електрони, тъй като е, циментиращи положителни йони на кристално-леската решетка на металите.

Водородна връзка.


Комуникация, която се образува между водородни атоми на една молекула и атом на силен електронен елемент (O, N, F) друга молекула се нарича водородна връзка.

Възникване може да възникне въпрос: защо точно водородът представлява такава специфична химическа връзка?

Това се обяснява с факта, че атомният радиус на водород е много малък. В допълнение, когато е разселено или пълно с единния си електрон, водородът придобива относително висок положителен заряд, поради който водородът на една молекула взаимодейства с атомите на електрификационни елементи, имащи частичен отрицателен заряд в състава на други молекули (HF, H2) \\ t O, NH3).

Разгледайте някои примери. Обикновено ние изобразяваме състава на водата химична формула Н 2 О. Това обаче не е точно точно. Би било по-правилно да се проектира вода (Н20) N формула (Н20) N, където n \u003d 2,3,4 и т.н. Това се дължи на факта, че индивидуалните водни молекули са свързани помежду си чрез водородни връзки.

Водородната връзка е направена за обозначаване на точки. Тя е много по-слаба от йонна или ковалентна връзка, но по-силна от обичайното междумолекулно взаимодействие.

Наличието на водородни облигации обяснява увеличаването на водата с намаляване на температурата. Това се дължи на факта, че когато температурата намалява, молекулите се засилят и следователно плътността на тяхната "опаковка" намалява.

При изучаване на органична химия, възникна такъв въпрос: защо температурата на кипене на алкохоли са много по-високи от съответните въглеводороди? Това се обяснява с факта, че се образуват водородни връзки между алкохолните молекули.

Увеличаването на точката на кипене на алкохолите също се среща в близост до разширяването на техните молекули.

Водородната връзка също е характерна за много други органични съединения (феноли, карбоксилни киселини и др.). От курсове по органична химия и обща биология Знаете, че наличието на водородни комуникации се обяснява с вторичната структура на протеините, структурата на ДНК двойна спирала, т.е., феноменът на допълнение.

Всяко взаимодействие между атомите е възможно само в присъствието на химическа връзка. Такава връзка е причината за образуването на стабилна мултиатомна система - молекулен йон, молекули, кристална решетка. Дълготрайната химическа връзка изисква много енергия за почивката, така че е основната стойност за измерване на силата на комуникацията.

Условия за химическа комуникация

Образуването на химична връзка винаги е придружено от екскреция на енергия. Този процес се дължи на намаляването. потенциална енергия Системи за взаимодействие на частици - молекули, йони, атоми. Потенциалната енергия на получената система на взаимодействащи елементи е винаги по-малка от енергията на несвързаните изходящи частици. Така основата за появата на химични облигации в системата е спадът в потенциалната енергия на нейните елементи.

Естество на химичното взаимодействие

Химичната връзка е следствие от взаимодействието на електромагнитни полета, произтичащи от електрони и ядра от атоми на тези вещества, които участват в образуването на нова молекула или кристал. След отваряне на теорията на структурата на атома, естеството на това взаимодействие стана по-достъпно за ученето.

За първи път идеята за ОВ. електрическа природа. Химическите комуникации се появяват от английската физика на Дейвй, която предполага, че молекулите се образуват поради електрическото привличане на многомерно заредени частици. Тази идея се интересуваше от шведския химик и природен ресурс I.YA. Blycelus, който разработи електрохимична теория на химическата връзка.

Първата теория, която обяснява процесите на химическо взаимодействие на веществата, е несъвършена и с течение на времето тя трябваше да откаже.

Теория на Бюлерова

По-успешен опит да се обясни естеството на веществата за химическа връзка, е взет от руския учен в. М. Бюлеров. В основата на нейната теория този учен положи такива предположения:

  • Атомите в свързаното състояние са свързани помежду си в определен ред. Промяната в този ред е причина за образуването на ново вещество.
  • Атомите са задължителни един с друг според законите на валентността.
  • Свойствата на веществото зависи от реда на съединението от атоми в молекулата на веществото. Друг ред на споразумение става причина за промяна на химичните свойства на веществото.
  • Атомите, свързани помежду си, са най-силно засегнати един от друг.

Теорията на Бюлеров обясни свойствата на химикалите не само от техния състав, но и по реда на атомите. Такъв вътрешен ред А.М. Butlers нарича "химическа структура".

Теорията на руския учен даде възможност да се въведе ред в класификацията на веществата и да се даде възможност да се определи структурата на молекулите по техните химични свойства. Теорията даде отговор на въпроса: защо молекулите, съдържащи същия брой атоми, имат различни химични свойства.

Предпоставки за създаване на химически комуникационни теории

В своята теория химическа структура Butlers не докосна въпроса каква е химическата връзка. За това, тогава имаше твърде малко данни вътрешна структура Вещества. Едва след откриването на планетарния модел на атома, американският учен Луис започна да развива хипотеза, че химическата връзка възниква чрез образуването на електронна двойка, която едновременно принадлежи към два атома. Впоследствие тази идея се превърна в основа за разработване на ковалентна комуникационна теория.

Ковалентна химическа комуникация

Устойчив химично съединение Може да се образува при припокриване на електронни облаци от два съседни атома. Резултатът от такова взаимно пресечка става увеличаване на електронната плътност в интерместата. Ядрата на атомите, както знаете, се таксуват положително и следователно се опитват да привлекат отрицателно обвинен електронен облак възможно най-близо. Тази атракция е много по-силна от силата на отблъскване между две положително заредени ядра, така че тази връзка е стабилна.

За първи път изчисленията на химическата връзка бяха извършени от химиците на галери и Лондон. Те се занимаваха с връзката между два водородни атома. Най-простата визуална гледка към нея може да изглежда така:

Както може да се види, електронната двойка заема квантово място в двата водородни атома. Такъв двудостъпен поставяне на електрон се нарича "ковалентна химическа комуникация". Ковалентната връзка е типична за молекулите на прости вещества и техните неумолените връзки. Веществата, създадени в резултат на ковалентни облигации, обикновено не се извършват електричество Или са полупроводници.

ION Communication.

Химичното свързване на йонния тип се случва с взаимното електрическо привличане на двете противоположно заредени йони. Йони могат да бъдат прости, състоящи се от един атом на веществото. В съединенията от този тип, простите йони най-често са положително заредени атоми на метали 1.2 групи, които са загубили техния електрон. Образуването на отрицателни йони е присъщо на атомите на типичните неметали и основите на техните киселини. Следователно, сред типичните йонни съединения има много халогениди на алкални метали, като CSF, NaCl и други.

За разлика от ковалентната комуникация, йонът няма насищане: различен брой противоположни заредени йони могат да се присъединят към йона или групата на йони. Броят на приложените частици е ограничен само от линейните размери на взаимодействащите йони, както и състояние, при което силите на привличането на противоположни заредени йони трябва да бъдат по-големи от обобщаващите сили на същите заредени частици, включени в съединението от йонно тип .

Водородни комуникации

Още преди създаването на теорията на химическата структура, експерименталното средство се наблюдава, че водородните съединения с различни неметали имат няколко необичайни свойства. Например, температурата на кипене на флуорид водород и вода е значително по-висока, отколкото може да се очаква.

Тези и други характеристики на водородните съединения могат да бъдат обяснени с способността на Н + атом да образуват друга химична връзка. Този тип връзка се нарича "водородна комуникация". Причините за появата на водородни облигации са в свойствата на електростатичните сили. Например, в флуора хидравличната молекула, общият електронен облак е толкова изместен към флуора, че пространството около атома на това вещество е наситено с отрицателно електрическо поле. Около водородния атом, лишен от единствения си електрон, полето е много по-слабо и има положителен заряд. В резултат на това има допълнителна връзка между положителните области на H + електронните облаци и отрицателния F -.

Химическа връзка на металите

Атомите на всички метали са разположени в пространството по определен начин. Поръчката на атомите на металите се нарича кристална решетка. В същото време електроните на различни атоми слабо взаимодействат помежду си, образувайки общ електронен облак. Този тип взаимодействие между атомите и електроните се нарича "метална комуникация".

Това е свободното движение на електрони в метали, които могат да обяснят физичните свойства на металните вещества: електрическа проводимост, топлинна проводимост, сила, гладкост и други.

3.3.1 Ковалентна комуникация. - Това е двуконтролна двубонна връзка, образувана от припокриващи се електронни облаци, носещи несвързани електрони с анти-паралелни завъртания. Като правило се образува между атомите на един химичен елемент.

Той е количествено характеризиращ се с валентност. Оценка на елемента - Това е способността му да образува определен брой химични връзки поради свободните електрони, разположени атомна зона за валентност.

Ковалентната връзка образува само двойката електрони между атомите. Нарича се разделена двойка. Останалите двойки електрони се наричат \u200b\u200bполивани двойки. Те напълват черупките и не участват в свързването. Връзката между атомите може да се извърши не само една, но и две и дори три разделени двойки. Такива връзки се наричат двойно и Т. локални - множество връзки.

3.3.1.1 Ковалентна неполярна връзка. Извършва се съобщение, извършено чрез формиране на електронни двойки, в същата степен, принадлежаща на двата атома, се нарича ковалентен нотален. Възниква между атомите с почти равен на електрическатагуст (0.4\u003e ΔEO\u003e 0) и следователно, равномерното разпределение на електронната плътност между ядрата на атомите в хомо-тенорни молекули. Например, Н2, О2, N2, С12 и т.н., диполетът на такива връзки е нула. Връзката в крайните въглеводороди (например в CH4) се счита за почти не-полярна, защото Δ eo \u003d 2.5 (с) - 2.1 (h) \u003d 0.4.

3.3.1.2 Ковалентна полярна комуникация. Ако молекулата е оформена от два различни атома, зоната на припокриващите се облаци на електрони (орбитал) се измества към един от атомите и такава връзка се нарича полярен . С такава връзка вероятността за намиране на електрони близо до ядрото на един от атомите е по-висока. Например, NCL, Н2S, рН 3.

Полярна (асиметрична) ковалентна комуникация - Комуникация между атомите с различна електричество (2\u003e ΔEO\u003e 0.4) и асиметричното разпределение на обща електронна двойка. Като правило се формира между два неметала.

Електронната плътност на такава връзка се измества към по-електрифициращ атом, което води до появата на частичен отрицателен заряд върху него (делт минус) и на по-малко електрически атом - частичен положителен заряд  (делта плюс)

C     c      c            c   mmg .

Посоката на изместване на електроните също е обозначена със стрелката:

CCl, Co, Cn, On, Cmg.

Колкото по-голяма е разликата в електрическата активност на свързаните с нея атоми, толкова по-висока е полярността на комуникацията и нейния по-диполен момент. Между противоположните частични обвинения в знак има допълнителни атракционни сили. Ето защо, отколкото полярна връзка, тя е по-силна.

Освен това поляризум ковалентна комуникация. има свойство фрейност - способността на атом да образува толкова много ковалентни връзки, тъй като има енергично достъпни атомни орбитали. Третият имот на ковалентна връзка е неговата фокус.

3.3.2 Йонна връзка. Движещата сила на неговото образуваност е същата аспирация на атомите към окрива обвивка. Но в някои случаи такава окрива обвивка може да възникне само когато електронната предавка от един атом към друг. Следователно, като правило, между металния и неметалол се образува йонна връзка.

Помислете като пример реакцията между натриевите атоми (3S 1) и флуор (2S 23S5). Разлика на електричество във връзка NAF

eo \u003d 4.0 - 0.93 \u003d 3.07

Натрий, при което се получава Fectour 3S 1 -Electron, става Na + йон и остава с 2S 2 2g6 с 6 O 2п 6 обвивка, което съответства на електронната конфигурация на неоновия атом. Точно същото електронна конфигурация Fluoro придобива, приемайки един електрон, даден от натрий. В резултат на това възникват силите на електростатичната атракция между противоположни заредени йони.

ION Communication. - екстремни случаи на полярна ковалентна връзка, основана на електростатично привличане на йони. Такава връзка се появява с голяма разлика в електрическите атмосфера, свързани с електрическите атоми (eo\u003e 2), когато по-малко електрификативен атом почти напълно придава на валентните си електрони и се превръща в катион, а другият, повече електрически атом, тези електрони се прикрепят и става анион. Взаимодействието на йони от противоположния знак не зависи от посоката, а куломските сили нямат собственост на насищане. По силата на това жива комуникация Няма пространствен насоки и фрейност Тъй като всеки йон е свързан с определен брой противойони (координационен номер на йон). Следователно, свързаните с йон съединения нямат молекулна структура и са твърди вещества, образуващи йонни кристални решетки, с високи температури на топене и кипене, те са силно слънчеви, често физиологичен разтвор, в водни решения електрически проводими. Например, Mgs, NaCl и 2O3. На практика няма съединения с чисто йонни връзки, тъй като някакъв дял от ковалент винаги остава поради факта, че общият преход на един електрон към друг атом не се наблюдава; В най-"йонните" вещества делът на йонните комуникации не надвишава 90%. Например, в NAF, поляризацията на комуникацията е около 80%.

В органични съединения йонните връзки са доста редки, защото Въглеродният атом не е склонен да загуби или придобива електрони с образуването на йони.

Valence. Много често се характеризират елементи в съединения с йонни връзки степен на окисление което от своя страна съответства на величината на таксуването на йонния йон в тази връзка.

Степен на окисление - Това е условна такса, която придобива атом в резултат на преразпределение на електронната плътност. Той е количествено характеризиращ се с броя на изместените електрони от по-малко електрически кралския елемент до повече електричество. От този елемент се формира положително заредена йон, която дава на електроните си и отрицателния йон от елемента, който тези електрони приемат.

Елемент, разположен в по-високо окисление (Максимално положително), вече е дал всичките му валентни електрони, които са в АВЗ. И тъй като техният брой се определя от броя на групата, в която е елемент, най-високата степен на окисление за повечето елементи и ще бъде равен групов номер . Относно по-ниско окисление (Максимален отрицателен), след това се появява при формирането на осем електронна обвивка, т.е. в случая, когато AVZ е попълнен напълно. За nemmetalov. Той се изчислява по формулата Група номер - 8 . За метали равен нула защото те не могат да получават електрони.

Например, AVZ SURFUR има формата: 3S 2 3P 4. Ако атомът даде всички електрони (шест), той ще придобие най-висока степен на окисление +6 равен Срок Ако има две необходими за завършване на стабилната обвивка, тя ще придобие ниска степен на окисление –2 равен Номер на групата - 8 \u003d 6 - 8 \u003d -2.

3.3.3 Метална комуникация. Повечето метали имат редица свойства, които са общи и различни от свойствата на други вещества. Такива свойства са относително високи температури на топене, способност за отразяване на светлината, високата топлинна и електрическа проводимост. Тези характеристики се обясняват с наличието на специален вид взаимодействие в металите. – метална комуникация.

В съответствие с позицията в периодичната система, атомите на металите имат малък брой валентни електрони, които са достатъчно слабо свързани с техните ядра и лесно могат да се откъснат от тях. В резултат на това, положително заредени йони, локализирани в определени позиции на кристалната решетка, се появяват в кристалната решетка на метала, и голям брой делокализирани (свободни) електрони, които са относително свободно движещи се в областта на положителните центрове и комуникират между тях Всички метални атоми поради електростатична атракция.

Това е важна разлика между металните връзки от ковалент, които имат строга ориентация в пространството. Комуникационните сили в металите не са локализирани и не са насочени, а свободните електрони, образуващи "електронен газ", причиняват висока топлинна и електрическа проводимост. Ето защо, в този случай е невъзможно да се говори за посоката на облигациите, тъй като валентните електрони почти равномерно разпределени над кристала. Това е точно това, което е обяснено, например, пластичността на металите, т.е. възможността за изместване на йони и атоми във всяка посока

3.3.4 Донор-акцепторна комуникация. В допълнение към механизма за образуване на ковалентна връзка, според която общата електронна двойка се случва, когато два електрона взаимодействат, има и специален донор-акцепторски механизъм . Той се крие във факта, че ковалентна връзка е оформена в резултат на прехода на вече съществуваща (значима) електронна двойка донора (доставчик на електрони) в цялостното използване на донора и акцептор (Доставчик на свободен атомен орбитал).

След образуването му не се различава от ковалент. Механизмът на донорите е добре илюстриран чрез образуването на амониев йон (фигура 9) (зъбчета показват електроните на външното ниво на азотния атом):

Фигура 9 - схема за образование на амониев йон

Електронната формула на AVZ азотния атом 2S 2 2g3, т.е. има три несвързани електрона, които влизат в ковалентна връзка с три водородни атома (1S 1), всеки от които има един валентен електрон. В същото време се образува амонячна молекула NH3, в която се запазва средна електронна двойка азот. Ако водородният протон (1S 0) е подходящ за тази молекула, който няма електрони, след това азотът ще предава своя двойка електрони (донори) към този атомен орбитален водород (акцептор), което води до амониев йон. Той има всеки водороден атом, свързан с азотен атом с обща електронна двойка, единият от които се осъществява съгласно донор-акцепторния механизъм. Важно е да се отбележи това n-N комуникацияОбразува се от различни механизми, няма разлики в свойствата нямат. Посоченият феномен се дължи на факта, че по време на образуването на съединителя на орбиталната от 2S и 2R електрона на азотния атом променят формата му. В резултат на това четири са напълно идентични под формата на орбитал.

Атомите с голям брой електрони обикновено се представят като донори, но имат малък брой неспуснати електрони. За елементи II от периода, такава възможност, с изключение на азотния атом, се предлага на кислород (две парни двойки) и при флуор (три различни двойки). Например, йон на водород Н + във водни разтвори никога не е в свободно състояние, тъй като йонният хидроксониев Н3Ь + хидрооксид е винаги оформен от водните молекули Н20 и йон Н +, въпреки че хидроторията присъства във всички водни разтвори във всички водни разтвори Въпреки че се съхранява H + символ.

3.3.5 водородна връзка. Водороден атом, свързан със силно електрически елемент (азот, кислород, флуор и т.н.), който "стяга" общата електронна двойка е липсата на електрони и придобива ефективен положителен заряд. Следователно, тя може да взаимодейства с различна двойка електрони на друг електронен атом (който придобива ефективен отрицателен заряд) от една и съща (интрамолекулна комуникация) или друга молекула (междумолекулна комуникация). В резултат на това се случва водородни комуникации което е графично определено по точки:

Тази връзка е много по-слаба от другите химически връзки (енергия на неговото формиране 10 – 40 kJ / mol) и главно има частично електростатичен, частично донорски знак.

Изключително важна роля на водородните връзки в биологични макромолекули, такива неорганични съединения като Н20, Н2F2, NH3. Например, връзките на ONV в Н20 имат забележим полярен характер с излишък от отрицателен заряд - на кислороден атом. Водородният атом, напротив, придобива малък положителен заряд  + и може да взаимодейства с водни изпарения от електрони на кислороден атом на съседна водна молекула.

Взаимодействието между водните молекули е достатъчно силно, такава, че дори и в пара от вода, димери и триизмерни тримери (Н20) 2, (Н20) 3 и т.н., могат да възникнат в разтвори. Дълги вериги на Могат да се появят сътрудници от този тип:

тъй като кислородният атом има две безсмислени двойки електрони.

Наличието на водородни облигации обяснява високите температури на кипене на вода, алкохоли, карбоксилни киселини. Благодарение на водородните връзки, водата се характеризира като висока в сравнение с Н20 (e \u003d s, se, te) с температури на топене и кипене. Ако водородните връзки отсъстват, тогава водата ще се стопи при -100 ° С и се вари при -80 ° С. Типични случаи на асоцииране се наблюдават за алкохоли и органични киселини.

Водородните връзки могат да се появят както между различни молекули, така и в молекулата, ако има групи с донорски и акцепторни способности в тази молекула. Например, това са вътрешномолекулни водородни връзки, които играят важна роля при образуването на пептидни вериги, които определят структурата на протеините. N-облигациите засягат физическите и химичните свойства на веществото.

Вид водородни облигации не образуват атоми на други елементи Тъй като силите на електростатичното привличане на лолетата на диполите на полярните връзки (O-H, N-H и т.н.) са доста слаби и действат само на ниски разстояния. Водород, имащ най-малкия атомен радиус, ви позволява да се доближите до такива диполи толкова много, че силата на привличане става забележима. Никой друг елемент с голям атомен радиус е способен да образува такива връзки.

3.3.6 Междумолекулни взаимодействия (сила на ван дер ваали). През 1873 г. холандският учен I. Van der Walals предложи да има сили, които определят привличането между молекулите. Тези сили по-късно получиха името на ван дер Ваалс – Най-универсалния изглед на междумолекулната комуникация. Енергията на комуникацията Van der Walals е по-малка водород и е 2-20 kJ / ∙ mole.

В зависимост от метода на сила са разделени на:

1) ориентационен (дипол-дипол или йон-дипол) - възникват между полярните молекули или между йони и полярни молекули. Когато полярните молекули са рапирани по такъв начин, че положителната страна на един дипол е фокусирана върху отрицателната страна на друг дипол (Фигура 10).

Фигура 10 - Ориентно взаимодействие

2) индукция (диполнодуксиран дипол или йонноиндуциран дипол) - възникват между полярни молекули или йони и неполярни молекули, но способни на поляризация. Кутиите могат да засегнат неполярни молекули, превръщайки ги в посочени (индуцирани) диполи. (Фигура 11).

Фигура 11 - Индукционно взаимодействие

3) Дисперсия (индуцирана диполна индуцирана дипол) - възниква между неполярни молекули, способни на поляризация. Във всяка молекула или атом от благороден газ се появяват колебания на електрическа плътност, в резултат на което се появяват инстанционални диполи, което от своя страна предизвиква незабавни диполи в съседните молекули. Движението на незабавни диполи става последователно, външният им вид и разлага се синхронно. В резултат на взаимодействието на незабавни диполи, енергията на системата намалява (Фигура 12).

Фигура 12 - Взаимодействие с дисперсията

Атомите на повечето елементи не съществуват отделно, тъй като те могат да си взаимодействат помежду си. В този случай са оформени по-сложни частици.

Естеството на химическата връзка се състои в действието на електростатични сили, които са силите на взаимодействие между електрическите такси. Такива обвинения имат електрони и ядра от атоми.

Електроните, разположени на външни електронни нива (валентни електрони), са на всички от ядрото, по-слаби от всичко, което взаимодейства с него, което означава, че те могат да се откъснат от ядрото. Те са отговорни за свързването на атомите един с друг.

Видове взаимодействие в химията

Видове химични облигации могат да бъдат представени като следната таблица:

Характеристика на йонната връзка

Химично взаимодействие, което се формира поради привличане на йонис различни обвинения, наречени йонични. Това се случва, ако свързването на атомите имат значителна разлика в електричеството (т.е. възможността за привличане на електрони) и електронната двойка се движи към по-електрифициращ елемент. Резултатът от такъв електронен преход от един атом към друг е образуването на заредени частици - йони. Между тях и възниква атракцията.

Най-малките показатели за електричество притежават типични металиИ най-големите - типични неметали. Изобите се формират, когато взаимодействат между типични метали и типични неметали.

Металните атоми стават положително заредени йони (катиони), които дават електрони на външни електронни нива и не металите вземат електрони, превръщайки се по този начин отрицателен таксуван йони (аниони).

Атомите отиват на по-устойчив енергийно състояние, Завършвайки електронните си конфигурации.

Йонната връзка е неподходяща и несивална, тъй като електростатичното взаимодействие се осъществява съответно във всички посоки, съответно, йонът може да привлече йони от противоположния знак във всички посоки.

Местоположението на йоните е, че около всеки има определен брой противоположни заредени йони. Концепцията за "молекула" за йонни съединения няма смисъл.

Примери за образование

Образуването на комуникация в натриев хлорид (NaCl) се дължи на предаването на електрон от Na атом към CL атом за образуване на съответните йони:

Na 0 - 1 e \u003d Na + (катион)

Cl 0 + 1 e \u003d cl - (анион)

В натриев хлорид около натриевите катиони има шест хлорни аниони и има шест натриеви йони около всеки хлорен йон.

Когато взаимодействието между атомите в бариевия сулфид се случват следните процеси:

BA 0 - 2 E \u003d BA 2+

S 0 + 2 e \u003d s 2-

VA дава двата си електронна подметка, в резултат на които се образуват 2- и бадикални бавачки за сяра.

Метални химически комуникации

Броят на електроните на външните енергийни нива на метали е малък, те лесно се отделят от ядрото. В резултат на такова разделяне се образуват метални йони и свободни електрони. Тези електрони се наричат \u200b\u200b"електронен газ". Електроните се движат свободно по обем на метала и постоянно се свързват и отделят от атоми.

Структурата на металното вещество е такова: кристалната решетка е външна субстанция и между възлите му електроните могат свободно да се движат.

Следните примери могат да бъдат дадени:

Mg - 2E.<-> Mg 2+.

CS - E.<-> CS +.

CA - 2E.<-> СА 2+.

Fe - 3E.<-> FE 3+.

Ковалентен: полярен и не-полярен

Най-често срещаният тип химическо взаимодействие е ковалентна връзка. Цялото за електричество на елементите, влизащи в взаимодействието, не са рязко в тази връзка, само изместването на общата електронна двойка се наблюдава на по-електрифициращ атом.

Ковалентното взаимодействие може да бъде оформен от механизма за обмен или от донор-акцептор.

Механизмът за обмен се осъществява, ако всеки от атомите има несвързани електрони на външни електронни нива и припокриващи се атомни орбитали води до чифт електрони, принадлежащи на двата атома. Когато един от атомите има чифт електрони на външно електронно ниво, а друг е свободен орбитал, след това при припокриване на атомни орбитали, има социална двойка и взаимодействие върху донорския механизъм.

Ковалентът е разделен чрез множественост върху:

  • прост или единичен;
  • двойно;
  • тройна.

Двойки осигуряват социализацията на две двойки електрони едновременно и тройно - три.

При разпределението на електронната плътност (полярността) между ковалентните облигации свързващите атоми се разделят на:

  • не-полярен;
  • полярен.

Неполярната комуникация образуват същите атоми и полярни - различна електричество.

Взаимодействието на атомите, близки от електрическатагургия, се нарича неполярна връзка. Общата двойка електрона в такава молекула не е привлечена от някой от атомите, но принадлежи еднакво и за двете.

Взаимодействието на елементи, различаващо се в електричеството, води до образуването на полярни връзки. Общите електронни двойки с този вид взаимодействие са привлечени от по-електрифициращ елемент, но те не вървят напълно напълно с него (т.е. образуването на йони не се случва). В резултат на такова преминаване на плътност на електронните атоми, частични такси се появяват: при по-електрическо - отрицателно зареждане и на по-малко положителни.

Ковалентност свойства и характеристики

Основните характеристики на ковалентната връзка:

  • Дължината се определя от разстоянието между ядрата на взаимодействащите атоми.
  • Полярността се определя от изместването на електронния облак към един от атомите.
  • Фокус - коване на имота, ориентиран в комуникационното пространство и, съответно молекули имат определени геометрични форми.
  • Наситеността се определя от възможността да се образува ограничен брой връзки.
  • Поляризността се определя от способността да се промени полярността под действието на външно електрическо поле.
  • Енергията, необходима за унищожаването на връзката, определяща своята сила.

Пример за ковалентно не-полярно взаимодействие може да бъде водородни молекули (Н2), хлор (CI2), кислород (O2), азот (N2) и много други.

H · + · h → H-H молекула има една не-полярна връзка

O: +: o → o \u003d o молекула има двойно не-полярен,

Ṅ: + ṅ: → n≡n молекулата има троен неполярен.

Като примери за ковалент химически елементи Молекулите на въглеродния диоксид (CO2) и въглероден оксид (СО) газ, хидроген сулфид (H2S) могат да бъдат дадени, \\ t на солна киселина (НС1), вода (Н20), метан (СН4), серен оксид (SO2) и много други.

В молекулата CO2 връзката между въглеродните и кислородните атома е ковалентна полярна, тъй като повече електрически водород привлича електронна плътност за себе си. Кислород има две. несръчен електрон На външното ниво и въглеродът може да осигури формирането на взаимодействието четири валентен електрон. В резултат на това двойните връзки и молекулата изглеждат така: o \u003d c \u003d o.

За да се определи вида на комуникацията в една или друга молекула, тя едваства да разгледа компонентите на нейните атоми. Прости вещества метали образуват метал, метали с неметали - йонни, неметални вещества - ковалентни неполярни и молекули, състоящи се от различни неметали, се образуват от ковалентна полярна връзка.