Kovalentne keemiline side, selle sordid ja haridusmehhanismid. Kovalentse võlakirja (polaarsuse ja kommunikatsiooni energia) omadused. Ioonühendus. Metallühendus. Vesiniku side

Keemilise side doktriin on kõigi teoreetilise keemia alus.

Keemilise side all mõistab sellist aatomite koostoimet, mis seob need molekulide, ioonide, radikaalide, kristallide.

Keemiliste sidemete puhul on neli tüüpi: ioonne, kovalentne, metall ja vesinik.

Keemiliste võlakirjade jaotus tüüpidele sõltub loodusest, kuna neid kõiki iseloomustab teatud ühtsus.

Ionic suhtlemist saab vaadelda kui äärmusliku kovalentse Polari kommunikatsiooni puhul.

Metallvõimsus ühendab aatomite kovalentne interaktsiooni kommunaaltervattega ja nende elektronide ja metalli ioonide elektrostaatilise atraktiivsuse abil.

Ainetes ei ole sageli piiranguid keemilise side (või puhta keemiliste sidemete) juhtumeid.

Näiteks $ LIF-i liitiumfluoriidi viidatakse ioonsetele ühendustele. Tegelikult on link $ 80% $ IONIC ja $ 20% kovalentne. Seetõttu on õigem, seetõttu on ilmselge, et rääkida keemilise side polaarsuse astest (ioonsus).

HF-HCL-HBR-HBR-HB HF-HCL-HCB-HBR-HE-HT-HT $ on vähendatud $ HF-HCL-HBr-Hi-Hi-HT-i polaarsuse tasemeni, sest erinevus Halogeenide ja vesinikuaatomite elektronektiivsus väheneb ja assotsiatsioon muutub peaaegu mitte-polaarseks $ (EO (H) \u003d 2.1; EO (at) \u003d 2,2) $.

Samas ainetes võib sisalduda erinevad võlakirjad, näiteks:

  1. põhineb: hapniku ja vesiniku aatomite vahel hüdroksorühmades, polaarse kovalentse ühendamine ja metalli ja hüdroksoüüdi vahel;
  2. hapniku sisaldavate hapete soolades: happejäägi mittemetaliaatomi ja hapniku vahel - kovalentse polaarse ja metalli ja happejäägi vahel - ioonse;
  3. ammooniumsoolades, metüümmesonas jne.: lämmastiku ja vesiniku aatomite - kovalentse polaarse ja ammooniumioonide või metüülampooniumi ja happejäägi vahel - ioonse;
  4. metallide peroksiidid (näiteks $ Na_2o_2) on hapniku aatomite vaheline ühendus kovalentne, mittepolaarne ja metalli ja hapniku vahel jne.

Erinevad ühendused võivad liikuda üksteisele:

- elektrolüütilise dissotsiatsiooniga kovalentsete ühendite vees on kovalentne polaarne ühendus ioonse;

- Metallide aurustamisega muutub metallide sideme kovalentseks mittepolaarseks jne.

Kõigi keemiliste sidetüüpide ühtsuse ühtsuse põhjus on nende identsed keemilised looduse - elektron-tuuma koostoime. Keemiliste sidemete moodustumine igal juhul on aatomite elektron-tuuma koostoime tulemus kaasas energia vabanemisega.

Kovalentsete sidevahendite hariduse meetodid. Kovalentsed kommunikatsiooni omadused: pikkus ja kommunikatsiooni energia

Kovalentne keemiline side on aatomite vahel tekkinud sideme ühiste elektrooniliste paaride moodustumise kaudu.

Sellise ühenduse haridusmehhanismi saab vahetada ja doonori aktseptor.

I. Vahetatav mehhanism See toimib, kui aatomid moodustavad üldisi elektroonilisi paare, mis on tingitud paaritute elektronide liidu tõttu.

1) $ H_2 $ - vesinik:

Side tekib tingitud moodustumise tõttu kokku elektronpaar $ s $ -electrons vesinikuaatomite (kattuvad $ S $ -rbitals):

2) $ HCL $ - kloriid:

Teatises tekib tingitud üldise elektronipaari moodustamisest $ S-$ ja $ P- $ elektronide (kattuvad $ S-P- $ orbitals):

3) $ CL_2 $: kloori molekulis moodustub kovalentne sideme tõttu väljamõeldud $ p-$ elektronide (kattuvad $ p-p-$ orbitals):

4) $ n_2 $: kolm üldist elektroonilist paari moodustuvad aatomite vahelises nitroomimolekulis:

II. Doonori aktseptori mehhanism Haridus kovalentne side Kaaluge ammooniumi ION $ NH_4 ^ + $ näitel.

Doonoril on elektrooniline paar, aktseptor on vaba orbitaal, mida see paar võib hõivata. Ammooniumi ioonis on kõik neli vesinikuaatomitega sidemeid kovalentne: kolm olid moodustatud lämmastikuaatomi ja vesiniku aatomite ühiste elektrooniliste paaride loomise tõttu vahetusmehhanismile, üks - vastavalt doonor-aktseptori mehhanismile.

Kovalentseid sidemeid saab klassifitseerida vastavalt elektrooniliste orbitaalsete kattuvuse meetodile, samuti kuvab need ühele seondumata aatomitest.

Keemilised sidemed, mis tulenevad elektrooniliste orbitaalsete kattuvatest kommunikatsioonijoonest kuni $ σ $ - side (Sigma võlakirjad). Sigma-side on väga vastupidav.

$ P- $ Orbital saab kattuda kahes valdkonnas, moodustades kovalentne ühendus tõttu külgmise kattumise:

Keemilised sidemed, mis tulenevad elektrooniliste orbitaalide "külgmisest" katmisest väljaspool kommunikatsiooniliini, st kahes valdkonnas, mida nimetatakse $ π $ - side (PI-võlakirjad).

Kõrval nihkumise aste Üldised elektroonilised paarid ühele kovalentse võlakirjaga seotud aatomitele võivad olla polaarne ja notosar.

Kovalentne keemiline side, mis on moodustatud aatomite vahel sama elektronegiistaga, kutsusid notosar. Elektroonilised paare ei nihutatud mis tahes aatomile, sest Aatomitel on sama EO - vara hilinemise valents elektronide teiste aatomite ise. Näiteks:

need. Kovalentse mitte-polaarse ühenduse kaudu moodustub lihtsate ainete mittemetallide molekulid. Kovalentne keemiline side elementide aatomite vahel, mille elektroonikat erinevad polar.

Kovalentne pikkus ja energia.

Iseloomulik kovalentsed võlakirjaomadused - selle pikkus ja energia. Pikkuside kommunikatsioon - See on vahemaa aatomite tuuma vahel. Keemiline side on selle pikkusest tugevam. Siiski on ühenduse tugevuse mõõt kommunikatsioon energiamis määratakse suhtlemiseks vajaliku energia kogus. Seda mõõdetakse tavaliselt KJ / Mol. Seega moodustavad eksperimentaalsete andmete kohaselt vastavalt $ H_2 molekulide suhtlemise pikkus, CL_2 $ ja $ N_2 $, $ 0,074, 0,198 $ ja $ 0,109 $ Nm ning side energia on vastavalt $ 436, $ 242 ja $ 946 CJ / MOL.

Ioonid. Ioonide kommunikatsioon

Anname ette kujutada, et on olemas kaks aatomit: aatomi metalli i grupi ja mitte-metallo rühma rühma. Metal-aatomi juures välise energia tasemel on ainus elektron ja Nemmetali aatom on vaid üks elektron, nii et selle väline tase on lõpetatud.

Esimene aatom annab teisele oma kaugemale tuumas ja elektroniga seotud elektroni ja teine \u200b\u200bannab talle vaba koha oma välise elektroonilise taseme juures.

Siis aatom, millel puudub üks tema negatiivne tasu, muutub positiivselt laetud osakese ja teine \u200b\u200bmuutub negatiivselt laetud osakese tõttu saadud elektronide tõttu. Selliseid osakesi kutsutakse ioonid.

Ioonide vahel tekkiva keemilise sideme nimetatakse iooniks.

Kaaluge selle seose teket hästi sõbraliku naatriumkloriidi ühendi (naatriumalauad) näitel:

Aatomite ümberkujundamise protsess ioonidesse on kujutatud diagrammis:

Selline aatomite konversioon ioonidesse esineb alati tüüpiliste metallide ja tüüpiliste mittemetallide aatomite koostoimetes.

Mõelge algoritmi (järjestus) põhjenduste algoritmi (järjestus) ioonse kommunikatsiooni moodustamise salvestamisel, näiteks kaltsiumi ja kloori aatomite vahel:

Aatomite või molekulide arvu näitavad arvud koefitsiendidja numbrid, mis näitavad aatomite arvu või ioonide arvu molekuli kõne indeksid.

Metallist side

Me tutvume sellega, kuidas metallielementide aatomid suhtlevad. Metallid on tavaliselt olemas isoleeritud aatomite kujul, kuid tükkide, valusate või metalltoodete kujul. Mis hoiab metalli aatomeid ühes koguses?

Aatomid enamik metallide välise tasandil sisaldavad väikest arvu elektronide arv - $ 1, 2, 3 $. Need elektronid on kergesti eraldatud ja teesid konverteeritakse positiivseteks ioonideks. Eraldi elektronid liiguvad ühest ioonist teise, sidudes neid üheks tervikuks. Ioonide ühendamine, need elektronid moodustavad ajutiselt aatomite, seejärel jätke uuesti ja ühendatud teise iooniga jne. Järelikult konverteeritakse metalli mahus aatomite pidevalt ioonideks ja vastupidi.

Teatises metallide vahel ioonide vahel ühiste elektronide abil nimetatakse metallist.

Joonis skemaatiliselt näitab naatriummetalli fragmendi struktuuri.

Samal ajal seondub väike hulk komisjoni elektroneid suure hulga ioone ja aatomeid.

Metallist kommunikatsioonil on mõningane sarnasus kovalentsega, kuna see põhineb elektronide liidul välisena. Kuid kovalentse ühenduses on tavalised ainult kahe naaber aatomi välised paaritu elektronid, samas kui kõik aatomid osalevad metallist sidevahendites nende elektronide avaldamisel. Sellepärast kristallid, mille kovalentne sideme habras ja metalliga, reeglina, plastikust, elektriliselt juhtiv ja metallist sära.

Metallväide on iseloomulik nii puhas metallide kui ka erinevate metallide segud - sulamid tahketes ja vedelates riikides.

Vesiniku side

Keemiline side ühe molekuli (või selle osa) positiivselt polariseeritud vesiniku aatomite ja tugevalt elektronegatiivsete elementide negatiivselt polariseeritud aatomite negatiivselt polariseeritud aatomitega, millel on lutise elektrooniline paar ($ F, O, N $ ja vähem $ ja $), \\ t Teine molekul (või selle osad) nimetatakse vesinikuks.

Vesingeniladurite moodustumise mehhanismil on osaliselt elektrostaatiline, osaliselt doonor-aktseptori iseloom.

Näited vaheseisuliste vesiniku sidemete kohta:

Kui sellist sidet on olemas, võivad isegi madala molekulmassiga ained olla vedelike normaalsetes tingimustes (alkohol, vesi) või kergesti veeldatud gaaside (ammoniaagi, fluoriidi vesiniku) all.

Molekulaarne kristallvõrgul on molekulaarsed kristalsed sidemed.

Molecular ja mitte-elastsed ained. Kristallvõre tüüp. Sõltuvus ainete omadustest nende koostisest ja struktuurist

Molecular ja mitte-molekulaarse struktuuri ainete

Keemiliste interaktsioonide jaoks ei tule eraldi aatomeid ega molekule, vaid aineid. Aine antud tingimuste alusel võib olla ühes kolmest agregaatidest: tahke, vedela või gaasiline. Aine omadused sõltuvad ka selle keemilise sideme olemusest osakeste vaheliste osakeste vahel - molekulid, aatomid või ioonid. Teatise tüübi järgi eristatakse molekulaarse ja mitte-eetika ained.

Molekulide koosnevaid aineid kutsutakse molekulaarsed ained. Selliste ainete molekulide vahelised sidemed on väga nõrgad, palju nõrgemad kui molekuli sees olevad aatomite vahel ja juba suhteliselt madalatel temperatuuridel purunevad nad - aine muutub vedelikuks ja lisaks gaasi (joodi sublimatsioon). Molekulidest koosnevate ainete sulamine ja keemistemperatuurid suurenevad molekulmassi suurenemisega.

Et molekulaarsed ained Tuumastruktuuriga ained ($ C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W) kuuluvad ained hõlmavad nende hulgas metalle ja mittemetalle.

Kaaluma füüsikalised omadused leelismetallid. Ühenduse suhteliselt väike tugevus aatomite vahel on põhjustatud madal mehaaniline tugevus: leeliselised metallid on pehmed, kergesti lõigatud nuga.

Suured aatomite suurused toovad kaasa leelismetallide väikese tiheduse: liitium, naatrium ja kaalium, isegi lihtsam kui vesi. Leelismetallide rühmas väheneb keetmine ja sulamistemperatuur elemendi järjestuse arvu suurenemisega, sest Aatomite suurus suureneb ja lõdvestab.

Ainetele nemolekulaarne Hooned hõlmavad ioonseid ühendeid. Enamik metallühenditest mittemetallidega on selline hoone: kõik soolad ($ NaCl, K_2SO_4 $), mõned hüdriidid ($ Lih $) ja oksiidid ($ Cao, MGO, FEO $), Base ($ Naoh, Koh $ ). Ioon (neeldulaarne) ainetel on kõrge sulamistemperatuur ja keemistemperatuur.

Kristallvõrgud

Aine on tuntud võib esineda kolmes agregaadis: gaasiline, vedelik ja tahke aine.

Tahked ained: amorfne ja kristalne.

Mõtle, kuidas keemiliste sidemete omadused tahkete ainete omadustele mõjutavad tahkete ainete omadusi. Tahked ained on jagatud kristallja Amorfne.

Amorfsetes ainetes ei ole selge sulamistemperatuuri - kuumutamisel, nad järk-järgult pehmendavad ja lähevad vedeliku olekusse. Amorfses olekus asuvad näiteks plastiliin ja erinevad vaigud.

Kristallilisi aineid iseloomustab nende osakeste õige asukoht, millest need koosnevad: aatomid, molekulid ja ioonid - rangelt määratletud ruumipunktides. Nende punktide ühendamisel moodustatakse ruumiline raam sirged jooned, mida nimetatakse kristallvõreks. Punktid, kus kristallide osakesed paigutatakse, nimetatakse võre sõlmedeks.

Sõltuvalt kristallvõre kontekstides asuvate osakeste tüübist ja nende vaheliste suhete olemust iseloomustab neli tüüpi kristallvõrgud: ioonsed, aatomi, molekulaarne ja metallist.

Ioonsed kristallvõrgud.

Ioonne Kõne kristallvõrgud, mille sõlmedes on ioonid. Need moodustavad aineid ioonsemetiga, mis võivad olla seotud nii tavaliste ioonidega $ na ^ (+), Cl ^ (-) $ ja kompleksse $ SO_4 ^ (2-), ^ - $. Järelikult on ioonkristallvõimed soolad, mõned metallide oksiidid ja hüdroksiidid. Näiteks naatriumkloriidi kristall koosneb vahelduvate positiivsete ioonide $ na ^ + $ ja negatiivne $ cl ^ - $ moodustades grid kujul kuubik. Lingid ioonide vahel sellises kristallides on väga stabiilsed. Seetõttu iseloomustavad ioonvõla ained suhteliselt kõrge kõvaduse ja vastupidavusega, nad on tulekindlad ja mitte-lenduvad.

Aatomi kristallvõrgud.

Aatomi- Loo kristallvõllid, mille sõlmedes on eraldi aatomid. Sellistes laatides on aatomid omavahel väga tugevad kovalentsed sidemed. Näide ainete sellise tüüpi kristalne võre võib olla teemant - üks allotroopsete süsinikumudelite.

Enamik aineid aatomakristallvõrgul on väga kõrge sulamistemperatuurid (näiteks teemant on üle $ 3500 ° C $), nad on vastupidavad ja kõvad, praktiliselt lahustumatud.

Molecular Crystal Latteces.

Molekulaarne Kristallvõrgud nimetatakse selle sõlmedes, millised molekulid asuvad. Nende molekulide keemilised sidemed võivad olla polar ($ HCL, H_2O $) ja mittepolaarne ($ N_2, O_2 $). Vaatamata sellele, et aatomid molekulide sees on seotud väga tugevate kovalentsete sidemetega molekulide vahel ise nõrgad Intermolekulaarne atraktsioon. Seetõttu on molekulaarsete kristallilistes laulistes ainetel madala kõvadus, madala sulamistemperatuure, lenduv. Kõige tahkete orgaaniliste ühenditega on molekulaarsed kristallvõrgud (naftaleen, glükoos, suhkur).

Metallkristallvõrgud.

Metalliühenduse ainetel on metallist kristallvõrgud. Selliste täiteainete sõlmedes on aatomid ja ioonid (siis aatomid, siis ioonid, milles metall aatomid muundavad kergesti, andes nende välistele elektronidele "üldiseks kasutamiseks"). Selline metallide sisemine struktuur määrab nende iseloomulike füüsikaliste omaduste: kummaline, plastilisus, elektriline ja soojusjuhtivus, iseloomulik metallist sära.

.

Te teate, et aatomeid saab üksteisega kombineerida haridusega nii lihtsate ja komplekssed ained. 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 keemiline valem H 2 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). Orgaanilistest keemia kursustest ja Üldine bioloogia Te teate, et vesiniku side olemasolu on seletatav valkude sekundaarse struktuuriga, DNA topeltbilari struktuuri, st kompenseerimisnäitaja.

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.

Butlerovi teooria selgitas kemikaalide omadusi mitte ainult nende koostise, 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 liiga vähe andmeid sisemine struktuur Ained. 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

Jätkusuutlik keemiline ühend Seda saab 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. Kovalentsete võlakirjade tulemusena loodud ained ei ole tavaliselt läbi viidud elektrienergia 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 olevate ioonide atraktiivsuse jõud peaks olema suurem kui samade laetud osakeste ümberpöörav jõud, mis on seotud ioon-tüüpi ühendiga .

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 fluori hüdraulilise molekulis nihkub üldine elektrooniline pilv nii fluori suunas, et selle aine aatomi ümbritsev ruum on küllastunud negatiivse elektriväljaga. 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 metallide elektronide vaba liikumine, mis suudavad selgitada metalliliste ainete füüsikalisi omadusi: elektrijuhtivus, soojusjuhtivus, tugevus, siledus ja teised.

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. Täpselt sama elektrooniline konfiguratsioon Fluoro omandab, aktsepteerides ühe naatriumi poolt ühe elektroni. 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 tahked ained moodustavad ioonse kristallvõrgud, millel on kõrge sulamistemperatuur ja keemistemperatuur, nad on väga päikeseenergia, sageli soolalahus vesilahused elektriliselt juhtiv. 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 jaoks 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 + sümboli kirjutamise lihtsuse eest.

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).

Joonis 10 - orientatsiooni koostoime

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).

Joonis 11 - induktsiooni koostoime

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).

Joonis 12 - dispersiooni koostoime

Enamiku elementide aatomeid ei eksisteeri eraldi, kuna need võivad üksteisega suhelda. Sellisel juhul moodustatakse keerukamad osakesed koostoimed.

Keemilise võlakirja olemus seisneb elektrostaatiliste jõudude tegevusest, mis on elektriliste tasude vahelise suhtluse jõud. Sellistel tasudel on aatomite elektronid ja tuumad.

Välise elektroonilise taseme (Valence Elektronid) asuvad elektronid on kõik tuumast, nõrgemad kui kõik sellega suhtleb, mis tähendab, et nad võivad tuumalt eemale murda. Nad vastutavad aatomite seondumise eest üksteisega.

Koostoime tüübid keemia

Keemilise sideme tüüpe saab esindada järgmises tabelis:

Ioonühenduse iseloomulik

Keemiline koostoime, mis on moodustatud ioonide atraktsioonmillel on erinevad maksud, mida nimetatakse iooniks. See tekib siis, kui seondunud aatomitel on elektronegatiivse oluliselt erinev (st elektronide meelitamine) ja elektronpaar liigub elektronegatiivse elemendiga. Sellise elektroni ülemineku tulemus ühest aatomist teise on laetud osakeste moodustumine - ioonid. Nende vahel ja atraktsioon tekib.

Elektronegatiivsuse väikseimad näitajad tüüpilised metallidJa suurimad - tüüpilised mittemetallid. Seega moodustub ioonid tüüpiliste metallide ja tüüpiliste mittemetallide vaheliste suheldes.

Metalli aatomid muutuvad positiivselt laetud ioonideks (katioonideks), andes välise elektroonilise taseme elektroni ja mittemetalle elektronid, keerates sel viisil negatiivne laetud ioonid (anioonid).

Aatomid lähevad jätkusuutlikumaks energiatingimus, Täites oma elektroonilisi konfiguratsioone.

Ioonne suhe on mittesuunaline ja mitte küllastada, kuna elektrostaatiline interaktsiooni esineb vastavalt kõigis suundades, võib ioon kõikides suundades meelitada vastasmärgi ioone.

Ioonide asukoht on see, et igaüks on teatud arvu vastassuunas laetud ioone. Ioonühendite mõiste "molekul" mõiste see ei ole loogiline.

Hariduse näited

Side moodustumine naatriumkloriidi (NaCl) on tingitud elektronide edastamisest Naatomile Cl aatomile vastavate ioonide moodustamiseks:

Na 0 - 1 E \u003d Na + (katioon)

Cl 0 + 1 E \u003d Cl - (anioon)

Naatriumkloriidi naatriumkloriidis naatriumi katioonide ümber on kuus kloori aniooni ja iga kloori iooni ümber on kuus naatriumitoone.

Kui aatomite vastastikmõju baariumsulfiidi vahel esineb järgmised protsessid:

BA 0 - 2 E \u003d BA 2+

S 0 + 2 E \u003d S 2-

VA annab oma kahe elektronide ainsa tulemuse tõttu väävli anioonid S 2- ja BARY katioonide BA 2+ on moodustatud.

Metallist keemiline side

Metallide välise energiataseme elektronide arv on väike, need on kernelist kergesti eraldatud. Sellise eraldamise tulemusena moodustuvad metallist ja vaba elektronid. Neid elektrone nimetatakse "elektrooniliseks gaasiks". Elektronid liiguvad vabalt mööda metalli mahtu ja siduvad aatomitest pidevalt ja eraldatud.

Metallist aine struktuur on selline: kristallvõre on välimine aine ja selle sõlmede vahel võivad elektronid vabalt liikuda.

Järgnevatel näideteks on võimalik esitada:

Mg - 2e.<-> Mg 2+

CS - E.<-> CS +.

Ca - 2e.<-> Ca 2+.

Fe - 3E.<-> Fe 3+

Kovalentne: polaarne ja mittepolaarne

Kõige tavalisem keemilise koostoime tüüp on kovalentne side. Koostoimete sisenevate elementide elektronegüüdiasutuste väärtused ei ole sellega seoses järsult teravalt, ainult elektronelatiivse aatomi ümberasustamine.

Kovalentset interaktsiooni saab moodustada vahetusmehhanismi või doonorite aktseptori poolt.

Vahetusmehhanismi rakendatakse, kui iga aatomit on välise elektroonilise taseme väliste elektrooniliste elektrooniliste elektronide jaoks ja kattuvad aatomite orbitaalid toovad kaasa mõlemale aatomile kuuluvatele elektronidele. Kui ühel aatomitel on välise elektroni tasandil elektronide paar ja teine \u200b\u200bon tasuta orbitaalne, siis on aatomite orbitaalide kattumisel sotsiaalne paar ja koostoime doonori aktseptori mehhanismis.

Kovalentne eraldatakse mitmekesisusega:

  • lihtne või üksik;
  • kahekordne;
  • kolmekordne.

Kahekordsed pakuvad korraga kahe elektronide paari sotsialiseerumist ja kolmekordset kolmest.

Elektroonilise tiheduse (polaarsuse) jaotuse kohta kovalentsete võlakirjade vahel on seonduvad aatomid jagatud:

  • mittepolaarne;
  • polar.

Mittepolaarse kommunikatsiooni moodustavad sama aatomite ja polaarse elektronegatiivsusega.

Aatomite koostoimet elektronegavuse lähedale nimetatakse mitte-polaarseks sideks. Sellise molekuli üldine elektronide paar ei meelitata ühtegi aatomit, vaid kuulub võrdselt mõlemale.

Elektronegatsiooni erineva elementide koostoime põhjustab polaarsete sidemete moodustumist. Ühised elektroonilised paarid seda tüüpi interaktsiooni meelitatakse elektronegatiivse elemendiga, kuid nad ei lähe täielikult täielikult (st Ioonide moodustumine ei toimu). Sellise nihke tõttu elektronide tiheduse aatomite osalisi tasusid ilmuvad: elektronegatiivse - negatiivse tasu ja vähem - positiivne.

Kovalesta omadused ja omadused

Kovalentse sideme peamised omadused:

  • Pikkus määratakse interakteeruvate aatomite tuuma vahelise vahemaaga.
  • Polaarsus määratakse kindlaks elektroonilise pilve nihkumine ühele aatomile.
  • Fookus - kommunikatsiooniruumis orienteeritud kinnisvara sepistamine ja seega teatavate geomeetriliste kujudega molekulid.
  • Küsimustes määratakse võime moodustada piiratud arv ühendusi.
  • Polaalibility määrab võime muuta polaarsust välise elektrivälja tegevuse all.
  • Selle tugevuse määramise ühenduse hävitamiseks vajalikku energiat.

Näide kovalentse mittepolaarse koostoime võib olla vesinikmolekulide (H2), kloori (CL2), hapniku (O2), lämmastiku (N2) ja paljud teised.

H · + · h → H-H molekul Tal on üks mittepolaarne ühendus

O: +: O → O \u003d O molekulil on kahekordne mittepolaarne,

Ṅ: + ṅ: → N≡N molekulil on kolmekordne mittepolaarne.

Kovalentse näidetena keemilised elemendid Süsinikdioksiidi molekulide (CO2) ja süsinikmonooksiidi (CO) gaasi, vesiniksulfiidi (H2S) võib manustada, vesinikkloriidhappe (HCl), vesi (H2O), metaan (CH4), vääveloksiidi (SO2) ja paljud teised.

CO2-molekulis on süsiniku- ja hapniku aatomite vaheline suhe kovalentne polaarne, sest rohkem elektronegatiivset vesinikku meelitab elektrontihedust ise. Oxygenil on kaks kaugemata elektron Välistasandil ja süsinik võib ette näha koostoime moodustamise nelja valentsi elektroni. Selle tulemusena näeb välja kaksiksidemed ja molekul: o \u003d c \u003d o.

Ühe või teise molekuli teatise tüübi kindlaksmääramiseks piisab selle kaalumiskomponentide kaalumiseks. Lihtsad ained Metallid moodustavad metall, metallid mittemetallidega - ioonsed, mittemetallilised ained - kovalentne mittepolaarsed ja molekulid, mis koosnevad erinevatest mittemetallidest, moodustavad kovalentse polaarse sidemega.