Keemiline side

Keemiline side - See on kahe aatomi koostoime elektronide vahetamise teel. Kui keemiline side on moodustatud, kipuvad aatomid omandama stabiilse kaheksa elektroni (või kahe elektroni) välimise kesta, mis vastab lähima inertse gaasi aatomi struktuurile. Eristage järgmisi tüüpe keemiline side: kovalentne (Polar ja mittepolaarne; vahetus ja doonor-aktseptor), ioonne, vesinik ja metallist.

Kovalentne side

See viiakse läbi mõlema aatomile kuuluva elektroonilise paari arvelt. Kovalentse sideme moodustamiseks on eraldatud ja doonor-aktseptori mehhanismi.

1) Vahetatav mehhanism . Iga aatom annab ühe ühe ühe kaugemata elektron Elektroonilise paari kokku:

2) Doonori aktseptori mehhanism . Üks aatom (doonor) annab elektroonilise paari ja teine \u200b\u200baatom (aktseptor) annab selle paari tasuta orbiidi;

Kaks aatomit võivad üldistadac. mitu auruelektronid. Sel juhul rääkige mitmekordne Suhted:

Kui elektrooniline tihedus paikneb aatomite sümmeetriliselt, kutsutakse kovalentset ühendust notolar.

Kui elektrooniline tihedus nihkub ühe aatomi suunas, kutsutakse kovalentset ühendust polaarne.

Suhtluse polaarsus on suurem, seda suurem on aatomite elektronegaatsuse erinevus.

Elektrienergia - See on aatomi võime meelitada elektronitihedust teistest aatomitest. Elektronegatiivne element on fluor, kõige elektriline elektropositiivne - Prantsusmaa.

Ioonide kommunikatsioon

Ioonid - Need on laetud osakesi, kus aatomite konverteeritakse tulemusena tagastamise või elektronide lisamise tulemusena.

(Naatriumfluoriidi koosneb naatriumioonidestNa +. ja fluoriidi ioonidF -)

Kui aatomite elektronegaatsuse erinevus on suur, jätkab elektronide aur suhtlemist ühele aatomitest ja mõlemad aatomid muutuvad ioonidesse.

Elektrostaatilise atraktsiooni arvelt läbiviidud ioonide vahelist keemilist sidet kutsutakseioonide sideme.

Vesiniku side

Vesiniku side - ühe molekuli positiivselt laetud vesiniku aatomi seos ja teise molekuli negatiivse laetud aatomi vahel. Vesiniku side on osaliselt elektrostaatiline, osaliselt doonori aktseptori iseloom.

Vesiniku side on kujutatud punkte

Vesiniku sidemete olemasolu selgitab kõrge vee keeva temperatuuri, alkohole, karboksüülhappeid.

Metallist side

Metallide Valence Elektronid on üsna halvasti seotud nende südamikuga ja neid saab neist kergesti puruneda. Seetõttu sisaldab metall teatavatel ametikohtadel mitmeid positiivseid ioone. kristallvõreja suur hulk elektronid liiguvad vabalt kogu kristallis. Metallide elektronid suhtlevad kõigi metalli aatomite vahel.

Orbitaalse hübridiseerimine

Orbitaalse hübridiseerimine - See on mõnede orbitaalsete kuju muutmine kovalentse sideme moodustamisel, et saavutada tõhus kattumine orbitaal.

A.

sp. 3 - hübridisatsioon. Üks S - orbitaal ja kolm p - orbitaalid konverteeritakse neljaks identseks "hübriidiks" orbitaalseks, mille nurk telgede vahel on 109° 28.

sP 3. - hübridisatsioon, on tetraeedri geomeetria (CH 4, NH 3).

B.

sp. 2 - hübridisatsioon. Üks S - orbitaal ja kaks p - orbitaalid konverteeritakse kolmeks identseks "hübriidiks" orbitaalseks, mille nurk on 120 ° nurk.

- orbitaalid võivad moodustada kolms - Communications (BF 3, ALCL 3 ). Teine ühendus (p. - side) võib moodustada, kuip. - orbitaalid, kes ei osale hübridisatsioonis, on elektron (etüleen)C2H4).

Molekulid, kussp.

Kaks sp. - orbitaalid võivad moodustada kakss - Side (Behing 2, ZnCl 2). Veel kaks P. - side võib moodustada, kui kaksp. - hübridisatsioonis osalevad orbitaalid on elektronid (atsetüleen)C2H2).

Molekulid, kussp. - hübridisatsioonil on lineaarne geomeetria.

Sektsiooni lõpp

Teemasid codificor Ege: Kovalentne keemiline side, selle sordid ja haridusmehhanismid. Kovalentse võlakirja omadused (polaarsuse ja kommunikatsiooni energia). Ioonide kommunikatsioon. Metallühendus. Vesiniku side

Intramolekulaarsed keemilised sidemed

Esiteks kaaluge lingid, mis tekivad molekulide sees olevate osakeste vahel. Selliseid ühendusi kutsutakse intramolekulaarne.

Keemiline side aatomite vahel keemilised elemendid on elektrostaatiline laadi ja see on moodustatud tõttu välise (valentsi) elektronide koostoimerohkem või vähem kraadi hoidis positiivselt laetud tuuma siduvad aatomid.

Võti mõiste siin - Elektrienergia. See on see, mis määrab aatomite ja selle ühenduse omaduste vahel keemilise side.

- See on aatomi võime meelitada (hoidke) väline (valents) elektronid. Elektrienergia määratakse välistelektriliste elektronide atraktiivsuse astmega kernelile ja sõltub peamiselt aatomi raadiusest ja kerneli laadist.

Elektrit on raske ühemõtteliselt määrata. L. POLLEING Koostati tabeli suhteliste elektriliste läbirääkimiste tabelit (põhineb diatomic-molekulide võlakirjade energiaallikatest). Kõige elektronegatiivne element - fluor tähenduses 4 .

Oluline on märkida, et mitmesugustes allikates leiate erinevaid elektronegabiilsuse väärtuste erinevaid kaalud ja tabelid. Seda ei tohiks hirmutada, sest keemilise ühenduse moodustamisel mängib rolli Aatomid ja see on ligikaudu sama mis tahes süsteemis.

Kui üks aatomitest keemilise side a: Elektronid meelitavad tugevamalt, elektroonilise paari nihkub. Mida suurem elektriline negatiivne erinevus Aatomid, seda tugevam elektronide auru nihkub.

Kui suhtlevate aatomite elektriliste läbirääkimiste väärtused on võrdsed või ligikaudu võrdsed: Eo (a) ≈eo (b) Elektrooniline paar ei liigu ühegi aatomile: A: B. . Sellist ühendust kutsutakse kovalentne notalar.

Kui interakteeruvate aatomite elektronegatiivsus erineb, kuid mitte palju (elektronegavuse erinevus on umbes 0,4 kuni 2: 0,4<ΔЭО<2 ), elektrooniline paar vahetab ühe aatomite. Sellist ühendust kutsutakse kovalentne polaarne .

Kui interakteeruvate aatomite elektronegatiivsus erineb oluliselt (elektronegavuse erinevus on suurem kui 2: ΔEO\u003e 2. ), siis üks elektronidest peaaegu täielikult läbi teise aatomi, haridus ioonid . Sellist ühendust kutsutakse ioonne.

Keemiliste suhete põhitüübid - kovalentne, ioonne ja metallist Suhtlemine. Mõtle neid üksikasjalikumalt.

Kovalentne keemiline side

Kovalentne side – See on keemiline kogukond moodustatud Üldise elektroonilise paari haridus a: in . Sel juhul kaks aatomit kattuma Aatomi orbitaalid. Kovalentne side on moodustatud kui aatomite koostoime väikese erinevusega elektri- läbirääkimistel (reeglina, kahe mittemetalli vahel) või ühe elemendi aatomid.

Kovalentsete sidemete peamised omadused

• toit,
• küllastamatus,
• polaarsus,
• polariobitavus.

Need võlakirjaomadused mõjutavad ainete keemilisi ja füüsikalisi omadusi.

Keskendumine iseloomustab keemilist struktuuri ja ainete vormi. Kaheühenduse vahelisi nurki nimetatakse valentsiks. Näiteks veemolekulis on H-O-H Valence nurk 104,45 O, seetõttu veemolekul on polaarne ja metaanmolekulis, N-C-H 108O 28 valentsi nurgas '.

Küllastamatus - See on aatomite määratlus, et moodustada piiratud arv kovalentseid keemilisi sidemeid. Aatomi moodustamisega seotud ühenduste arv nimetatakse.

Polaarsus Kommunikatsioon tekib elektrontiheduse ebaühtlase jaotuse tõttu kahe aatomi vahel erineva elektroneghusiga. Kovalentsed võlakirjad on jagatud polariks ja mittepolaarseks.

Polariobitavus suhtlemine on Elektronide võime liikuda välise elektrivälja tegevuse all (Eelkõige elektrivälja teise osakese). Polaalibility sõltub elektronide liikuvusest. Edasine elektron on tuumast, seda rohkem liigub vastavalt molekuli polariseeritavam.

Kovalentne mittepolaarne kemikaal

Seal on 2 tüüpi kovalentset seondumist - Polaarne ja Unpolar .

Näide . Mõtle vesiniku molekuli H2 struktuuri. Iga vesinikuaatom välise energiatasemel kannab 1 paarisõnumit. Aatomi kuvamiseks kasutage Lewise struktuuri - see on aatomi välise energiataseme struktuuri skeem, kui elektronid tähistatakse punktidega. Luiise punktiirruktuuride mudelid ei ole teise perioodi elementidega töötavad.

H. +. H \u003d H: h

Seega vesiniku molekulis, üks üldine elektronpaar ja üks keemiline side H-H. See elektronpaar ei nihkunud ühele vesinikuaatomitest, sest Elektrienergia vesiniku aatomites on samad. Sellist ühendust kutsutakse kovalentne neoplary .

Kovalentne mittepolaarne (sümmeetriline) side - See on kovalentne sidemed moodustavad aatomite eetri negatiivsusega (reeglina identsed mittemetallid) ja seetõttu ühtlase jaotus elektroniheduse vahel tuuma aatomite tuuma vahel.

Mitte-polaarsete võlakirjade dipooli hetkel on 0.

Näited: H2 (H-H), O2 (O \u003d O), S8.

Kovalentne polaarne keemiline side

Kovalentne polaarse kommunikatsioon - See on kovalentne ühendus, mis toimub aatomid erinevate elektroneghusiga (Tavaliselt, erinevad mittemetallid) ja iseloomustab ümberpaigutamineÜldine elektronpaar elektronegatiivse aatomi (polarisatsiooni).

Elektrooniline tihedus nihkub rohkem elektronegatiivse aatomile - seetõttu tekib see osaline negatiivne laeng (δ-) ja osaline positiivne laeng (δ +, delta +) esineb vähem elektronegatiivse aatomiga.

Mida suurem on aatomite elektronegateenide erinevus, seda kõrgem polaarsus Lingid ja rohkem dipooli hetk . Külgnevate molekulide ja vastupidiste tasude vahel on lisaklasside atraktsioon, mis suureneb tugevus Suhtlemine.

Kommunikatsiooni polaarsus mõjutab ühendite füüsikalisi ja keemilisi omadusi. Reaktsioonimehhanismid sõltuvad suhtluse polaarsusest ja isegi naaberliikmete reaktiivsusest. Kommunikatsiooni polaarsus määrab sageli Molekuli polaarsusja seega mõjutab otseselt selliseid füüsikalisi omadusi keemistemperatuurina ja sulamispunktina polaarsetes lahustites lahustuvuses.

Näited: HCl, CO 2, NH3.

Kovalentsed sidemehhanismid

Kovalentne keemiline side võib esineda 2 mehhanismil:

1. Vahetatav mehhanism Kovalentse keemilise sideme moodustumine on see, kui iga osakese annab ühele paaritule elektronile ühise elektroonilise paari moodustamiseks:

AGA . + . B \u003d a: in

2. Kovalentse side moodustamine on selline mehhanism, milles üks osakestest annab jäätme elektroonilise paari ja teine \u200b\u200bosakese annab selle elektroonilise paari jaoks vaba orbitaal:

AGA: + B \u003d a: in

Samal ajal pakub üks aatomitest jäätmelektronpaari ( doonor ) ja teine \u200b\u200baatom pakub selle paari vaba orbiidi ( aktseptor ). Side moodustamise tulemusena väheneb nii elektronide energia, st See on aatomite jaoks kasulik.

Kovalentne sideme moodustatud doonor-aktseptori mehhanism ei erine Vahetusmehhanismi moodustatud teiste kovalentsete võlakirjade omaduste kohaselt. Kovalentse sideme moodustumine doonori aktseptori mehhanismile on iseloomulik aatomitele või suure hulga elektroniga välise energia tasemel (elektronide doonorid) või vastupidi, väga väikese arvu elektronide arvuga (elektronide aktseptsioonid). Täpsemalt käsitletakse aatomite valentsivõimalusi asjakohases.

Moodustatakse doonori aktseptori mehhanismi kovalentne side:

- Molekulis carbon Monoksiidi CO. (Teatis molekuli - kolmekordse, 2 side on moodustatud vahetusmehhanismi, üks - doonor-aktseptor): C≡O;

- sisse ammooniumioon NH4 +, ioonides orgaanilised amiinidNäiteks ioon-metymononia CH3-NH2 +;

- sisse komplekssed ühendid, keemiline side keskosa aatomi ja ligandi rühmade vahel, näiteks tetrahüdroksaluminaat naatrium NA side alumiinium ja hüdroksiidi ioonid;

- sisse lämmastikhape ja selle soolad - nitraadid: HNO3, Nano 3 mõnes muus lämmastikuühendites;

- Molekulis osoon O 3.

Kovalentse kommunikatsiooni peamised omadused

Mittemetallide aatomite vahel moodustub kovalentne sideme reeglina. Kovalentse suhtluse peamised omadused on pikkus, energia, mitmekesisus ja fookus.

Keemilise sideme paljusus

Keemilise sideme paljusus - see on Ühiste elektrooniliste paaride arv kahe aatomi vahel ühendis. Kommunikatsiooni mitmekesisust saab molekuli moodustavate aatomite väärtusest kergesti kindlaks määrata.

näiteks vesiniku molekulis H2 on kommunikatsiooni mitmekesisus 1, sest Igal vesinikus on välises energiatasemel ainult 1 paaritute elektronide puhul, seetõttu moodustub üks üldine elektronpaar.

Oxygen Molekulis O 2, kommunikatsiooni mitmekesisus 2, sest Iga välise energiataseme aatomil on 2 paarismata elektronid: o \u003d O.

Lämmastiku molekulis N2 on kommunikatsiooni mitmekesisus 3, sest Igas aatomil 3 paaritule elektronid välise energia tasemel ja aatomid moodustavad 3 üldist elektroonilist paari N≡N.

Kovalentne suhtluspikkus

Keemilise side pikkus - See on vahemaa aatomite põhikeskuste vahel, mis moodustavad side. Seda määratakse eksperimentaalsete füüsiliste meetoditega. Kommunikatsiooni pikkus on võimalik hinnata vastavalt lisanduvuse reeglile, mille kohaselt AB-i molekuli kommunikatsioonipikkus on ligikaudu võrdne molekulide a 2 ja B 2 linkide poolmolekuliga:

Keemilise side pikkus võib olla ligikaudu hinnatud. raadiuse aatomite pooltsuhtlemise või teatise mitmekesisusegaKui aatomite raadio ei ole väga erinevad.

Suurendades aatomite kujundamisel suhtlemist, suureneb side pikkus.

näiteks

Aatomite vahelise suhtluse mitmekesisuse suurenemisega (aatomiraadiumis, mille aatomiraadionid nad ei erine või erinevad), väheneb suhtluse pikkus.

näiteks . Rida: C-C, C \u003d C, C≡C sidepikkus väheneb.

Kommunikatsioon energia

Keemilise sideme tugevuse mõõt on suhtluse energia. Kommunikatsioon energia Seda määrab see ühendus, mis on vajalik selle ühenduse moodustavate aatomite sidumise ja eemaldamise katkestamiseks, on lõputult pikamaa üksteisest.

Kovalentne side on väga tugev. Selle energia ulatub mitmest kümnest kuni mitusada kJ / mol. Mida suurem on võlakirjaenergia, seda suurem on suhtluse tugevus ja vastupidi.

Keemilise sideme tugevus sõltub suhtluse kestusest, suhtluse polaarsusest ja kommunikatsiooni mitmekesisusest. Mida pikem keemiline side on lihtsam see murda, ja seda vähem seonduvanergia, seda madalamat selle tugevust. Lühem keemiline side, seda suurem on tugevam ja suurem side energia.

näiteks Mitmetes ühendites HF, HCI, HBr lahkus keemilise sideme tugevusest vasakule vähenebsest Suurendab kommunikatsiooni pikkust.

Kuni keemiline side

Ioonide kommunikatsioon - See on keemiline side põhineb ioonide elektrostaatiline atraktsioon.

Ioonid Need on moodustatud elektri aatomite vastuvõtmise või tagasivõtmise protsessis. Näiteks aatomid kõigi metallide nõrgalt elektronid välise energia taseme. Seetõttu on metallide aatomid iseloomulikud. taastavad omadused - võime anda elektronile.

Näide. Naatriumi aatom sisaldab 1 elektroni 3 energiatasemel. Selle kergesti andes moodustab naatriumi aatom palju stabiilsemat na + iooni, millel on keskpäeva neoonigaasi elektrooniline konfiguratsioon. Naatriumioon sisaldab 11 prootonit ja ainult 10 elektroni, nii ION -10 + 11 \u003d +1 kogulass:

+11Na.) 2) 8) 1 - 1e \u003d +11 Na. +) 2 ) 8

Näide. Kloori aatom välise energia tasemel sisaldab 7 elektroni. Stabiilse inertsete argooni aatomi konfiguratsiooni ostmiseks peab kloor kinnitama 1 elektroni. Pärast elektroni ühendamist on moodustatud stabiilne kloori ioon, kuhu kuuluvad elektronid. Ioonide kogumaksumus on -1:

+17Cl.) 2) 8) 7 + 1e \u003d +17 Cl. — ) 2 ) 8 ) 8

Märge:

• Ioonide omadused erinevad aatomite omadustest!
• Säästev ioonid ei saa mitte ainult vormi aatomid, aga ka aatomite rühm. Näiteks: ammooniumi ioon NH4 +, sulfaat-ioon SO 4 2- jne keemilised sidemed selliste ioonidega moodustatud ka ioonse;
• Ioonide ühendus kipub moodustama metallid. ja nEMETALLA(mittemetallide rühmad);

Moodustunud ioonid meelitatakse elektrilise atraktsiooni tõttu: Na + Cl -, Na2 + SO 4 2-.

Elavalt üldistatud erinevus kovalentse ja ioonide sidemete vahel:

Metallist side - See on suhe, mis moodustab suhteliselt tasuta elektronid vahel metallist ioonidmoodustades kristallvõre.

Aatomid aatomite välise energia tasemel asuvad tavaliselt ühest kuni kolmele elektrile. Metallide aatomite raadius on tavaliselt suured - järelikult metallide aatomid, erinevalt mittemetallidest, üsna kergesti välja väliste elektronide, st on tugevad redutseerivad ained.

Elektronide andmine, metallide aatomid muutuvad positiivselt laetud ioonid . Purustatud elektronid suhteliselt tasuta liikuma positiivselt laetud metalli ioonide vahel. Nende osakeste vahel side tekibsest Ühised elektronid hoiavad kihte metallist katioonide , luues seega piisavalt tugeva metallist kristallvõre . Sellisel juhul on elektronid pidevalt kaootilise liikumise, s.t. Pidevalt uute neutraalsete aatomite ja uute katioonide arendamisel.

Intermolekulaarne vastastikune toime

Eraldi tasub kaaluda ainete individuaalsete molekulide vahel tekkivaid koostoimeid - \\ t intermolekulaarsed interaktsioonid . Intermolekulaarsed interaktsioonid on neutraalsete aatomite vastastikuse interaktsiooni olemasolu, milles ilmuvad uued kovalentsed sidemed. Molekulide vahelised koostoimejõud tuvastasid van der Waalsi 1869. aastal ja nimetati tema nime Van-Dar-Waalsi jõud. Van der Waalsi jõud on jagatud orientatiivne, indutseerimine ja dispersioon . Intermolekulaarsete interaktsioonide energia on palju väiksem kui keemilise side energia.

Oricational atraktsioon jõud tekib polaarse molekulide vahel (dipool-dipooli interaktsiooni). Need jõud tekkivad polaarsemolekulide vahel. Induktsiooni koostoimed - See on polaarse molekuli ja mittepolaarse vaheline koostoime. Mitte-polaarne molekul on polaarse tegevuse tõttu polariseeritud, mis tekitab täiendavat elektrostaatilist atraktsiooni.

Special tüüpi intermolekulaarne koostoime on vesiniklappide. - See on molekulide vaheliste molekulide vaheline segamulaarne (või intramolekulaarsed) keemilised sidemed, milles on tugevalt polaarsed kovalentsed sidemed - H-F, H-O või H-N . Kui molekulis on selliseid ühendusi, tekivad siis molekulide vahel täiendavad jõudude atraktsioon .

Haridusmehhanism Vesiniku side on osaliselt elektrostaatiline ja osaliselt doonor-aktseptor. Samal ajal on elektronpaari doonor tugeva elektronegatiivse elemendi (F, O, N) aatom ja kalkulaator - nende aatomitega ühendatud vesinikuaatomid. Vesiniku sidemete jaoks on iseloomulikud toit space I. küllastumus.

Vesiniku side võib tähistada punktide kaupa: n ··· O. Mida suurem on aatomi elektronektiivsus vesinikuga ühendatud ja väiksem selle suurus, seda tugevam vesiniku sidemega. See on iseloomulik peamiselt ühendite jaoks. fluoriidi vesinikuga samuti isLoorod vesinikuga , vähem lämmastiku vesinikuga .

Järgmiste ainete vahel tekkivad vesinikuvõlad:

— hF fluoroporod (gaas, fluori vesinikulahus vees - floathape), \\ t vesi H20 (paarid, jää, vedel vesi):

— ammoniaagi lahus ja orgaanilised amiinid - ammoniaagi ja veemolekulide vahel;

— orgaanilised ühendid, milles O-H või N-H sidemed: alkoholid, karboksüülhapped, amiinid, aminohapped, fenoolid, aniliin ja selle derivaadid, valgud, süsivesikute lahused - monosahhariidid ja disahhariidid.

Vesiniku sidemed mõjutavad ainete füüsikalisi ja keemilisi omadusi. Niisiis, molekulide vaheline täiendav atraktsioon raskendab keedetud aineid. Ainetes vesiniku sidemed, ebanormaalne suurenemine keeva küttekehade täheldatakse.

näiteks Reeglina suureneb molekulmassi suurenemine ainete keemistemperatuurini. Kuid mitmetes ainetes H2O - H2 S-H 2 SE-H2 TE Me ei jälgi lineaarset muutust keemistemperatuuridel.

Nimelt Vee keemispunkt ebanormaalselt kõrge - Mitte vähem -61 O C, kuna sirgjoon näitab meile ja palju muud, +100 o C. Seda anomaaliat seletab veemolekulide vesiniku sidemete juuresolekul. Järelikult normaalsetes tingimustes (0-20 ° C), vesi on vedelik faasi seisundi järgi.

Keemilise side mõiste on oluline keemia erinevates valdkondades teadusena. See on tingitud asjaolust, et see on selle abiga üksikute aatomite puhul, mis on võimelised ühendama molekulidega, moodustades igasuguseid aineid, mis omakorda on keemiliste uuringute objektiks.

Aatomite ja molekulide mitmekesisusega on nende vahel erinevate ühenduste tekkimine seotud. Erinevate klasside puhul iseloomustavad molekulid elektronide jaotuse omadusi ja seetõttu nende tüüpi sidemeid.

Põhikontseptsioonid

Keemiline side Nimetatakse koostoimete kogum, mis põhjustavad aatomite seondumist, et moodustada keerulisema struktuuri (molekulide, ioonide, radikaalide) stabiilsed osakesed, samuti agregaadid (kristallid, klaasid ja muud). Nende interaktsioonide olemus on oma olemuselt elektriline ja need esinevad valentsi elektronide jaotuse ajal lähenevatel aatomitel.

Valents vastu võetud Helistage konkreetse aatomi võimele moodustada teatud arv ühendusi teiste aatomitega. Ioonilistes ühendites valentsi väärtuse puhul võetakse antud või lisatud elektronide arv. Kovalentsetes ühendites on see võrdne ühiste elektrooniliste paaride arvuga.

All oksüdatsiooni aste mõista tingimuslikku Laendur, mis võiks olla aatomil, kui kõik polaarkovalentsed võlakirjad oleksid ioonsed.

Helistage mitmekordsust Arvulisi elektroonilisi paari vahelise aatomite vahel.

Keemia erinevates osades käsitletavatest sidevahendeid võib jagada kahte tüüpi keemiliste sidemeteks: need, mis viivad uute ainete moodustamiseni (intramolekulaarne) , I. Need, mis esinevad molekulide vahel (segamulaarne).

Põhikommunikatsiooni omadused

Kommunikatsioon energia Helista sellisele energiale, mis on vajalik kõigi olemasolevate ühenduste katkestamiseks molekulis. Samuti on see suhtluse moodustamise ajal vabanenud energia.

Pikk ühendus Need viitavad sellisele kaugusele molekuli külgnevate tuumade aatomite vahel, milles atraktiivsuse ja tõrjutuse tugevus on tasakaalustatud.

Need kaks aatomite keemilise side omadusi on selle tugevuse mõõt: mida vähem energia ja rohkem energiat, ühendus on tugevam.

Valentsi nurk On tavaline helistada nurka esindatud liinide vahelise suhtluse suunas läbi aatomite tuumas.

Ühenduste kirjeldamise meetodid

Kõige tavalisemad kaks lähenemisviisi selle keemilise sideme selgitusele, laenatud kvantmehaanika järgi:

Molecular orbitaalsete meetod. Ta leiab molekuli kombinatsioonina elektronide ja aatomite tuumade kombinatsioonina, millest igaüks eraldatakse eraldi elektronide liikumine kõigi teiste elektronide ja tuumade toime valdkonnas. Molekulil on orbitaalstruktuur ja kõik selle elektronid jaotatakse nende orbiitide üle. Samuti nimetatakse seda meetodit Mo LKAO-le, mida dešifreeritakse "molekulaarseks orbitaalseks - lineaarne kombinatsioon

Valentside meetod. Kujutab endast molekuli kahe keskse molekulaarse orbitaali süsteemiga. Samal ajal vastab igaüks ühele ühele ühele molekuli naabruses asuva aatomi vahel. Meetod põhineb järgmistel sätetel:

1. Keemilise sideme moodustumist teostab paari elektronidega, millel on vastupidine keerutused, mis asuvad kahe kaaluga aatomi vahel. Moodustunud elektronpaar kuulub võrdselt kahele aatomile.
2. Selle või selle aatomi moodustunud ühenduste arv on võrdne peamiselt paaride arvuga peamiselt ja põnevil olekus.
3. Kui elektroonilised paarid ei osale kommunikatsiooni moodustamisel, nimetatakse neid jootmiseks.

Elektrienergia

Määrata kindlaks keemilise side liigi ainetes võib põhineda selle aatomite komponentide elektronegaatsuse väärtuste erinevusel. All elektrienergia Mõista aatomite võimet edasi lükata üldisi elektroonilisi paare (elektronide pilv), mis toob kaasa suhtluse polarisatsiooni.

Keemiliste elementide negatiivsuse väärtuste määramiseks on mitmeid viise. Kõige rakendatavam on aga skaala, mis põhineb termodünaamilistel andmetel, mida tehti välja 1932. aastal L. Poling.

Mida olulisem on aatomite elektronegateenide erinevus, seda rohkem on selle ioonsus. Vastupidi, elektronelatiivsuse võrdsed või lähedased väärtused näitavad kovalentset sidet. Teisisõnu määrata, millist keemilist sidet täheldatakse molekulis, see on võimalik matemaatiliselt. Selleks on vaja arvutada δH - aatomite elektronegaatsuse erinevus valemiga: Δh \u003d | x 1 -H. 2 |.

• Kui a Δх\u003e 1.7, Ühendus on ioon.
• Kui a 0,5≤Ax≤1,7, See kovalentne side on polaarne.
• Kui a Δх \u003d 0. Või selle lähedal viitab link kovalentsele neoplerile.

Ioonide kommunikatsioon

Ionic nimetatakse selliseks ühendamiseks, mis ilmub ioonide vahel või ühe aatomite elektroonilise paari täieliku edasiliikumise tõttu. Ainetes teostab seda tüüpi keemilist sidet elektrostaatilise atraktsiooni jõudude poolt.

Ioonid on laetud osakesi moodustatud aatomite tulemusena manuse või naaseb elektronide. Kui aatom saab elektronid, muutub see negatiivseks ja muutub aniooniks. Kui aatom annab valentsi elektronile, muutub see positiivseks laetud osakesteks, mida nimetatakse katiooniks.

See on iseloomulik ühenditele, mis on moodustatud tüüpiliste metallide aatomite koostoimega tüüpiliste mittemetallide aatomitega. Peamine protsess on aatomite soov säästvate elektrooniliste konfiguratsioonide omandamiseks. Ja tüüpilised metallid ja mittemetallam peaks selle jaoks vaja anda või võtta kokku 1-2 elektroni, mida nad lihtsalt teevad.

Moodustamise mehhanismi ioonkeemilise sideme moodustumise molekulis peetakse traditsiooniliselt naatriumi ja kloori interaktsiooni näitel. Leelismetalli aatomid annavad kergesti elektronile, lohistades halogeeniaatomi. Selle tulemusena moodustub Na + katioon ja Cl anioon, mida hoitakse elektrostaatilise atraktsiooni lähedal.

Puudub ideaalne ioonühendus. Isegi sellistes ühendites, mida sageli nimetatakse ioonseks, ei esine aatomi elektronide lõplikku üleminekut. Haritud elektrooniline paar on endiselt üldiseks kasutamiseks. Seetõttu räägivad nad kovalentsete sidete Ivoodi tasemest.

Ioonühendust iseloomustavad kaks üksteisega seotud peamist omadust:

• mitte suunamine, s.o elektrivälja ümber ioon on vormis sfääri;
• usaldusväärseks määratakse nende mõõtmetega kindlaks sobivate ioonide arv, mida saab iga iooni ümber paigutada.

Kovalentne keemiline side

Kommunikatsioon, mis on moodustatud mitte-metallist aatomite elektrooniliste pilvedega, st üldine elektrooniline paari nimetatakse kovalentseks sideks. Ühenduse elektronipaaride arv määrab kommunikatsiooni paljususe. Seega on vesinikuaatomid seotud ühe sideme H · h ja hapniku aatomid moodustavad topeltühenduse :: umbes.

Oma hariduse jaoks on kaks mehhanismi:

• Vahetus - iga aatom on ühe ühe elektroni paari moodustamiseks: a · + · in \u003d a: b, samas kui välised aatomi orbitaalid osalevad suhtluses, mis asuvad ühel elektronidel.
• Doonor aktseptor - side moodustamiseks kommunikatsiooni üks aatomite (doonor) annab paari elektronid ja teine \u200b\u200b(aktseptor) on tasuta orbitaal selle paigutuse jaoks: A +: B \u003d A: B.

Elektrooniliste pilvede kattumise meetodid on samuti erinev kovalentse keemilise sideme moodustumisel.

1. Sirge. Pilvede kattumise pindala asub otseselt kujutava joonega, mis ühendab vaatlusaluse aatomite kerneli. Samal ajal moodustatakse σ-võlakirjad. Kattuvate elektrooniliste pilvede tüübist sõltub keemilise side tüübist, mis esineb: S-S, S-P, P-P, S-D või P-D σ-sideme. Osakese (molekul või ioon) kahe külgneva aatomi vahel on võimalik ainult üks σ-side.
2. Pool. See viiakse läbi aatomite tuuma ühendava joone mõlemal küljel. See toodab π-võlakirja ja selle sorte on võimalik ka: P-P, P-D, D-D. Eraldi, σ-Bond π-Bond ei ole kunagi moodustatud, võib see olla molekulides, mis sisaldavad mitmekordset (kahe- ja kolmekordset) sidet.

Kovalentsed võlakirjaomadused

Need on need, et ühendite keemilised ja füüsilised omadused määratakse. Kõikide keemiliste sidemete peamised omadused ainetes on selle suund, polaarsus ja polalariobivus, samuti küllastus.

Suunaline Side on tingitud ainete molekulaarse struktuuri eripäradest ja nende molekulide geomeetrilisest kujust. Selle olemus on see, et elektronide parim kattumine on võimalik nende orientatsiooniga ruumis. Eespool on juba kaalutud σ- ja π-side moodustumist.

All saturvamus Mõista aatomite võimet moodustada teatud arv keemilisi sidemeid molekulis. Iga aatomi kovalentsete võlakirjade arvu piirab välise orbitaalse arvu arvuga.

Polaarsus Side sõltub aatomite elektronegaatsuse väärtuste erinevusest. See sõltub elektronide jaotuse ühtlast aatomite tuuma vahel. Selle funktsiooni kovalentne side võib olla polaarne või mittepolaarne.

• Kui üldine elektrooniline paar kuulub võrdselt igale aatomile ja asub nende tuumas samal kaugusel, on kovalentne side mittepolaarne.
• Kui üldine paari elektronide nihkub kernelile ühe aatomi, kovalentne polaarne keemiline side on moodustatud.

Polariobitavus Seda väljendatakse välise elektrivälja hagi ümberpaigutamisega välise elektrivälja tegevuses, mis võib kuuluda teisele osakesele, külgnevatesse sidemetesse samas molekulis või jätkavad elektromagnetvälja välistest allikatest. Niisiis võivad nende mõju all olevad kovalentsed sidemed muuta oma polaarsust.

Orbitaalide hübridiseerimise all mõistavad nad keemilise sideme rakendamisel nende vormide muutmist. See on vajalik kõige tõhusama kattumise saavutamiseks. On olemas järgmised hübridisatsioonitüübid:

• sP 3. Üks S- ja kolm p-orbitaal vormi neli "hübriid" orbitaalid sama vormi. Väliselt meenutab tetraeedri nurga nurga vahel 109 °.
• sP 2. Üks s- ja kaks p-orbitaal moodustavad lame kolmnurga nurga vahel teljed 120 °.
• sp. Üks S- ja üks p-orbitaalvormi kaks "hübriid" orbitaal, mille nurk on nende telje vahel 180 °.

Metallide struktuuri tunnusjoon on üsna suur raadius ja väikese elektroni olemasolu välises orbitaalis. Selle tulemusena sellistes keemilistes elementides on tuuma ja valentsi elektronide ühendus suhteliselt nõrk ja kergesti purunenud.

Metallist Teabevahetust nimetatakse selliseks interaktsiooni aatomite vahelisele metallide vahel, mis viiakse läbi delocalized elektronide abil.

Metallosakestes võivad Valence Equalonid kergesti lahkuda välistest orbitaalidest ja hõivata neile vabade töökohtade. Seega võib erinevates punktides õigeaegselt ühe ja sama osakese olla aatom ja ioon. Nende lõigatud elektrograafid on vabalt liikuvad kogu kristallvõre koguse ja teostama keemilise sideme.

Seda tüüpi side on sarnasusi ioon ja kovalentne. Mis puudutab ioonseid, on ioonid metallist side olemasolu jaoks vaja. Kuid kui elektrostaatilise interaktsiooni rakendamiseks esimesel juhul on vaja katioonide ja anioone, teine \u200b\u200brolli negatiivselt laetud osakeste mängivad elektronid. Kui võrdleme metalliühendust kovalentsega, siis nii vajalike üldiste elektronide puhul. Kuid erinevalt polaarse keemilise sidemega lokaliseeritakse need kahe aatomi vahel, vaid kuuluvad kõikide metallide osakestele kristallvõrre.

Peaaegu kõigi metallide eriomadused määratakse metalliühenduse järgi:

• plastilisus on tingitud võimalusest aatomite kihtide nihkumise võimalust elektronide gaasi koristalavõlas;
• metallist sära, mida täheldatakse valguskiirte peegeldamise tõttu elektronidest (pulberlavas olekus ei ole kristalset võre ja see tähendab IT-elektronide liikumist);
• elektrijuhtivus, mis viiakse läbi laetud osakeste vooluga ja sel juhul liiguvad väikesed elektronid vabalt suuremate metallide ioonide seas;
• soojusjuhtivus täheldatakse soojuse ülekandmise tõttu soojusjuhtivust.

Seda tüüpi keemilist sidet nimetatakse mõnikord kovalentse ja intermolekulaarse interaktsiooni vaheühendiks. Kui vesinikuaatomil on link ühe kõrgelt elektronegatiivse elemendiga (nagu fosfor, hapnik, kloor, lämmastik), siis on võimalik moodustada täiendav ühendus, mida nimetatakse vesinikuks.

See on palju nõrgem kui kõik tüüpi sidemed (energia mitte rohkem kui 40 kJ / mol), kuid see on võimatu hooletusse jätta. See on põhjus, miks vesinik keemiline side diagrammi tundub punktiirjoone.

Vesiniku side esinemine on võimalik üheaegselt doonor-aktseptori elektrostaatilise interaktsiooni tõttu. Suur erinevus elektronegavuste väärtustena toob kaasa aatomite liigse elektroniheduse välimusele o, n, f ja teised, samuti selle vesinikuaatomi puudumine. Juhul, kui selliste aatomite vahel ei ole olemasolevat keemilist sidet, on üsna tihedas asendis aktiveeritud atraktsiooni jõud. Sellisel juhul on prooton elektrooniline paari aktseptent ja teine \u200b\u200baatom on doonor.

Vesiniku side võib tekkida nii külgnevate molekulide, näiteks vee, karboksüülhapete, alkoholide, ammoniaagi ja molekuli sisemise vahel, näiteks salitsüülhape.

Vesiniku sidemete olemasolu veemolekulide vahel on seletatav mitmete oma ainulaadsete füüsikaliste omadustega:

• Selle soojusvõimsuse, dielektrilise konstantse, keemistemperatuuride ja sulamistemperatuuride väärtused vastavalt arvutustele peaks olema oluliselt vähem reaalne, mida seletavad molekulide piiridega ja vajadusega kulutada energiat vaheseisuliste vesiniku sidemete murdmiseks.
• Erinevalt teistest ainetest suureneb vee maht temperatuuri vähenemisega. See on tingitud asjaolust, et molekulid hõivata teatud positsiooni kristallstruktuuri jää ja eristuvad üksteisest pikkuse vesiniku side.

See suhe mängib eluorganismide jaoks erilist rolli, kuna selle kohalolek valgumolekulides on nende eriline struktuur ja seetõttu omadused. Lisaks seostatakse DNA topeltrixi nukleiinhappeid ka vesiniku sidemetega.

Suhtlemine kristallis

Valdav enamik tahkete asutustega on kristallvõre - nende osakeste eriline vastastikune paigutus. Samal ajal täheldatakse kolmemõõtmeline sagedus ja aatomid, molekulid või ioonid asuvad sõlmedes, mis on ühendatud kujuteldavate joonega. Sõltuvalt nende osakeste ja nende vaheliste sidemete olemusest jagunevad kõik kristallstruktuurid aatomi-, molekulaarseks, iooniks ja metallist.

Ioonide kristallvõre sõlmedes on katioonid ja anioonid. Veelgi enam, igaüks neist ümbritseb rangelt määratletud ioonide arvu ainult vastupidise laenguga. Tüüpiline näide - naatriumkloriid (NaCl). Nende jaoks on tavalised kõrge sulamistemperatuurid ja kõvadus, kuna nende hävitamiseks on palju energiat.

Molekulaarse kristallvõrgu sõlmedes on kovalentse sideme moodustatud ainete molekulid (näiteks I 2). Nad on ühendatud üksteise nõrga van der Waalsi koostoimega ja seetõttu on selline struktuur lihtne hävitada. Sellistel ühenditel on madal keemistemperatuur ja sulamistemperatuur.

Aatomi kristallvõrgud moodustavad kõrge valentsiväärtuste keemiliste elementide aatomid. Need on seotud püsivate kovalentsete sidemetega ja seetõttu eristatavad ained kõrge keemistemperatuuride, sulatamise ja kõrge kõvadusega. Näide - teemant.

Seega on igasugustes kemikaalidel kättesaadavatel ühendustel oma omadused, mis selgitavad molekulide ja ainete osakeste koostoime suigud. Need sõltuvad ühendite omadustest. Nad määravad kõik keskkonnas esinevad protsessid.

See on üks huvitava teaduse nurgakivist keemiana. Selles artiklis analüüsime kõiki keemiliste sidemete aspekte, nende tähendust teaduses, anname näiteid ja palju muud.

Mis on keemiline ühendus

Keemilise sideme keemia all mõistetakse aatomite vastastikuse haardumisena molekulis ja selle tulemusena atraktsiooni jõud, mis eksisteerib. See on tingitud keemilistest sidemetest, et erinevate keemiliste ühendite moodustumine on moodustumine, see on keemilise side olemus.

Keemiliste ühenduste tüübid

Keemilise sideme moodustumise mehhanism sõltub tugevalt selle tüübist või tüübist tervikuna, sellised keemiliste sidemete põhitüübid eristatakse:

• Kovalentne keemiline side (mis omakorda võib olla polaarne ja mittepolaarne)
• Ioonide kommunikatsioon
• Keemiline side

sellised inimesed.

Mis puudutab meie veebilehel, on see pühendatud eraldi artiklile ja saate linki üksikasjalikumalt lugeda. Järgmisena analüüsime üksikasjalikumalt kõiki teisi keemilisi sidemeid.

Kuni keemiline side

Ioonkeemilise sideme moodustumine tekib erinevate tasude vastastikuse elektrilise atraktsiooniga, millel on erinevad tasud. Ioonid tavaliselt selliste keemiliste sidemetega on lihtsad, mis koosnevad ühe aine aatomile.

Ioonkeemilise side skeem.

Ioonne omadus IONIC tüüpi kontrollija kommunikatsioon on küllastumise puudumine ja selle tulemusena saab kõige kergemini vastuvõetud ioonide arv liituda iooniga või isegi terve rühma ioonide rühmaga. Näiteks ioonkeemilise sideme võib olla CSF tseesiumfluoriidi, kus ionismi tase on peaaegu 97%.

Vesiniku keemiline side

Pika aega enne praeguse keemiliste sidemete teooria ilmumist kaasaegses vormis nägid teadlased keemikute poolt, kes mittemetallidega vesinikühenditel on erinevad hämmastavad omadused. Oletame, et keemistemperatuur veega ja koos fluoriidi vesinikuga on palju suurem kui see võiks olla, siin on valmis näide vesinikkeemilise sidemega.

Pildil on vesiniku keemilise sideme moodustumise skeem.

Vesinikkeemilise side olemus ja omadused on tingitud vesinikuaatomi H-i võimest, et moodustada teine \u200b\u200bkeemiline side, seega selle ühenduse nimi ise. Sellise võlakirja moodustamise põhjus on elektrostaatiliste jõudude omadused. Näiteks on fluori molekuli üldine elektrooniline pilv nihkunud fluori suunas, et selle aine aatomi ümbritsev ruum on küllastunud negatiivse elektriväljaga. Vesiniku aatomi ümber, eriti selle ainus elektroni puudub, on kõik täpselt vastupidine, selle elektrooniline väli on palju nõrgem ja selle tulemusena on positiivne tasu. Positiivsed ja negatiivsed tasud on teadaolevalt huvitatud, nii kõva ja vesiniku sidemed tekib.

Metallide keemiline ühendus

Mis keemiline side on metallide iseloomulik? Nendel ainetel on oma keemilise sideme tüüp - kõigi metallide aatomid ei ole Abeba AS ja teatud viisil, nende asukoha järjekorda nimetatakse kristallvõreks. Erinevate aatomite elektronid moodustavad üldise elektroonilise pilve, samas kui nad üksteisega nõrgalt suhelda.

Nii näeb välja metalli keemiline side.

Näitena metallist keemiliste sidemete, mis tahes metallid võivad toimida: naatriumi, raud, tsink ja nii edasi.

Kuidas määrata kemikaali liik

Sõltuvalt ainetest, mis selles osalevad, kui metall ja mittemetall, ühendus on ioonne, kui kaks metalli, siis metallist, kui kaks mittemetallist on kovalentne.

Keemiliste suhete omadused

Erinevate keemiliste reaktsioonide võrdlemiseks kasutatakse erinevaid kvantitatiivseid omadusi, näiteks:

• pikkus,
• energia,
• polaarsus,
• Ühenduste järjekord.

Me analüüsime neid üksikasjalikumalt.

Side pikkus on aatomite tuumade vaheline tasakaal, mis on ühendatud keemilise sidemega. Tavaliselt mõõdetakse eksperimentaalselt.

Keemilise side energia määrab selle tugevuse. Sellisel juhul on energia jaoks mõeldud vajalike jõupingutuste jaoks mõeldud keemilise sideme katkestamiseks ja aatomite lahtiühendamiseks.

Keemilise võlakirja polaarsus näitab, kui palju elektrontihedust nihkub ühele aatomile. Aatomite võime nihutada elektrontihedust või rääkida lihtsa keele keemiliselt "tõmmata iseseisvalt iseendale" nimetatakse elektronegaatiaks.

Keemilise sideme järjekord (teisisõnu, keemilise side mitmekesisus) on keemilise sideme sisenevate elektrooniliste paaride arv. Tellimus võib olla nii nii, kui ka fraktsioon, kui see on suurem, seda suurem on elektronide arv läbi keemiline side ja seda raskem on selle murda.

Keemiline side, video

Ja kognitiivse video lõpus erinevate keemiliste sidemete kohta.

.

Te teate, et aatomite saab kombineerida üksteisega nii lihtsate ja keeruliste ainete moodustumisega. Samal ajal moodustatakse mitmesugused keemilised sidemed: ioonsed, kovalentsed (mittepolaarsed ja polaarsed), metall ja vesinik. Üks olulisemaid omadusi aatomite elementide kohta, mis määravad nende vahel, mis on moodustatud nende - ioonide või kovalentse vahel, - see on elektronegatiivsus, st Aatomite võime koos elektronide meelitamiseks.

Elektronektiivsuse tingimuslik kvantitatiivne hindamine annab suhtelise elektrienergia läbirääkimiste ulatuse.

Ajavahemikus on üldine trend elektrotikotorite ja elementide kasvu ja rühmade - nende langeb. Elemendid elektrotüübid paigutatakse järjest, mille põhjal saate võrrelda elementide elektronegatiivsust erinevates perioodides.

Keemilise side tüüp sõltub sellest, kui suur on elementide ühendava aatomite elektronegaatsuse väärtuste vahe. Mida rohkem erines elektronegavuse aatomite elementide moodustavate ühenduste moodustavad keemiline side on polaarne. Keemiliste sidemete liikide vahel on võimatu täita teravat piiri. Enamikus ühendites on keemilise side tüüp vaheühend; Näiteks tugev polaarne kovalentne keemiline side on lähedal ioon side. Sõltuvalt sellest, kuidas piiravad juhtumid on oma olemuselt lähemal, viidatakse keemilise sideme kas ioonsetele või kovalentsele Polari kommunikatsioonile.

Ioonühendus.

Ioonühendus moodustatakse aatomite koostoime, mis erinevad üksteisest teravalt elektronegatiivsusega. Näiteks tüüpilised metallid liitiumi (li), naatriumi (NA), kaalium (K), kaltsiumi (CA), strontsiumi (SR), baarium (BA) moodustavad ioon sidemed tüüpiliste mittemetallidega, peamiselt halogeenidega.

Lisaks leelismetallide halogeniididele moodustub ioonse kommunikatsioon ka sellistes ühendites leelisena ja soolana. Näiteks naatriumhüdroksiidi (NaOH) ja naatriumsulfaadiga (Na2S04) esinevad ioonsed sidemed ainult naatriumi ja hapniku aatomite vahel (teised ühendused - kovalentne polaarne).

Kovalentne mitte-polaarne ühendus.

Aatomite koostoimes sama elektrotikandiga moodustuvad kovalentse mittepolaarse sideme molekulid. Selline seos eksisteerib järgmiste lihtsate ainete molekulides: H2, F2, Cl2, O2, N2. Keemilised sidemed nendes gaasides moodustavad üldised elektroonilised paarid, st Kui vastavad elektronpilvede kattumisel elektronide tuumadevahelise interaktsiooni tõttu, mis toimib aatomite rapproketi ajal.

Elektrooniliste valemite koostamisel tuleb meeles pidada, et iga üldine elektronpaar on tingimuslik kujutis suurenenud elektrontihedusega, mis tuleneb vastavate elektrooniliste pilvede kattumisest.

Kovalentne polaarne suhtlemine.

Kui aatomite koostoime, mille väärtus on elektrofektiivsuse väärtus erinev, kuid ei ole järsult, on ühise elektronpaari ümberpaigutamine elektronegatiivse aatomiga. See on kõige tavalisem keemilise side tüüp, mis on leitud nii anorgaanilistes kui ka orgaanilistes ühendites.

Toonide suhted, mis moodustavad doonor-aktseptori mehhanismiga, näiteks hüdroksooniumis ja amiinioonides, rakendatakse täielikult kovalentsete sidemete suhtes.

Metallühendus.

Kommunikatsioon, mis moodustub lõõgastuvate elektronide koostoime tagajärjel metallist ioonidega, nimetatakse metallist lipsiks. Seda tüüpi side on lihtsate metallide iseloomulik.

Metallsideme moodustumise protsessi olemus on järgmine: Metal aatomid annavad kergesti valentsi elektronid ja muutuvad positiivseks laetud ioonideks. Suhteliselt vaba elektronid, mis ulatuvad aatomitest, liikuge metallide väljaulatuvate ioonide vahel. Nende vahel on metallühendus, st elektronid, kuna see oli metallide kristall-leic-lahingu positiivsed ioonid.

Vesiniku side.

Ühe molekuli vesiniku aatomite ja tugeva elektronegatiivse elemendi vesiniku aatomite vahel moodustatud side (O, N, F) teine molekul nimetatakse vesiniku sidemeks.

Võib tekkida küsimus: miks täpselt vesinik moodustab sellise konkreetse keemilise suhte?

Seda seletab asjaoluga, et vesiniku aatomiraadius on väga väike. Lisaks sellele, kui ümberasustatud või täis oma ühe elektroni, vesinik omandab suhteliselt kõrge positiivse laengu, mille tõttu vesiniku ühe molekuli interakteerub aatomite elektronegatiivsete elementide osalise negatiivse laenguga teiste molekulide koostises (HF, H2 O, NH 3).

Mõtle mõned näited. Tavaliselt kujutavad me vee koostist keemilise valemiga H2 O. Kuid see ei ole täpselt täpne. Vesi (H2O) N valemiga (H20) N kujundamine oleks õigem, kus n \u003d 2,3,4 jne. See on tingitud asjaolust, et üksikud veemolekulid on omavahel ühendatud vesiniku sidemetega.

Punktide määramiseks valmistatakse vesiniku side. See on palju nõrgem kui ioon- või kovalentne sideme, kuid tugevam kui tavaline intermolekulaarne koostoime.

Vesiniku sidemete olemasolu selgitab vee suurenemist temperatuuri vähenemisega. See on tingitud asjaolust, et kui temperatuur väheneb, tugevdatakse molekulid ja seetõttu väheneb nende pakendi tihedus.

Orgaanilise keemia õppimisel tekkis selline küsimus: miks alkoholide keemistemperatuur on palju kõrgem kui vastavad süsivesinikud? Seda seletatakse asjaoluga, et vesinikuvõlakirjad moodustuvad alkoholi molekulide vahel.

Alkoholide keemistemperatuuri tõus esineb ka nende molekulide laienemise läheduses.

Vesiniku side on iseloomulik ka paljudele teistele orgaanilistele ühenditele (fenoolid, karboksüülhapped jne). Orgaanilise keemia ja üldise bioloogia kursustest teate, et vesiniku kommunikatsiooni olemasolu seletab valkude sekundaarse struktuuri, DNA topeltrixi struktuuri, st tasuta kompenseerimisnäitaja.