Mis tüüpi side on iseloomulik lihtsate ainete. Keemiline side

Keemiline side

Kõik interaktsioonid ühendamiseni keemilised osakesed (Aatomid, molekulid, ioonid jne) on ainetes jagunevad keemiliste sidemeteks ja muutustevaheliste sidemeteks (intermolekulaarsed interaktsioonid).

Keemilised sidemed - side otse aatomite vahel. Seal on ioonsed, kovalentsed ja metallist side.

Vaheühendid - Molekulide vaheline suhtlemine. See on vesiniku sideme, ioon-dipooli kommunikatsioon (selle ühenduse moodustumise tõttu esineb näiteks hüdraadi ioonplaadi moodustumise), dipool-dipooli (selle ühenduse moodustumise moodustamise teel, polaarsete ainete molekulide moodustumise teel ühendatakse näiteks vedelas atsetoonis) jne.

Ioonide kommunikatsioon - erinevalt laetud ioonide elektrostaatilise atraktsiooniga moodustatud keemiline side. Binaarühendites (kahe elemendi ühendid) moodustub see juhul, kui seondumisaktiivsete mõõtmed on üksteisest väga erinevad: mõned aatomid on suured, teised väikesed - see tähendab, et mõned aatomid annavad kergesti elektronid, samas kui teised kipuvad Nende vastuvõtmiseks (tavaliselt on need elementide aatomid, mis moodustavad neile tüüpilisi metalle ja tüüpilisi mittemetallide moodustavate elementide aatomeid); Selliste aatomite elektrienergia on samuti väga erinev.
Ioonühendus on mittesuunaline ja mitte küllastunud.

Kovalentne side - keemiline side, mis tuleneb ühise elektronpaar moodustumisest. Kovalentne side on moodustatud väikeste aatomite vahel sama või lähedase raadiusega. Eeltingimus - paaride seondumata elektronide esinemine mõlemas siduvas aatomites (vahetusmehhanismis) või aurupaaris ühes aatomis ja vaba orbitaal (doonor-aktseptori mehhanism):

Vastavalt üldiste elektrooniliste paaride arvule on kovalentsed võlakirjad jagatud
• lihtne (ühekordne) - üks elektronpaar,
• topelt- - kaks elektronpaarit,
• kolmekordne - kolm paari elektronide paari.

Kahekordseid ja kolmekordseid sidemeid nimetatakse mitmeks ühendusteks.

Elektroonilise tiheduse jaotuse kohta kovalentsete võlakirjade vahel on seonduvad aatomid jagatud notolar ja polaarne. Mitte-polaarne ühendus moodustub sama aatomite vahel, polaarse - erinevate.

Elektrienergia - Aatomi võime mõõtmine aine meelitamiseks üldiste elektrooniliste paari meelitamiseks.
Polari sidemete elektroonilised paarid nihkuvad elektronegatiivsete elementide suunas. Elektrooniliste paaride nihkumist nimetatakse suhtlemise polarisatsiooniks. Polarisatsiooni ajal moodustatud osalised (liigsed) maksud on + ja - näiteks:.

Elektrooniliste pilvede kattumise olemuse järgi on kovalentne side jagatud β-β-raku.
- Teatis moodustatakse elektrooniliste pilvede otsese kattumise tõttu (mööda otsest ühendavat tuuma), -cuzv - külgmise kattumise tõttu (tasapinna mõlemal küljel, kus aatomite tuum).

Kovalentne võlakiri on või küllastus, samuti polarizitavus.
Kovalentsete võlakirjade vastastikuse suuna selgitamiseks ja prognoosimiseks kasutatakse hübridisatsioonimudelit.

Aatomite orbidaatide ja elektrooniliste pilvede hübridisatsioon - Aatomite orbitaalsete hinnanguline tasandamine energia ja elektronide pilvede kaupa, kui kovalentne side aatom on toodetud.
Enamasti on olemas kolm tüüpi hübridisatsiooni: sp.-, sp. 2 I. sp. 3-hübridisatsioon. Näiteks:
sp.-Hübridiseerimine - C2H2 molekulides, Beh 2, CO 2 (lineaarne struktuur);
sp. 2-hübridisatsioon - C2H4 molekulis, C6H6, BF3 (lame kolmnurkse kuju);
sp. 3-hübridisatsioon - CCl-s 4, Sih-4, CH4 molekulid (tetraeedri vorm); NH3 (püramiidi vorm); H2O (nurga kuju).

Metallist side - Kõigi seotud metalliliste kristalliaatomite valentsi elektronide üldistamisega moodustatud keemiline side. Selle tulemusena moodustub ühe elektroonilise pilve kristalliga, mis on kergesti nihkunud elektrilise pingega - seega metallide kõrge elektrilise juhtivuse all.
Metallist side moodustub juhul, kui siduvad aatomid on suured ja seetõttu kipuvad andma elektroni. Lihtsad ained metallsidemega - metallid (Na, BA, AL, CU, AU jne), Keerulised ained - Intermetallilised ühendid (ALCR 2, Ca 2 Cu, CU 5 ZN 8 jne).
Metallühendus ei ole küllastumise fookus. See on konserveeritud metallist sulab.

Vesiniku side - Moodustunud ühearuanne, mis on moodustatud osalise aktsepteerimisega vesinikuaatomi kõrgelt valitud-negatiivse aatomi elektronide paari suure positiivse osalise tasuga. See on moodustatud nendel juhtudel, kus ühes molekulis on aatom, mille keskmine elektronpaar ja kõrge elektroneghusiga (F, O, N) ja vesinikuaatom on seotud tugeva polaarse sidemega ühega sellise aatomiga. Seisuvahendite näited:

H-O-H ··· OH2, H-O-H ·· NH3, H-O-H ··· F - H, H-F ··· H-f.

Intramolekulaarsed vesiniku sidemed eksisteerivad polüpeptiidi molekulides, nukleiinhappes, valkudes jne.

Iga suhtluse tugevusmõõt on suhtluse energia.
Kommunikatsioon energia - selle purustamiseks vajalik energia keemiline side 1 mooli aines. Mõõtmisüksus - 1 kJ / Mol.

Ioonide ja kovalentse side energia energia on üks tellimus, vesinikuvõlakirjade energia on suurusjärgus väiksem.

Kovalentne side energia sõltub siduvate aatomite (sidepikkus) suurusest ja kommunikatsiooni paljususest. Mida vähem aatomeid ja rohkem kommunikatsiooni, seda suurem on selle energia.

Ioonse kommunikatsiooni energia sõltub ioonide ja nende tasude suurusest. Vähemad ioonid ja rohkem oma tasu, seda suurem on siduv energia.

Asja struktuur

Struktuuri liikide kaupa jagatakse kõik ained molekulaarne ja nemolekulaarne. Seas orgaanilised ained Molekulaarsed ained ülekaalus anorgaanilise - mitte-esemete hulgas.

Vastavalt keemilise side tüübile jagunevad ained kovalentsete sidemetena aineteks, ioonsidemetega ained (ioonsed ained) ja metalliliste sidemetega ainetega ained (metallid).

Kovalentsete sidemetega ained võivad olla molekulaarsed ja neneteticular. See mõjutab oluliselt nende füüsikalisi omadusi.

Molekulaarsed ained koosnevad molekulidest, mis on omavahel ühendatud nõrkade vahevahenditega sidemetega, nende hulka kuuluvad: H2, O2, N2, Cl2, Br2, S 8, P4 ja muud lihtsad ained; CO2, SO2, N2O 5, H2O, HCl, HF, NH3, CH4, C2H5H, orgaanilised polümeerid ja paljud teised ained. Neil ainetel ei ole suurt tugevust, on madal sulamine ja keemistemperatuur, ärge käituge elektrienergiaMõned neist lahustub vees või teistes lahustites.

Nemocular-ained kovalentsete sidemete või aatomite (teemant, grafiit, Si, Sio 2, SIC ja teised) moodustavad väga tugevad kristallid (erand - kihiline grafiit), nad ei lahustu vees ja teistes lahustites, on kõrge sulamistemperatuur ja keemistemperatuur, kõige rohkem Nad ei tee elektrivoolu (välja arvatud elektrijuhtivusega grafiit ja pooljuhtide - Silicon, Saksamaa jne)

Kõik ioonsed ained on loomulikult elastsed. Need on tahked tulekindlate ainete, lahused ja sulavad, mis viiakse läbi elektri välja. Paljud neist on vees lahustuvad. Tuleb märkida, et ioonsetes ainetes, mille kristallid koosnevad keerulistest ioonidest, on kovalentsed sidemed, näiteks: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO43-), (NH4) +) (Nr 3-) jne. Kovalentsed sidemed on seotud aatomid, millest keerulised ioonid koosnevad.

Metallid (metalliliste sidemete ained) Väga mitmekesine oma füüsikaliste omadustega. Nende hulgas on vedelik (HG), väga pehme (Na, K) ja väga tahked metallid (W, NB).

Metallide iseloomulikud füüsikalised omadused on nende suur elektrijuhtivus (vastupidiselt pooljuhtide vastupidisele temperatuuriga vähendamisele), suure soojusvõimsuse ja plastilisusega (puhtates metallides).

Kõvariigis koosnevad peaaegu kõik ained kristallidest. Keemiliste sidekristallide struktuuri ja tüübi järgi ("kristalsed võred") jagamine aatomi- (Mittemularne ainete kristallid kovalentse sidemega), ioonne (iooniainete kristallid) molekulaarne (kristallid molekulaarsete ainete kovalentse sidemega) ja metallist (Metallist sideainete kristallid).

Teema ülesanded ja testid "Teema 10." keemiline side. Aine struktuur "."

• Keemilise side tüübid - aine 8-9 klassi struktuur

  Õppetunnid: 2 Ülesanded: 9 Testid: 1

• Ülesanded: 9 Testid: 1

Olles selle teema välja töötanud, peate õppima järgmisi mõisteid: keemiline side, vaheühend, ioonkommunikatsioon, kovalentne side, metallist side, vesiniku side, lihtne suhtlemine, topeltkommunikatsioon, kolmekordne side, mitme sidevahend, mittepolaarse side, polaarse side , Elekter, kommunikatsioonipolarisatsioon, - ja-α, aatomi orbidateerimine, võlakirjaenergia.

Te peate teadma ainete klassifitseerimist struktuuri tüübi järgi keemilise side tüübi järgi, lihtsate ja keerukate ainete omaduste sõltuvus keemilise side tüübile ja "kristallvõre" tüübile.

Teil peaks olema võimeline: määrake aine keemilise side tüüp, hübridiseerimise tüüp, suhete moodustamise koostamiseks, et kasutada elektronegatiivsuse kontseptsiooni, mitmeid elektrilisi läbirääkimisi; Tea, kuidas elektrotunce muutub keemilised elemendid Üks periood ja üks rühm kovalentse side polaarsuse määramiseks.

Veenduge, et kõik, mida vajate, on assimileeritud, minge ülesannete juurde. Soovime teile edu.

• O. S. Gabrielyan, G. G. Lysova. Keemia 11 Cl. M., Drop, 2002.
• E. Rudzitis, F. G. Feldman. Keemia 11 Cl. M., valgustumine, 2001.

Keemilise sideme ühtse teooria ei eksisteeri, tingimuslikult keemilised sidemed jagunevad kovalentseks (universaalne kommunikatsiooniüüp), ioonse (privaatne kovalentse sideme puhul), metallist ja vesinik.

Kovalentne side

Kovalentse suhtluse moodustamine on võimalik kolme mehhanismil: vahetus, doonori aktseptor ja detivatsioon (Lewis).

Vastavalt vahetusmehhanism Kovalentsete sidete moodustumine toimub ühiste elektrooniliste paaride üldistamise tõttu. Samal ajal püüab iga aatom osta inertseid gaasi kesta, st Saa lõpetatud välise energia taseme. Vahetusliigi keemiliste sidemete moodustumine on kujutatud Lewise valemite kasutamisel, kus iga valentsi elektroaatomit kujutab punkte (joonis 1).

Joonis fig. 1 HCI molekuli kovalentse võlakirja harimine vahetusmehhanismis

Aatomi struktuuri teooria arendamisega ja kvantmehaanika Kovalentse sideme moodustumine on esindatud elektrooniliste orbitaalsete kattuvate elektrooniliste orbitaalsetena (joonis fig 2).

Joonis fig. 2. Haridus kovalentse teabevahetuse tõttu kattuvate elektrooniliste pilvede

Mida suurem on aatomite orbitaalide kattumine, seda tugevam on ühendus, vähem suhtluse pikkus ja selle rohkem energiat. Kovalentset sidet võib moodustada erinevate orbitaalse kattumise teel. Selle tulemusena kattuvad S-S, S-P orbitals, samuti D-D, P-P, d-P orbital Külgsed labad esinevad haridus - side. Moodustatakse risti 2 aatomi südamiku ühendamise joonega - ühendus. Üks - ja üks - suhe on võimeline moodustama mitme (topelt) kovalentse sideme, iseloomuliku orgaaniliste ainete klassis Alkens, Alkadeiennes jne One - ja kaks - ühendused moodustavad mitu (kolmekordset) kovalentset sidet, iseloomulik orgaaniliste ainete allikklassi (atsetüleenid).

Haridus kovalentne doonori aktseptori mehhanism Kaaluge ammooniumi katiooni näitel:

NH3 + H + \u003d NH4 +

7 N 1S 2 2S 2 2 pp 3

Lämmastikuaatomil on vaba marginaalne elektronpaar (elektronid, mis ei osale molekuli sees olevate keemiliste sidemete kujunemisel) ja vesinikkaatmine on vaba orbitaal, nii et nad on doonor ja elektronide aktseptor.

Kovalentse seose moodustamise kohustusmehhanism kaalub kloori molekuli näitel.

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

Kloori aatomil on vaba marginaalne elektronide paari ja seetõttu võivad vabad orbitaal näidata omadused ja doonor ja aktseptor. Seetõttu on kloori molekuli moodustumisel üks kloori aatom toimib doonorina ja teine \u200b\u200bon aktseptent.

Peamine kovalentse võlakirja omadused on: Küsilastatavus (rikkalikud ühendused moodustuvad, kui aatom kinnitab iseenesest nii palju elektroni oma valentsivõimalustena; küllastumata võlakirjad moodustuvad, kui ühendatud elektronide arv on väiksem kui gripi valentsivõimalused); Suund (see väärtus on seotud geomeetria molekuli ja mõiste "valents nurk" - nurk ühendused).

Ioonide kommunikatsioon

Puuduvad ühendid puhta ioonsidemega, kuigi see on keemiliselt seotud aatomite seisund, kus aatomi püsiv elektronikeskkond luuakse täieliku üleminekuga üldise elektri tihedusega elektronektiivse elemendi aatomile. IONIC Suhtlemine on võimalik ainult elektronegatiivsete ja elektropositiivsete elementide aatomite vahel, mis on varierelikult laetud ioonide ja anioonide seisundis.

Määratlus

Ioon Elektriliselt laetud osakeste moodustavad elektronide eraldamise või kinnitamisega aatomile.

Kui elektroni edastatakse, kipuvad metallide ja mittemetallide aatomid moodustama elektroonilise kerneli stabiilse konfiguratsiooni nende tuuma ümber. NENETAL AUTOM loob kerneli ümber hilisema inertgaasi kesta ja metalli aatom on eelmine inertne gaas (joonis fig 3).

Joonis fig. 3. Ioonühenduse haridus naatriumkloriidi molekuli näitel

Molekulid, kus puhtal kujul on ioonühendus, leitakse aine auruses olekus. Ionic suhe on väga vastupidav seoses selle ainega selle võlakirjaga on kõrge sulamispunkt. Erinevalt kovalentsest ioonse kommunikatsiooni jaoks ei ole suund ja küllastumine iseloomulik, kuna ioonide loodud elektriväljak toimib sama kõigi ioonide tõttu sfäärilise sümmeetria tõttu.

Metallist ühendus

Metallvõlakiri realiseeritakse ainult metallides - see on koostoime, mis hoiab metallide aatomeid ühes võre. Kommunikatsiooni moodustamises osalevad ainult kogu selle mahtu kuuluvad metalliaktiivsed aatomite valents elektronid. Aatomite metallidest eraldatakse elektronid pidevalt, mis liiguvad kogu metalli massi vältel. Metalli aatomid, elektronide puudumine, konverteeritakse positiivselt laetudoonidena, mis püüavad aktsepteerida liikuvaid elektronid. See pidev protsessi vormid sees metalli nn "elektrooniline gaas", mis kindlalt ühendab kõik aatomid metallist (joon. 4).

Metallsidemele on tugev, seetõttu metallide iseloomustab kõrge sulamistemperatuur ja olemasolu "elektroonilise gaasi" annab metallid kumiku ja plastilisusega.

Vesiniku side

Vesiniku side on konkreetne intermolekulaarne koostoime, sest Selle esinemine ja tugevus sõltuvad aine keemilisest iseloomust. See moodustub molekulide vahel, milles vesinikuaatom on seotud kõrge elektroneghusiga (O, N, S) aatomiga. Vesinikuladude esinemine sõltub kahel põhjusel, esiteks elektronegatiivse aatomiga seotud vesinikuaatomil ei ole elektroneid ja neid saab hõlpsasti paigaldada teiste aatomite elektroonilistesse pilvedesse ja teiseks omava valentsi omava vesinikuga Atom võib elektronegatiivse aatomi vesine paari elektronite võtta ja moodustada selle dooniliselt aktseptori mehhanismiga sideme.

Aatomite vaheline koostoime on võimalik ainult keemilise ühenduse juuresolekul. Selline ühendus on stabiilse multiklike süsteemi moodustamise põhjus - molekulaarne ioon, molekulid, kristallvõre. Vastupidav keemiline side nõuab pausi palju energiat, seega on see põhiväärtus side tugevuse mõõtmiseks.

Keemilise side tingimused

Keemilise sideme moodustumist kaasneb alati energiaühendus. See protsess on tingitud vähendamisest. potentsiaalne energia Osakeste suhtlemise süsteemid - molekulid, ioonid, aatomid. Saadud suhtlevate elementide potentsiaalne energia on alati väiksem kui mitteseotud väljuvate osakeste energia. Seega on süsteemis keemiliste võlakirjade esinemise alus selle elementide potentsiaalse energia vähenemine.

Keemilise suhtluse olemus

Keemiline side on tagajärjel tekkinud elektromagnetväljade interaktsiooni, mis tulenevad nende ainete aatomite elektromagnetväljade ja nende ainete tuumas, mis osalevad uue molekuli või kristallide moodustumisel. Pärast aatomite teooria avamist on selle interaktsiooni olemus muutunud õppimiseks kättesaadavamaks.

Esimest korda OB idee. elektriline iseloom. Keemiline side ilmus ingliskeelsest füüsika Davy, mis tegi ettepaneku, et molekulid moodustuvad tõttu elektrilise atraktiivsuse multi-diferentsiaalselt laetud osakeste. See idee oli huvitatud Rootsi keemikust ja loodusvaradest I.YA. Blycece, kes töötas välja keemilise side elektrokeemilise teooria.

Esimene teooria, mis selgitab ainete keemilise interaktsiooni protsesse, olid ebatäiuslikud ja aja jooksul pidi ta keelduma.

Teooria Butlerova

Enamsem katse selgitada keemiliste sideainete olemust Vene teadlane A.M. Butlerov. Selle teooria aluseks kasutas see teadlane sellised eeldused:

• Ühendatud riigi aatomid on üksteisega seotud teatud järjekorras. Selle järjekorra muutmine on uue aine moodustamise põhjus.
• Aatomid on üksteisega seonduvad vastavalt valentsi seadustele.
• Aine omadused sõltuvad aine aatomite järjekorras aine molekulis. Teine kokkuleppe järjekord muutub aine keemiliste omaduste muutmise põhjuseks.
• Aatomid üksteisega seotud on kõige tugevamalt mõjutatud üksteist.

Butlerova teooria selgitas omadusi keemilised ained Mitte ainult nende koostisega, vaid ka aatomite järjekorras. Selline sisemine järjekorras A.M. Butlers nimetas "keemilise struktuuri".

Vene teadlase teooria võimaldas ainete klassifitseerimisel tellida ja anda võimaluse määrata molekulide struktuuri nende järgi keemilised omadused. Teooria andis vastuse küsimusele: miks sama palju aatomite sisaldavaid molekule on erinevad keemilised omadused.

Keemiliste sideteooriate loomise eeltingimused

Tema teoorias keemiline struktuur Butlers ei puudutanud küsimust, mida keemiline ühendus on. Selleks oli aine sisemise struktuuri kohta liiga vähe andmeid. Alles pärast aatomi planeedimudeli avamist hakkas Ameerika teadlane Lewis välja töötama hüpoteesi, et keemiline side tekib elektroonilise paari moodustamise kaudu, mis kuulub samaaegselt kahele aatomile. Seejärel on see idee muutunud kovalentse kommunikatsiooniteooria arendamise aluseks.

Kovalentne keemiline side

Säästev keemiline ühend võib moodustada kahe külgneva aatomi elektrooniliste pilvede kattumisel. Sellise vastastikuse ristmiku tulemus muutub elektronide tiheduse suurendamiseks istmeruumis. Aatomite tuumad, nagu te teate, laetakse positiivselt ja seetõttu püüdes meelitada negatiivselt laetud elektroonilist pilve võimalikult lähedal. See atraktsioon on palju tugevam kui kahe positiivse laetud nuclei tõrjutuse tugevus, nii et see ühendus on stabiilne.

Esmakordselt viidi läbi kemikaalide arvutused Galeri ja Londoni keemikute poolt. Nad tegelesid kahe vesinikuaatomiga suhteid. Selle lihtsa visuaalse vaade võib välja näeb:

Nagu näha, on elektronpaar mõlema vesiniku aatomite kvantseisu koht. Sellist kahekeskuse paigutamise elektroni nimetati "kovalentseks keemiliseks kommunikatsiooniks". Kovalentne side on tüüpiline lihtsate ainete molekulide ja nende ebatasaste ühenduste molekulide jaoks. Kovalentse sideme tulemusena loodud ained tavaliselt ei teosta elektrivoolu või on pooljuhid.

Ioonide kommunikatsioon

Ioonitüübi keemiline ühendus toimub kahe vastassuunalise vastastikuse atraktsiooniga. Ioonid võivad olla lihtsad, mis koosnevad ühe aine aatomile. Selle tüübi ühendites on lihtsad ioonid kõige sagedamini soodsamad metallide aatomid 1.2 rühmad, kes on kaotanud oma elektroni. Negatiivsete ioonide moodustumine on omane tüüpiliste mittemetallide aatomite ja nende hapete aluste aatomitele. Seetõttu on tüüpiliste ioonsete ühendite hulgas palju leelismetalli halogeniidi, nagu CSF, NaCl ja teised.

Erinevalt kovalentsest suhtlusest ei ole ioonil küllastunud: erinev arv vastassuunas laetud ioone saab liituda ioonide või ioonide rühmaga. Lisatud osakeste arv on piiratud ainult interakteeruvate ioonide lineaarsete mõõtmetega, samuti tingimus, milles vastassuunas laetud ioonide jõudude jõud peaks olema suurem kui ühenduses osalevate samade laetud osakeste survejõud ioonitüüp.

Vesiniku side

Isegi enne keemilise struktuuri teooria loomist tähendab eksperimentaalne katse, et erinevate mittemetallidega vesinikuühenditel on mitmeid ebatavalisi omadusi. Näiteks fluoriidi vesiniku ja vee keemistemperatuur on oluliselt suurem kui oodata.

Neid ja muid vesinikuühendite funktsioone võib seletada H + aatomi võime abil teise keemilise sideme moodustamiseks. Seda tüüpi ühendust nimetati "vesiniku kommunikatsiooniks". Vesiniku sidemete esinemise põhjused asuvad elektrostaatiliste jõudude omadustes. Näiteks fluorori molekulis nihkub üldine elektrooniline pilv nii fluori suunas selle aine aatomi ümber, mis on küllastunud negatiivne elektriväli. Vesiniku aatomi ümber, millel on ainus elektron, on väli palju nõrgem ja sellel on positiivne tasu. Selle tulemusena on H + elektrooniliste pilvede positiivsete valdkondade ja negatiivse f -.

Metallide keemiline ühendus

Aatomid kõik metallid asuvad ruumis teatud viisil. Metallide aatomite järjekorda nimetatakse kristallvõreks. Samal ajal interakteerub erinevate aatomite elektronid üksteisega nõrgalt, moodustades üldise elektroonilise pilve. Seda tüüpi interaktsiooni aatomite ja elektronide vahel nimetati metallist kommunikatsiooniks.

See on elektronide vaba liikumine metallidega, mida saab selgitada füüsikalised omadused Metallist ained: elektrijuhtivus, termiline juhtivus, tugevus, föderatsioon ja teised.

Igal aatomil on mõned elektronid.

Sisenemine B. keemilised reaktsioonidAatomid annavad, omandavad või üldistavad elektroni kõige stabiilsema elektroonilise konfiguratsiooni saavutamise. Kõige stabiilsem on konfiguratsioon madalaima energiaga (nagu üllaside aatomites). Seda mustrit nimetatakse "oktetireegliteks" (joonis 1).

Joonis fig. üks.

See reegel kehtib kõigile Ühenduste tüübid. Elektroonilised ühendused Aatomite vahel võimaldavad neil moodustada säästvaid struktuure, alates lihtsamatest kristallidest keerulistele biomolekulidele, mis moodustavad lõppkokkuvõttes elavad süsteemid. Need erinevad pideva ainevahetuse kristallidest. Sel juhul jätkavad paljud keemilised reaktsioonid mehhanismid elektrooniline ülekannekes mängivad olulist rolli keha energia protsessides.

Keemiline side on jõud, millel on kaks või enam aatomit, ioone, molekule või mis tahes kombinatsiooni.

Loodus keemilise side on universaalne: see on elektrostaatiline jõu atraktsiooni negatiivselt laetud elektronide ja positiivselt laetud nuclei määratud konfiguratsiooni elektronide konfiguratsiooni välimise kesta aatomite. Aatomi võime keemiliste ühenduste moodustamiseks kutsutakse valentsvõi oksüdatsiooni aste. Valents, mis on seotud mõistega valence Elektronid - elektronide moodustavad keemilised sidemed, mis asub kõige kõrgema energiaga orbitaal. Seega kutsutakse neid orbitaal sisaldava aatomi välimist kest valentine'i ümbris. Praegu ei piisa, et näidata keemilise sideme olemasolu ja see on vajalik selle tüübi selgitamiseks: ioonne, kovalentne, dipooli-dipooli, metallist.

Esimene side tüüp -ioonne kommunikatsioon

Vastavalt elektroonilise teooria Lewise ja Kossel valents, aatomid võivad saavutada stabiilse elektroonilise konfiguratsiooni kahel viisil: esiteks kaotada elektronide sisselülitamine katioonidTeiseks, nende omandamine, sisse lülitamine anioonid. Elektroonilise ülekande tulemusena tänu atraktiivsuse elektrostaatilisele tugevusele vastasmärgi maksude vahelise atraktsiooni tugevusele, keemilise sidemeks nimetatakse Cossess " elektrovalentne"(Nüüd nimetatakse seda ioonne).

Sellisel juhul moodustavad anioonid ja katioonid stabiilsena elektrooniline konfiguratsioon Täidetud välistingimustes elektroonilise kestaga. Tüüpilised ioonsed võlakirjad on moodustatud katioonidest T ja II perioodilise süsteemi rühmade ja mittemetalliliste elementide anioonide viide VI ja VII rühmade anioonidest (16 ja 17 alarühmadest, \\ t chalcogenovja halogeen). Suhtlemine ioonühendites on küllastumata ja mittesuunalised, mistõttu säilitatakse elektrostaatilise interaktsiooni võimalus teiste ioonidega. Joonisel fig. 2 ja 3 on näited ioonsetest ühendustest, mis vastavad elektroonilise co-telje ülekandemudeleid.

Joonis fig. 2.

Joonis fig. 3. Ioonühendus tabelisoola molekulis (NaCl)

Siin on asjakohane meelde tuletada mõned omadused, mis selgitavad käitumist ainete looduses, eelkõige kaaluda ideed happedja basseinid.

Kõigi nende ainete vesilahused on elektrolüütide vesilahused. Nad muutuvad erinevalt indikaatorid. Näitajate tegevusmehhanism avati F.V. Ostelad. Ta näitas, et näitajad on nõrgad happed või alused, mille maal lahustatakse ebaõiglastes ja dissotsieerunud riikides.

Alused on võimelised hapete neutraliseerimiseks. Mitte kõik alused vees lahustuvad (näiteks mõned on lahustumatud orgaanilised ühendidEelkõige ei sisalda-rühmade rühma trietüülamiin N (C2H5) 3); Lahustuvaid aluseid nimetatakse leelis.

Vesilahused lahused Happe sisenevad iseloomulikud reaktsioonid:

a) metalloksiididega - soola ja vee moodustumisega;

b) metallidega - soola ja vesiniku moodustumisega;

c) karbonaatidega - soola moodustumisega, Co. 2 I. N. 2 O..

Hapete ja aluste omadused kirjeldavad mitmeid teooriaid. Vastavalt S.A teooriale. Arrahenius, hape on aine, mis eraldab ioonide moodustumisega N. +, samas kui baasvormide ioonid Kas ta on -. Sellel teoorias ei võeta arvesse orgaaniliste aluste olemasolu, millel ei ole hüdroksüülrühmi.

Vastavalt S.-ga prototonnabrenstedi ja lowry, happe teooria on aine, mis sisaldab prootoneid annavaid molekule või ioone (\\ t doonoridprootonid) ja aluseks on aine, mis koosneb koloonidest või ioonidest aktsepteerivadprootonid). Pange tähele, et vesilahused Vesiniku ioonid on hüdreeritud kujul olemas, st hüdroksooniumide kujul H 3 O. +. See teooria kirjeldab reaktsiooni mitte ainult vee ja hüdroksiidioonidega, vaid ka läbi ka lahusti puudumisel või mitte-vesilahustiga.

Näiteks ammoniaagi vahelises reaktsioonis NH. 3 (nõrk alus) ja gaasiploriidi gaasifaasis moodustunud tahke ammooniumkloriidi ja 4 osakesi esinevad alati kahe aine tasakaalu segus, millest kaks on happed ja teised - alused:

See tasakaalu segu koosneb kahest konjugeeritud paari happed ja alused:

1) NH. 4 + I. NH. 3

2) Hlja Klima ‑

Siin iga konjugaadi paari happe ja aluse erinevad ühel prootonil. Iga happel on konjugeeritud alus. Nõrk konjugeeritud alus vastab tugeva happe ja tõsise konjugaadi aluse suhtes.

Brensteda Lowei teooria võimaldab teil selgitada vee rolli unikaalsust biosfääri elatusvahendi eest. Vesi, sõltuvalt sellega suheldes ainega, võib omadusi või happeid või alust alustada. Näiteks reaktsioonidega äädikhappe vesilahustega vesi on alus aluse ja ammoniaagi vesilahustega vesilahustega.

1) Ch 3 Coxy + H 2 O. ↔ H 3 O. + + CH 3 Soo -. Siin on äädikhappe molekul veemolekuli prooton;

2) NH 3. + H 2 O. ↔ NH4. + + Kas ta on -. Siin aktsepteerib ammoniaagi molekul veemolekuli prooton.

Seega võib vesi moodustada kahte konjugaadipaari:

1) H 2 O. (hape) ja Kas ta on - (konjugaadi alus)

2) H 3 O. + (hape) ja H 2 O.(konjugaadi alus).

Esimesel juhul diagnoositakse vesi prootoniga ja teises - aktsepteerib seda.

Seda vara kutsutakse ampipirotonaalsus. Ained, mis võivad siseneda reaktsiooni kvaliteedi ja hapete ja põhjuste nimetatakse amfoteric. Kõrvalmasina on sellised ained tavalised. Näiteks aminohapped on võimelised moodustama soolade ja hapetega ja alustega. Seetõttu moodustavad peptiidid kergesti koordineerimisühendeid nendega metallide ioonidega.

Seega on ioonühenduse iseloomulik omadus seonduvate elektronide täielik liikumine ühele südamikule. See tähendab, et Ioonide vahel on valdkond, kus elektrooniline tihedus on peaaegu null.

Teine side tüüp -kovalentne kommunikatsioon

Aatomid võivad moodustada stabiilse elektroonilise konfiguratsiooni, ühendades elektrone.

Selline ühendus moodustub siis, kui elektronipaar on üldistatud ühe igaüks Aatom. Sellisel juhul jaotatakse ühised kommunikatsioonieternad aatomite vahel võrdselt. Näiteid kovalentse suhtluse võib nimetada gomoidernydihomatomia molekulid N. 2 , N. 2 , F. 2. Sama tüüpi side on saadaval aadressil allotroopika O. 2 ja osoon O. 3 ja polüatoomilise molekuli S. 8, samuti heteroanore molekulid klorossotor Nsl, süsinikdioksiid Co. 2, metha Sh 4, etanool Alates 2 N. 5 Kas ta on, väävelheksafluoriidi Sf. 6, atsetüleen Alates 2 N. 2. Kõigis nendes molekulides on elektronid võrdselt levinud ja nende ühendused on küllastunud ja suunatud võrdselt (joonis 4).

Bioloogide puhul on oluline, et kahekordsetes ja kolmekordsetes sidemetes vähendatakse kovalentseid raadioaatomeid ühe sidemega võrreldes.

Joonis fig. neli. Kovalentne side CI2 molekulis.

Ioonsed ja kovalentsed ühendused on kaks paljude olemasolevate keemiliste sidemete piiravaid juhtumeid ja praktikas kõige vahevõlakirjad.

Ühe ühendid kahe elemendi vastassuunas otsad ühe või erineva perioodi Mendeleev süsteemi eelistatavalt moodustavad ioonsed sidemed. Kuna see määrab elemendid perioodi jooksul, väheneb nende ühendite ioonne iseloom ja kovalentne - suureneb. Näiteks vasakpoolsete elementide halogeniidid ja oksiidid perioodilisustabel moodustavad peamiselt ioonühenduste ( NaCl, AGBR, Baso 4, CACO 3, KNO3, CaO, NaOH) ja samad ühendused tabeli parempoolse osa elementide ühendused - kovalentsed ( H2O, CO 2, NH3, NO2, CH4, fenool C6H 5 OH, glükoos C6H 12O 6, etanool Alates 2N 5-st).

Kovalentse sideme omakorda on veel üks muudatus.

Polühütomiilistes ioonides ja keerulistes bioloogilistes molekulides võivad mõlemad elektronid esineda ainult üksaatom. Seda nimetatakse doonorelektrooniline paar. Aatom, ühilduvad doonori selle paari elektronide, kutsutakse aktseptorelektrooniline paar. Selline kovalentne side on nime all koordineerimine (doonorühistaja, võidutiiv-) commonwealth(Jn 5). Seda tüüpi side on kõige olulisem bioloogia ja meditsiin, kuna keemia kõige olulisemate D-elementide metabolismi on suuresti kirjeldatud koordineerimisvõlakirjadega.

PC. Viis.

Reeglina keeruline ühendus Metal Atom toimib elektroonilise paariina; Vastupidi, ioon- ja kovalentsete sidemetega on metalli aatom elektronide doonor.

Sisuliselt kovalentse sideme ja selle sortide - koordineerimise side - saab selgitada abiga teise hapete teooria ja põhjendused GG. Lewis. Ta mõnevõrra laiendas terminite semantilist kontseptsiooni Brenstead-Lowry teooriat "Acid" ja "Base". Lewise teooria selgitab keerukate ioonide moodustamise olemust ja ainete osalemist nukleofiilse asenduse reaktsioonides, st COP moodustamisel.

Lewise sõnul on hape aine, mis on võimeline moodustama kovalentset seost, aktsepteerides elektroonilist paari alusest. Lewise baasi nimetatakse aineks, millel on keskmine vaba elektronpaar, mis elektronide keeramisel moodustab kovalentse sideme lewishappega.

See tähendab, et Lewise teooria laiendab happepõhiste reaktsioonide ringi ka reaktsioonil, milles prootonid ei osale üldse. Veelgi enam, prooton ise vastavalt sellele teooriale on ka hape, kuna see on võimeline aktsepteerima elektroonilist paari.

Järelikult vastavalt sellele teooriale on katioonid Leewasechapped ja anioonid on Lewise alused. Näide on järgmised reaktsioonid:

Eelkõige märgitakse, et ainete alajaotus ioon- ja kovalentse suhteliseks, kuna elektronide täielikku üleminekut kovalentsemolekulide aktseptori aatomite aatomite kohta ei esine. Ühendites ioonsidemega paikneb iga ioon vastasmärgi ioonide elektrivaldkonnas, nii et nad on vastastikku polariseeritud ja nende kestad deformeeruvad.

Polariobitavusmäärab iooni elektroonilise struktuuri, laengu ja suurusega; Anioonid on suuremad kui katioonidest. Suurim polarizitable seas katioonide - katioonide suurema tasu ja väiksem näiteks Hg 2+, CD 2+, PB2+, Al 3+, TL 3+. Tugev polariseeriv tegevus omab N. +. Kuna ioonide polarisatsiooni mõju on kahepoolne, muudab see oluliselt nende moodustatud ühendite omadused.

Kolmas side tüüp -ditol-Dipool kommunikatsioon

Lisaks loetletud sidevahenditele eristage dipooli-dipooli vahemaakoostoimed nimetatakse ka vantherval massid .

Nende interaktsioonide tugevus sõltub molekulide olemusest.

Segage kolme tüüpi koostoimed: alaline dipooli - alaline dipooli ( ditol-Dipool atraktsioon); Alaline dipooli - indutseeritud dipooli ( indutseerimine atraktsioon); Instant Ditol - indutseeritud dipooli ( dispersioon atraktsioon või Londoni jõud; Joonis fig. 6).

Joonis fig. 6.

Di-Di-Di-Di-Digoli hetkel on ainult polaarkovalentsete sidemetega molekulid ( HCl, NH3, SO2, H20, C6H5CI) ja sidejõud on 1-2 valama(1D \u003d 3,338 × 10 -30 ripatsmõõtur - cl × m).

Biokeemia, veel üks tüüpi side on eristatav - vesinik suhtlemine, mis on äärmuslik juhtum ditol-Dipool atraktsioon. See suhe moodustub atraktsioon vesinikuaatomi ja väikese suuruse, kõige sagedamini - hapniku, fluori ja lämmastiku elektronegatiivse aatomi vahel. Suurete aatomitega sarnase elektronelatiivsusega (näiteks kloori ja halliga) on vesiniku sideme oluliselt nõrgem. Vesiniku aatomit iseloomustab üks oluline omadus: kui see eristatakse siduvate elektronide poolt, võetakse selle kernel - prooton - eemaldatakse ja lakkab elektronide abil rakendatud.

Seetõttu muutub aatomiks suur dipooli.

Vesiniku side, erinevalt Vanderwals, moodustatakse mitte ainult intermolekulaarsete interaktsioonide jaoks, vaid ka ühe molekuli sees - intramolekulaarnevesiniku side. Vesiniku võlakirjad mängivad olulist rolli biokeemia, näiteks stabiliseerida struktuuri valkude kujul a-heeliksi või moodustumise topelt DNA heelix (joon. 7).

Joonis 7.

Vesinik ja Vanderwalts võlakirjad on palju nõrgemad kui ioonne, kovalentne ja koordineerimine. Intermolekulaarsete ühenduste energia on märgitud tabelis. üks.

Tabel 1. Seisuvahendite energia

Märge: Midese interaktsioonide aste peegeldab sulamiste ja aurustamise atraktsiooni näitajaid (keetmine). Ioonühendid peavad eraldama ioonid palju rohkem energiat kui molekulide eraldamiseks. Entaarvulte sulamisteta ioonühendid on oluliselt kõrgemad kui molekulaarühendid.

Neljas side tüüp -metallist side

Lõpuks on veel üks vahetu sidemete tüüp - metallist: Positiivsete metallvõrgu ioonide edastamine tasuta elektronidega. Bioloogilistes objektides seda tüüpi kommunikatsiooni ei leitud.

of kokkuvõte Linkide tüübid Selgub ühe detaili: oluline parameeter aatomi või metallist ioon - elektronide doonori, samuti aatom - elektronide vastuvõtmise on selle suurus.

Ilma üksikasjadeta märgime, et aatomite kovalentsed raadionid, metallide ioonsed raadionid ja Vanderwali raadiused interakteeruvate molekulide suurenemise suurenevad nende järjestuse numbri suurendamisel perioodilistes rühmades. Samal ajal on Radii ioonide väärtused väikseim ja Vanterwalvas raadius - suurim. Rühma liikudes reeglina suureneb kõigi elementide raadiuses nii nii kovalentsena kui ka Vanderwals.

Suurim väärtus bioloogide ja arstide jaoks on kooskõlastamine(doonorühistaja) Koordineerimise keemiaga seotud side.

Medical Bioory. Gk Barashskov

3.3.1 Kovalentne suhtlemine - See on kahekeskmega kahekeskmega sidemega, mis on moodustatud kattuvate elektrooniliste pilvede kattuvate elektrooniliste pilvedega, mis kannavad paarivahendeid paralleelsete keerutustega. Reeglina moodustub see ühe keemilise elemendi aatomite vahel.

Seda iseloomustab kvantitatiivselt valents. Elemendi hindamine - See on võime moodustada teatud arvu keemilisi sidemeid vabade elektronide tõttu Aatomi Valence Zone.

Kovalentsed sidemed moodustavad aatomite vahel ainult elektronide paari. Seda nimetatakse jagatud paariks. Ülejäänud elektronide paari nimetatakse joogipaarideks. Nad täidavad kestad ja ei osale sidumisel. Aatomite vahelist seost võib toimuda mitte ainult üks, vaid ka kaks ja isegi kolm jagatud paari. Selliseid ühendusi kutsutakse topelt- ja T. kohalikud - mitmed ühendused.

3.3.1.1 Kovalentne mittepolaarne side. Elektrooniliste paari moodustamisega tehtavat teatist, mis kuulub mõlemale aatomile kuuluvale samal määral kovalentne notalar. See tekib aatomite vahel peaaegu võrdne elektroneghusiga (0,4\u003e ΔEO\u003e 0) ja seetõttu elektrontiheduse ühtne jaotus aatomite tuumade vahel homo-tenormolekulides. Näiteks H2, O2, N2, Cl 2 jne, dipooli hetkel selliste ühenduste on null. Link piirilüsivormide (näiteks CH4) peetakse peaaegu mitte-polaarseks, sest Δ EO \u003d 2,5 (c) - 2,1 (h) \u003d 0,4.

3.3.1.2 Kovalentne Polar Suhtlemine. Kui molekul moodustub kahe erineva aatomiga, nihutatakse kattuvate elektronide pilvede tsoon (orbitaalne) ühele aatomile ja sellist ühendust kutsutakse polaarne . Sellise ühendusega on ühe aatomite tuuma lähedal asuva elektronide leidmise tõenäosus suurem. Näiteks NCL, H2S, pH 3.

Polar (asümmeetriline) kovalentne side - Erineva elektronelamusega aatomite vaheline suhtlemine (2\u003e ΔEO\u003e 0,4) ja ühise elektronpaari asümmeetriline jaotus. Reeglina moodustub see kahe mittemetalli vahel.

Sellise võlakirja elektrooniline tihedus nihutatakse elektronegatiivse aatomi suunas, mis toob kaasa osalise negatiivse laengu välimuse (DELT miinus) ja vähem elektronegatiivse aatomiga - osaline positiivne laeng  (Delta Plus)

C      c      c  n     h   c   mg .

Elektronide nihkumise suund on näidatud ka noolega:

CCL, CO, CN, ON, CMG.

Mida suurem on sellega seotud aatomite elektronegatiivsuse erinevus, seda suurem on suhtluse polaarsus ja selle suurema digali hetkel. Vastupidise märgi osaliste tasude vahel on täiendavaid atraktsioonitugesid. Seega, kui polaarne ühendus, see on tugevam.

Pealegi polarizum kovalentne side Tal on vara saturvamus - aatomi võime moodustada nii palju kovalentseid sidemeid, kuna tal on energiliselt ligipääsetavad aatomi orbitaalid. Kolmas vara kovalentse ühenduse on selle fookus.

3.3.2 ioonühendus. Selle moodustamise liikumapanev jõud on kõik aatomite aspiratsioon vanade kestaga. Kuid mõnel juhul võib selline oktseetiline kest ilmneda ainult siis, kui elektronide edastamine ühest aatomi teisele. Seetõttu moodustub reeglina ioonse ühendus metalli ja mittemetallilise vahel.

Kaaluge eeskujuna naatriumi aatomite (3S 1) ja fluori (2S 23S 5) reaktsiooni. Elektrienergia erinevus seoses NAF

eo \u003d 4,0 - 0,93 \u003d 3.07

Naatrium, andes FECTOUR 3S 1 -Electron, muutub Na + iooniks ja jääb 2S 2 2 pp 6-ni 6O 2P 6 kestaga, mis vastab neoon aatomi elektroonilisele konfiguratsioonile. Täpne sama elektrooniline konfiguratsioon omandab fluorose, aktsepteerides ühe elektroniga naatriumi poolt. Selle tulemusena esinevad elektro-staatilise atraktiivsuse jõud vastassuunas laetud ioonide vahel.

Ioonide kommunikatsioon - Ioonide elektrostaatilise atraktsiooni põhjal Polari kovalentse sideme äärmuslik juhtum. Selline link tekib suure erinevusega elektronegateenide seotud aatomite (EO\u003e 2), kui vähem elektronegatiivse aatom annab peaaegu täielikult oma valentsi elektroni ja muutub katioonile ja teisele, rohkem elektronegatiivse aatomile, need elektronid kinnitavad ja muutuvad anioon. Vastastikuse märgi ioonide koostoime ei sõltu suunas ja Coulombi jõud ei ole küllastumise vara. Selle tõttu elus kommunikatsioon Ruumiline suunaline ja saturvamus Kuna iga ioon on seotud teatud vastase arvuga (koordineerimisnumber ioon). Seetõttu ei ole iooniga seotud ühendid molekulaarstruktuuri ja on tahked ained, mis moodustavad ioonkristallilistele latetele, sulamistemperatuuriga ja keemistemperatuuriga, nad on väga päikeseenergia, sageli soolalahused elektriliselt juhtiva vesilahustega. Näiteks MGS, NaCl ja 2O3. On praktiliselt ühendeid puhtalt ioonsete ühendustega, kuna mõningane osa kovalentsitsevusest jääb alati tingitud asjaolust, et ühe elektronide kogu üleminek teisele aatomile ei täheldatud; Kõige "ioonide ainetes ei ületa IONIC-side osakaal 90%. Näiteks NAF-is on suhtluse polariseerimine umbes 80%.

Orgaanilistes ühendites on ioonsed ühendused üsna haruldased, sest Süsinikuaatom ei ole kaldunud kaotama või omandama elektrone ioonide moodustumisega.

Valents Ioonsete ühenduste ühendite elemente iseloomustab väga sageli oksüdatsiooni aste mis omakorda vastab selle ühendi elemendi ioonmaksu suuruse suurusele.

Oksüdatsiooni aste - See on tingimuslik tasu, mis omandab aatomi elektroonilise tiheduse ümberjaotamise tulemusena. Seda iseloomustab kvantitatiivselt nihkunud elektronide arv vähem elektriline-kuninga element elektronegatiivsetele. Sellest elemendist moodustatakse positiivselt laetud ioon, mis andis oma elektronile ja negatiivse iooni nende elektronide elemendile.

Element asub sisse kõrgem oksüdatsioon (Maksimaalne positiivne) andis juba kõik oma valentsi elektronid, mis on AVZ-s. Ja kuna nende arv määratakse kindlaks grupi arvu, kus see on element, kõrgeim oksüdatsioon aste enamiku elementide puhul ja on võrdsed grupi number . \\ T madalam oksüdeerimine (Maksimaalne negatiivne), siis ilmneb kaheksa elektroni kesta moodustamisel, st juhul, kui AVZ on täielikult täidetud. Jaoks nemmetalov See arvutatakse valemiga Grupi number - 8 . Jaoks metall võrdne nulli Sest nad ei saa elektronide vastu võtta.

Näiteks AVZ väävel on vorm: 3S 2 3p 4. Kui aatom annab kõikidele elektronidele (kuus), omandab see kõrgeima oksüdeerumise aste +6 võrdne Vi Kui püsiva kesta lõpuleviimiseks on kaks vajalikku, omandab see madala oksüdatsiooni aste –2 võrdne Grupi number - 8 \u003d 6 - 8 \u003d -2.

3.3.3 Metallist side. Enamik metalle on mitmeid omadusi, mis on tavalised ja erinevad teiste ainete omadustest. Sellised omadused on suhteliselt kõrge sulamistemperatuurid, võime kajastada valgust, kõrget soojust ja elektrijuhtivust. Neid funktsioone selgitatakse spetsiaalse koostoime olemasoluga metallidesse. – metallist side.

Perioodilise süsteemi seisukoha kohaselt on metallide aatomitel väike arv valentse elektronide arvu, mis on nende südamikuga piisavalt halvasti seotud ja neid kergesti purunema. Selle tulemusena esineb metalli kristallvõrgu teatud positsioonis positiivselt laetud ioonid, mis on positiivselt laetud ioonid, mis on kristallvõrel ja suur hulk delocoleseeritud (tasuta) elektronid, mis on suhteliselt vabalt liikuvad positiivsete keskuste valdkonnas ja suhtlevad kõik metalli aatomid elektrostaatilise atraktsiooni tõttu.

See on oluline erinevus kovalentsest metallide sidemete vahel, millel on ruumi range orientatsioon. Metallide sidejõud ei ole lokaliseeritud ja mitte suunatud ning tasuta elektronid moodustavad "elektrooniline gaas" põhjustada kõrge kuumuse ja elektrijuhtivuse. Seetõttu on antud juhul võimatu rääkida võlakirjade suunas, kuna valentsi elektronid on peaaegu ühtlaselt jaotatud kristallide üle. See on täpselt see, mida selgitatakse näiteks metallide plastilisuse, s.o võimalust nihkumine ioonide ja aatomite mis tahes suunas

3.3.4 Doonori aktseptori suhtlemine. Lisaks kovalentse sideme moodustamise mehhanismile tekib üldine elektronpaar, kui kaks elektroni suhtleb, on ka eriline doonori aktseptori mehhanism . See seisneb selles, et kovalentne side on moodustatud juba olemasoleva (mõtteka) elektroonilise paari ülemineku tulemusena donora (elektronide tarnija) doonori üldises kasutamisel ja aktseptor (Tasuta aatomi orbiidi tarnija).

Pärast moodustumist ei erine see kovalentsest. Doonorühistamismehhanismi mehhanismi illustreerivad hästi ammooniumi ioonide moodustumine (joonis fig 9) (ketratid näitavad lämmastiku aatomi välimise taseme elektroni):

Joonis 9- Ammooniumi Ioonharidus Skeem

AVZ-lämmastiku aatomi elektrooniline valem 2S 2 2 pp 3, st kolmekordne elektron, mis tulenevad kolme vesiniku aatomiga sidemega (1s 1), millest igaühel on üks Valence Electron. Samal ajal moodustub ammoniaagi molekul NH3, milles säilitatakse keskmine vaba elektrooniline lämmastiku paari. Kui vesiniku prooton (1s 0) sobib selle molekuli jaoks, millel ei ole elektrone, edastab lämmastik selle aatomi orbitaalse vesiniku (aktseptoriga) selle ammooniumi iooni (doonor). See on iga vesinikuaatom, mis on seotud lämmastikuaatomiga, millel on ühine elektronpaar, millest üks rakendatakse doonor-aktseptori mehhanismi kohaselt. Oluline on märkida, et n-n sideMoodustatud erinevate mehhanismide, ei erinevusi omaduste ei ole. Näidatud nähtus on tingitud asjaolust, et 2S-i orbitaalse ja 2R 2R elektronide sidumise ajal muutke lämmastikuaatomi elektroni. Selle tulemusena neli on täiesti identsed kujul orbitaal.

Aatomid suure hulga elektronid toimivad tavaliselt doonoritena, kuid millel on väike arv paaritu elektrone. Ajavahemiku II elementide puhul on selline võimalus, välja arvatud lämmastikuaatom, on saadaval hapnikus (kaks aurupaari) ja fluoril (kolm erinevat paari). Näiteks ioon vesiniku H + vesilahustes ei ole kunagi vabas olekus, kuna ioonhüdroksoonium H3O + hüdroksiidi ioon moodustub alati veemolekulidest H2O ja ioon H +, kuigi hüdroksiid on kõigis vesilahustes , kuigi see on salvestatud H + sümbol.

3.3.5 Vesiniku side. Vesiniku aatom, mis on seotud tugeva elektronegatiivse elemendi (lämmastiku, hapniku, fluori jne), mis "pingutab" üldine elektrooniline paar on elektronide puudumine ja omandab tõhusa positiivse tasu. Seetõttu on see võimeline suhelma teise elektronega aatomi elektroniga (mis omandab efektiivse negatiivse laengu) sama (intramolekulaarse side) või muu molekuli (segamulaarse side). Selle tulemusena tekib see vesiniku side mis on graafiliselt määratud punktidega:

See ühendus on palju nõrgem kui teised keemilised sidemed (selle moodustamise energia 10 – 40 kJ / Mol) ja peamiselt osaliselt elektrostaatiline, osaliselt doonor-aktseptori iseloom.

Äärmiselt oluline roll vesinikuvõlakirjade bioloogilistes makromolekulides, nagu anorgaanilised ühendid H20, H2F2, NH3. Näiteks on H2O-s OEV-s võlakirjad märgatava polaarse iseloomuga, mille negatiivne laeng on hapniku aatomil negatiivne. Vastupidi, vesiniku aatom, omandab väikese positiivse laengu  + ja võib suhelda naabruses asuva veemolekuli hapniku aatomi elektronide elektronide elektronide elektronide vesteadiliste aurudega.

Veemolekulide vaheline koostoime on piisavalt tugev, nii et isegi vee, dimeerite ja kolmemõõtmeliste trimeeride (H2O) 2, (H20) 3 jne aurudes võivad tekkida lahendustes. Pikad ahelad Selle tüübi kaasnevad kaasnevad:

kuna hapniku aatomil on kaks mõttetu paari elektronide paari.

Vesiniku sidemete olemasolu selgitab kõrge vee keeva temperatuuri, alkohole, karboksüülhappeid. Vesinike sidemete tõttu iseloomustab vesi võrreldes H2 E-ga (E \u003d S, SE, TE) sulamistemperatuuri ja keemistemperatuuriga. Kui vesiniku sidemed puudusid, sulab vesi -100 ° C juures ja keedeti -80 ° C juures. Alkoholide ja orgaaniliste hapete puhul täheldatakse tüüpilisi ühingu juhtumeid.

Vesinikuladurid võivad esineda nii erinevate molekulide ja molekuli sees, kui selles molekulis on doonorite ja aktseptorite võimetega rühmad. Näiteks on see intramolekulaarsed vesiniku sidemed, mis mängivad olulist rolli peptiidkettide moodustamisel, mis määravad valkude struktuuri. N-võlakirjad mõjutavad aine füüsikalisi ja keemilisi omadusi.

Vesiniku sidemete tüüp ei moodusta teiste elementide aatomeid Kuna polaarvõlakirjade dipoolite (O-H, N-H jne) variepende otste elektrostaatilise atraktsioonijõud on üsna nõrgad ja toimivad ainult madalal kaugusel. Vesinik, millel on väikseim aatomiraadius, võimaldab teil sellistele dipoolile lähedale minna nii palju, et atraktsioon jõud muutub märgatavaks. Ükski teine \u200b\u200bsuur aatomiraadius element on võimeline selliseid ühendusi moodustama.

3.3.6 Intermolekulaarne interaktsioonijõud (van der Waalsi tugevus). 1873. aastal soovitas Hollandi teadlane I. van der Waalsile, et seal olid jõud, mis määravad molekulide vahelise atraktiivsuse. Need jõud sai hiljem van der Waalsi vägede nime – Kõige universaalsemat vaadet intermolekulaarse kommunikatsiooni. Van der Waalsi kommunikatsiooni energia on vähem vesinik ja on 2-20 kJ / ∙ mooli.

Sõltuvalt jõu meetod on jagatud:

1) Oribatsiooniline (dipool-dipool- või ioon-dipooli) - tekib polaarsemolekulide või ioonide ja polaarse molekulide vahel. Kui polaarsemolekulid on rapproputeeritud nii, et ühe dipooli positiivne külg on suunatud teise dipooli negatiivsele küljele (joonis 10).

2) induktsiooni (dipooli - indutseeritud dipooli või ioon-indutseeritud dipool) - tekivad polaarsemolekulide või ioonide ja mittepolaarsete molekulide vahel, kuid suudavad polariseerida. Kliibud võivad mõjutada mittepolaarseid molekule, keerates need näidatud (indutseeritud) dipooli. (Joonis 11).

3) dispersioon (indutseeritud dipooli indutseeritud dipooli) - tekib polarisatsiooni mittepolaarsete molekulide vahel. Üürigaasi mis tahes molekulis või aatomis esineb elektri tiheduse kõikumised, mille tulemusena ilmuvad hetkel dipoolid, mis omakorda indutseerivad naabermolekulide vahetuid dipooli. Instant Ditole'i \u200b\u200bliikumine muutub järjepidevaks, nende välimus ja lagunemine toimub sünkroonselt. Instant dipooli interaktsiooni tulemusena väheneb süsteemi energia (joonis 12).