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 järgmised kemikaalid: kovalentne (Polar ja mittepolaarne; vahetus ja doonor-aktseptor), ioonne, vesinik ja metallist.

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

1) Vahetatav mehhanism . Iga aatom annab ühele paaritule elektronile ühise elektroonilise paari:

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

Keemiliste ühenduste omadused

Keemilise side doktriin on kõigi teoreetilise keemia alus. Keemilise side all mõistab sellist aatomite koostoimet, mis seob need molekulide, ioonide, radikaalide, kristallide. Keemilised sidemed on neli tüüpi: ioonsed, kovalentsed, metall- ja vesinik. Samades ainetes võib sisalduda erinevad sidemed.

1. Põhjusel: hapniku ja vesiniku aatomite vahel hüdroksorühmades on ühendus polaarse kovalentse sideme ja metalli ja hüdroksochizizatsiooni vahel - ioonsed.

2. Soolade soolade hapniku sisaldavate hapete vahel: nemetaalse aatomi ja hapniku happejäägi - kovalentse polaarse ja metalli ja happejäägi vahel - ioonsed.

3. Ammooniumsoolades, metmomononias jne aatomite vahel lämmastiku ja vesiniku vahel on kovalentne polaarne ja ammooniumioonide või metüülampooniumi ja happejäägi vahel - ioonse.

4. Metallide peroksiidid (näiteks Na2O2) on hapniku aatomite vaheline ühendus kovalentne, mittepolaarne ja metalli ja hapniku vahel - ioonsed 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.

Kovalentse hariduse meetodid

Kovalentne keemiline side- See on aatomite vahel, mis tuleneb aatomite vahel ühiste elektrooniliste paaride moodustamise kaudu.

Kovalentsed ühendid on tavaliselt gaasid, vedelikud või suhteliselt madalad vedeliku tahked ained. Üks harvadest eranditest on teemant, mis sulab üle 3500 ° C. Seda seletab teemandi struktuuriga, mis on kovalentselt seotud süsinikuaatomite tahke võrk, mitte üksikute molekulide kombinatsioon. Tegelikult on iga teemantkristall, olenemata selle suurusest, üks tohutu molekul.

Kovalentne võlakiri tekib kahe mittemetalli aatomi elektronide ühendamisel. Struktuur toimus molekuli.

Sellise ühenduse moodustumise mehhanismi võib vahetada ja doonori aktseptor.

Enamikul juhtudel on kaks kovalentselt seotud aatomit erinevat elektronektiivsust ja ühenduse elektronid ei kuulu võrdselt kahele aatomile. Enamasti on nad lähemal ühele aatomile kui teised. Kloriidi molekulis asuvad näiteks kovalentse sideme moodustavad elektronid kloori aatomile lähemale, kuna selle elektronegility on kõrgem kui vesinik. Siiski ei ole elektronide meelitamiseks erinevus nii suur, nii et kogu elektronide ülekandmine toimus vesinikuaatomist kloori aatomile. Seetõttu võib vesiniku ja kloori aatomite vahelist suhet pidada ioonide sideme (täieliku elektronide ülekande) ja mitte-polaarse kovalentse sidemena (kahe aatomi vaheliste elektronide sümmeetriline paigutus) vahel. Aatomite osaline tasu on näidatud kreeka kirjaga δ. Sellist ühendust nimetatakse polaarse kovalentse sidemeks ja kloroolori molekuli öeltakse, et see on polaarne, st sellel on positiivselt laetud ots (vesinikuaatom) ja negatiivselt laetud ots (kloori aatom).

1. Vahetusmehhanismi toimib, kui aatomid moodustavad üldise elektroonilise paari kombineerimise teel kuivamata elektronid.

1) H2 - vesinik.

Suhtlemine tekib vesinikuaatomite üldise elektronipaari S-elektronide moodustamise tõttu (kattuvad S-orbitals).

2) HCl - kloriid.

Suhtlemine tekib üldise elektronipaari moodustumise tõttu S- ja P-elektronidest (kattuvad S-R-orbitals).

3) Cl 2: kloori molekulis moodustavad kovalentse sidemed läbipaarmata p-elektronid (kattuvad p-orbitaalid).

4) N \u200b\u200b2: Aatomite vahelise nitroomi molekulis moodustatakse kolm üldist elektroonilist paari.

Doonor-aktseptori kovalentne sideharidusmehhanism

Doonor on elektrooniline paar aktseptor- tasuta orbitaal, et see paar võib võtta. 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. Kovalentsed võlakirjad liigitatakse elektrooniliste orbitaalsete kattumise meetodi kohaselt, samuti kuvab need ühele seondunud aatomitele. Keemilised sidemed, mis tulenevad elektrooniliste orbitaalsete kattuvate elektrooniliste orbitaalsete üle σ - side (Sigma-lingid). Sigma-side on väga vastupidav.

p-orbitaalid võivad kattuvad kahes valdkonnas, moodustades kovalentse seose külgmise kattuvuse tõttu.

Keemilised sidemed, mis tulenevad elektrooniliste orbitaalsete kattumisest väljaspool kommunikatsiooniliini, st kahes valdkonnas, nimetatakse PI võlakirjadeks.

Vastavalt ühiste elektrooniliste paaride nihkumise tasemele võib kovalentne side olla polaarne ja mittepolaarne ühendus ühe nendega seotud aatomiga. Kovalentne keemiline sidemed aatomite vahel sama elektroneghususega nimetatakse mitte-polaarseks. Elektroonilisi paare ei nihutatud ükskõik millisele aatomile, kuna aatomitel on sama elektronelatiivsus - vara, et viivitada teiste aatomite valentsi elektroni. Näiteks,

i.E. kovalentse mittepolaarse side, lihtsate ainete molekulide-mittemetalov moodustuvad. Kovalentne keemiline side elementide aatomite vahel, mille elektronegavus erineb polaarseks.

Näiteks NH3 ammoniaak. Lämmastik on rohkem elektronegatiivset elementi kui vesinik, nii et üldised elektroonilised paarid nihutatakse selle aatomile.

Kovalentsed kommunikatsiooni omadused: pikkus ja kommunikatsiooni energia

Kovalentse sideme iseloomulikud omadused on selle pikkuse ja energia. Side pikkus on aatomite tuuma vaheline kaugus. Keemiline side on selle pikkusest tugevam. Kommunikatsioonitugevuse mõõt on siiski siduv energia, mis määrab suhtlemise purustamiseks vajaliku energia suurusega. Seda mõõdetakse tavaliselt KJ / Mol. Niisiis, vastavalt eksperimentaalsetele andmetele on molekulide H2, Cl2 ja N2, Cl2 ja N2 kommunikatsioon pikkus vastavalt 0,074, 0,198 ja 0,109 nm ja seonduvanergia on vastavalt 436, 242 ja 946 kJ / mol.

Ioonid. Ioonide kommunikatsioon

Aatomi puhul on okteti reegel kuuletuma kaks peamist võimalust. Esimene neist on ioonikommunikatsiooni moodustumine. (Teine on haridus kovalentse ühenduse, arutatakse allpool). Ioonseühenduse moodustumisel kaotab metalli aatom elektronide ja nenetaalse aatomi omandab.

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 nimetatakse ioonideks.

See on ioonide vahel tekkiva keemiline side. Arvud, mis näitavad aatomite arvu või molekulide arvu, nimetatakse koefitsientideks ja numbrid, mis näitavad molekuli aatomite arvu või ioone arvu, mida nimetatakse indeksiteks.

Metallist side

Metallidel on konkreetsed omadused, mis erinevad teiste ainete omadustest. Sellised omadused on suhteliselt kõrge sulamistemperatuurid, võime kajastada valgust, kõrget soojust ja elektrijuhtivust. Need funktsioonid on kohustatud metallide olemasolu olema spetsiaalne side tüüp - metallist side.

Metallist side on suhted positiivsete ioonide vahel metallkristallide, viidi läbi elektronide meelitamisega vabalt liikudes mööda kristalli. Aatomid kõige metallide välise tasandil sisaldavad väikest arvu elektronide arv - 1, 2, 3. Need elektronid kergesti välja tullaja aatomid konverteeritakse positiivseks iooniks. Eraldi elektronid liiguvad ühest ioonist teise, sidudes neid üheks tervikuks. Ioonidega ühendamine, need elektronid moodustavad ajutiselt aatomite, siis nad jälle välja ja ühendavad teise iooniga jne. Protsess on lõpmata, mida saab skemaatiliselt kujutada sellist:

Järelikult konverteeritakse metalli mahus aatomite pidevalt ioonideks ja vastupidi. Teatises metallide vahel ioonide vahel ühiste elektronide abil nimetatakse metallist. Metallist kommunikatsioonil on mõningane sarnasus kovalentsega, kuna see põhineb väliste elektronide üldistamisel. Kuid kovalentse ühenduses on tavalised ainult kahe naaber aatomi välised paaritu elektronid, samas kui kõik aatomid osalevad metallist sidevahendites nende elektronide avaldamisel. Sellepärast kristallid kovalentse sideme habras ja metallist, reeglina, plastist, elektriliselt juhtiv ja metallist sära.

Metallväide on iseloomulik nii puhas metallide kui ka erinevate metallide segud - sulamid tahketes ja vedelates riikides. Kuid auruses metall-aatomid on ühendatud kovalentse sidemega (näiteks naatriumipaarid täidavad kollase valguse lambid suurte linnade tänavate valgustamiseks). Metallpaarid koosnevad eraldi molekulidest (üksik andmesse ja ductomy).

Metalli sidemed erinevad kovalentsest, ka tugevuse järgi: selle energia on 3-4 korda väiksem kui kovalentse side energia.

Kommunikatsiooni energia on keemilise pausi jaoks vajalik energia kõigis molekulides moodustavate molekulide moodustamisel. Kovalentsete ja ioonsete sidemete energia on tavaliselt kõrge ja moodustab suurusjärku 100-800 kJ / mol.

Vesiniku side

Keemiline side positiivselt polariseeritud vesiniku aatomid ühe molekuli (või selle osad) ja negatiivselt polariseeritud aatomid tugevalt elektronegatiivsed elemendidVõttes in-law elektrooniliste paari (F, O, N ja harvi S ja harvi S ja CL), teine \u200b\u200bmolekul (või selle osa) nimetatakse vesinikuks. Vesingeniladurite moodustumise mehhanismil on osaliselt elektrostaatiline, osaliselt D onono-aktseptor.

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. Biopolümeerides - valke (sekundaarne struktuur) - süsiniku hapniku ja vesiniku aminorühmade vahel on intramolekulaarne vesiniksideme:

Polünukleotiidi molekulid - DNA (deoksüribonukleiinhape) - on topeltpelix, milles kaks nukleotiidkeheli seostatakse üksteise vesiniku sidemetega. Samal ajal on täiendamise põhimõte kehtib, st need võlakirjad moodustuvad teatud paari vahel, mis koosnevad puriinist ja pürimidiinibaasidest: anti-adeniini nukleotiidi (a) on tüminaalne (t) ja guaniin (g) - tsütosiin (g) - tsütosiin C).

Molekulaarne kristallvõrgul on molekulaarsed kristalsed sidemed.

Keemiline side.

keemilise side määramine;

keemiliste sidemete liigid;

meetod valence sidemed;

kovalentse sideme peamised omadused;

kovalentsed kommunikatsioonimehhanismid;

põhjalikud ühendid;

molekulaarsete orbitaalsete meetod;

intermolekulaarsed interaktsioonid.

Keemilise sideme määramine

Keemiline sidenad kutsuvad aatomite vahelist suhtlemist, mis toob kaasa molekulide või ioonide moodustumise ja üksteise aatomite püsiva säilitamiseni.

Keemiline side on elektrooniline laadi, st Valentside elektronide interaktsiooni tõttu. Sõltuvalt valentside elektronide jaotusest molekulis eristatakse järgmisi sidemeid: ioonseid, kovalentseid, metallist ja teisi ioonvõlakirju võib pidada kovalentse sideme äärmuseks aatomite vahel, mis on järsult erinevad.

Keemilise side tüübid

Ioonühendus.

Põhisätted kaasaegne teooria ioonühendus.

Ioonühendus moodustatakse elementide interaktsioonis, mis erineb üksteisest järsult omaduste järgi, st metallide ja mittemetallide vahel.

Keemilise sideme moodustumist seletatakse aatomite sooviga saavutada stabiilne kaheksa-elektronide välimine kest (S 2 P6).

CA: 1S 2 2S 2 P 6 3S 2 P 6 4S 2

Ca 2+: 1s 2 2S 2 P 6 3s. 2 p. 6

CL: 1s 2 2S 2 P 6 3S 2 P 5

CL -: 1s 2 2S 2 P 6 3s. 2 p. 6

Moodustati erinevalt laetud ioonid omama üksteist elektrostaatilise atraktsiooni arvelt.

Ioonühendus ei ole suunatud.

Pure ioonühendus ei ole olemas. Kuna ionisatsioonienergia on suurem kui elektronide afiinsuse energia, ei esine kogu elektronide üleminekut isegi aatomite paari puhul suure erinevusega elektrilistel läbirääkimistel. Seetõttu saame rääkida kommunikatsiooni ioonika osakaalust. Suurim kommunikatsiooni ionisatsioon toimub fluoriide ja s-elementide kloorides. Seega kristallhrbcl, KCl, Naclenow on 99, 98, 90 ja 97% võrra.

Kovalentne ühendus.

Peamised sätted kaasaegse teooria kovalentse side.

Kovalentsed sidemed moodustatakse elementide vahel sarnaste omadustega, mis on mittemetallid.

Iga element näeb ette ühendused 1 elektronide moodustamine ja elektronide keerutused peavad olema paralleelsed.

Kui kovalentne side on moodustatud sama elemendi aatomite poolt, siis see suhe ei ole polaarne, st elektronpaar ei nihkunud ükskõik millisele aatomile. Kui kovalentne side on moodustatud kahe erineva aatomiga, nihutatakse kogu elektronpaar kõige elektronegatiivse aatomile, see polari kovalentne suhtlemine.

Kui kovalentse sideme moodustub, esineb interakteeruvate aatomite elektroonilised pilved, mis tulemusel tekib aatomite vahelises ruumis, mis meelitab positiivselt laetud tuumisse suhtlevate aatomite ja nende ümber. Selle tulemusena väheneb süsteemi energia (joonis 14). Kuid väga tugev aatomite lähenemine, tuuma tõrjumise suureneb. Seetõttu on nuclei vahel optimaalne kaugus ( pikkuside kommunikatsioon,l. SV), kus süsteem on minimaalne energia. Selle seisundiga eristatakse energiat, mida nimetatakse siduva energiaks - see on esile tõstetud.

Joonis fig. 14. Sõltuvus energia energia kahe vesinikuaatomi paralleelselt (1) ja anti-paralleelselt (2) keerutab vahemaa tuuma vahel (E on energia energia, bobide energia, R - vahemaa vaheline kaugus südamikud, l.- suhtluse kestus).

Kovalentse sideme kirjeldamiseks kasutage 2 meetodit: valentsi suhete (Sun) ja molekulaarse orbitaalide meetodi meetod (MMO).

Valentside meetod.

Põhimeetodi aluseks on järgmised sätted:

1. Kovalentne keemiline side moodustab kahe elektrooniga vastandlikult suunatud seljaga ja see elektronpaar kuulub kahele aatomile. Kombinatsioone selliste kahe elektronide kahekesksete sidemete peegeldavad elektroonilist struktuuri molekuli nimetati valentines skeemid.

2. Kovalentne ühendus on tugevam kui interakteeruvad elektroonilised pilved.

Valence ahelate visuaalse kujutise puhul kasutatakse neid tavaliselt järgmisel viisil: välisselektronkihis olevate elektronide puhul tähistatakse aatomi keemilise sümboli ümber asuvate punktidega. Kahe aatomi jaoks tavalised elektronid näitavad oma keemiliste sümbolite vahel; Dual või Triple Bond tähistab kaks või kolm paari ühiseid punkte:

N: 1s 2 2s 2 p. 3 ;

C: 1s 2 2s 2 p. 4

Alates näidatud skeemidest võib näha, et iga kahe aatomiga elektronide paar vastab ühele kriipsile, mis kujutab kovalentset sidemeid struktuursetes valemites:

Ühiste elektrooniliste paaride arv, seonduvad selle elemendi aatomiga teiste aatomitega või teisisõnu, aatomi moodustunud kovalentsete sidemete arvu nimetatakse kovalentspäikese meetodi kohaselt. Seega on vesinikukoments 1, lämmastik - 3.

Elektrooniliste pilvede kattumise meetodi kohaselt on olemas kahte tüüpi side:  - kommunikatsioon ja  - side.

 - Kommunikatsioon toimub kahe elektroonilise pilve kattumisel piki telki, mis ühendab aatomite tuuma.

Joonis fig. 15. Haridusskeem  - ühendused.

 - Ühendus moodustub siis, kui elektroonilised pilved kattuvad interakteeruvate aatomite kerneli ühendamisel joone mõlemal küljel.

Joonis fig. 16. Hariduse skeem  - ühendused.

Kovalentse sideme peamised omadused.

1. Side pikkus, ℓ. See on minimaalne kaugus suhtlevate aatomite tuumade vahel, mis vastavad süsteemi kõige stabiilsemale seisundile.

2. Side Energia, E min on energia hulk, mis peab olema kemikaalide vahetamiseks kulukas ja eemaldada aatomid väljaspool koostoimet.

3. Dipoleti suhtluse hetk, ,  \u003d qℓ. Dipoli hetkel on molekuli polaarsuse kvantitatiivne mõõt. Mittepolaarse molekulide puhul on Dipoli hetk 0, mittepolaarse mitte-polaarse puhul, mis ei ole võrdne 0. Polüdioloogilise molekuli dipooli hetkel on võrdne individuaalsete suhete dipooli vektori summaga:

4. Kovalentset sidet iseloomustab fookus. Kovalentse sideme suund määratakse vajadusega maksimeerida kattuvad aatomite elektrooniliste pilvede ruumis, mis viivad kõige tugevamate linkide moodustumiseni.

Kuna need -võlakirjad on ruumi rangelt orienteeritud, sõltuvalt molekuli koostisest võivad need üksteisele teatud nurga all olla - selline nurk nimetatakse valentsiks.

Diameteral molekulidel on lineaarne struktuur. Multiatoomilistel molekulidel on keerulisem konfiguratsioon. Mõtle erinevate molekulide geomeetria hüdriidete moodustamise näites.

1. Vigroup, peamine alamrühm (va hapnikku), H2S, H2S, H2 Need.

S1S 2 2S 2 P 6 3S 2 P 4

Vesinik kujundamisel kommunikatsioon hõlmab elektroni S-AO, väävel - 3R Y ja 3R Z. Molekul H2 Smeys Lame struktuur ühendused 90 0 vahel. .

Joonis 17. Molekuli H2 E struktuur

2. VGROUPi elementide hüdriidid, peamine alamrühm: pH 3, ASN 3, SBN 3.

P 1S 2 2S 2 P 6 3S 2 P3.

Kommunikatsiooni moodustamisel osalevad nad: vesiniku S-AO-s fosforis - P in, RX ja R Z AO.

PH 3 molekulil on trigonaalse püramiidi kuju (aluse - kolmnurga kuju).

Joonis 18. et Molekulide ehitamine

5. Küllastamatuskovalentne side on kovalentsete võlakirjade arv, mis võivad moodustada aatomi. See on piiratud, sest Elemendil on piiratud kogus valents elektronid. Maksimaalne arv kovalentsete võlakirjade, mida see aatom võib moodustada, on peamiselt või põnevil olekus, mida nimetatakse kovalents.

Näide: vesinik - ühe ruudu, hapniku - kahe tembeldatud, lämmastik - kolmesuunaline jne.

Mõned aatomid võivad suurendada nende kovalentsust põnevil olekus seotud elektronide eraldamise tõttu.

Näide. Olge 0 1s 2 2s 2

Berülliumi aatomile põnevil olekus on üks Valence Electronil 2p-AO ja üks elektron 2S-AO puhul, see tähendab, et COVOVENCEBE 0 \u003d 0 ja kovalentsioon * \u003d 2. Koostoime ajal tekib orbitaalide hübridiseerimine.

Hübridisatsioon- See on erinevate AO energia tasandamine enne keemilise interaktsiooni segamise tulemusena. Hübridisatsioon on tingimuslik vastuvõtt, mis võimaldab teil ennustada molekuli struktuuri, kasutades JSC kombinatsiooni. Hübridisatsioonis, need JSC, kelle energia on lähedal.

Iga hübridisatsiooni tüüp vastab molekulide teatud geomeetrilisele kujule.

Juhul hüdriidete elementide ii grupeerimise peamise alamrühma kujunemisel side, kaks identset S-hübriid orbitaalid osaleda. Sellist tüüpi ühendust nimetatakse SR-hübridiseerimiseks.

Joonis 19. Veenide molekul 2. Sp-hübridisatsioon.

sP-hübriid orbitaaltel on asümmeetriline kuju, piklikud osad JSC valentsi nurga all on suunatud vesiniku poole, mis on võrdne 180 o. Seetõttu on veenide 2 molekulil lineaarne struktuur (joonis fig.

Molekulaarse BH3 moodustamise näitena kaalutakse peamise alamrühma elementide hüdriidemolekulide struktuuri.

B 0 1s 2 2s 2 p. 1

Kovalents B 0 \u003d 1, kovalents * \u003d 3.

Kolm sp-hübriid-orbitaalid on seotud sidemete moodustumisega, mis moodustatakse elektrooniliste tiheduste ümberjaotamise tulemusena ja kaks R-AO. Seda tüüpi sidet nimetatakse SR2-hübridiseerimiseks. VSR 2 - hübridisatsiooni valentsi nurk on 120 0, nii et VN3 molekulil on lame kolmnurkne struktuur.

Joonis fig. Molekul BH 3. SP 2-hübridisatsioon.

SH4 molekuli moodustumise näitel kaalume peamise alamrühma elementide rühmade hüdriidemolekulide struktuuri.

C 0 1s 2 2s 2 p. 2

Kovalents C 0 \u003d 2, kovalents * \u003d 4.

Keemilise side moodustamisel moodustasid neli SP-hübriidi orbitaalfatsioone OS-AO elektrooniliste tiheduste ümberjaotamise tulemusena ja kolm R-AO. CH4 molekuli kuju on tetraeedri, valentsi nurk on 109 O 28`.

Joonis fig. 21. Molekul CH 4 .sp 3-hübridisatsioon.

Erandid välja Üldreeglid on H2O Andnn 3 molekuli.

Veemolekulis on ühendused vahelised nurgad 104,5 OH. Erinevalt selle rühma teiste elementide hüdriididest on vees spetsiaalsed omadused, see on polaarne, diamagnetic. Kõik see on seletatav asjaoluga, et veemolekuli tüüpi side 3. See tähendab, et keemilise side moodustamisel osalevad nelja suurusega hübriid-orbitaalid. Kahel orbitaalil asub üks elektron, need orbitaalsed suhted vesinikuga, kahel teisel orbiilmisel on elektronide paar. Nende kahe orbiidi olemasolu ja selgitab vee ainulaadseid omadusi.

Ammoniaagi molekulis on ühendused vahelised nurgad ligikaudu 107,3 \u200b\u200bO, st ammoniaagi molekuli kuju on tetrahedron, ühenduse tüüp 3. Lämmastikumolekulis suhtlemise moodustamisel osalesid neli hübriidi 3. Kolmel orbitaalsel on üks elektron, need orbitaalsed seostatakse vesinikuga neljandal JSC-l on auru elektronpaar, mis põhjustab ammoniaagi molekuli unikaalsust.

Kovalentsed sidemehhanismid.

MVS võimaldab teil eristada kolme kovalentset sidumismehhanismi: Exchange, doonor-aktseptor, Deriv.

Vahetatav mehhanism. See kuulub nendele juhtumitele kemikaalimenetluse moodustamise juhtumite korral, kui iga kahe seondumise aatomi eraldatakse ühe elektroni sotsialiseerumiseks, justkui nende vahetamiseks. Seonduda kahe aatomi tuumade, on vaja, et elektronid on ruumide vahelises ruumis. Molekuli piirkonda nimetatakse sidumispiirkonnaks (elektroonilise paari tõenäolisema viibimise pindala molekulis). Mitmepoolsete elektronide vahetamise tegemine aatomites on vaja kattuvad aatomi orbitaalid (joonis 10.11). See on kovalentse keemilise sideme moodustamise vahetusmehhanismi mõju. Aatomi orbitaalid võivad kattuda ainult siis, kui neil on sama sümmeetriaomadused interstitsiaalse telje suhtes (joonis 10, 11, 22).

Joonis fig. 22. AO kattumine AO, mis ei põhjusta keemilise sideme moodustumist.

Doonorühistaja ja töömehhanismid.

Doonori aktseptori mehhanism on seotud erinevate elektronide üleandmisega ühest aatomist teise aatomi vaba aatomi orbitaalini. Näiteks ioonide haridus -:

BF3 molekuli boritomil vaba R-AO aktsepteeris fluoriidi ioonist (doonor) elektronide paari. Saadud anioonis on neli kovalentset sidet pikkuse ja energiaga frayncene. Algmolekulis olid kõik kolm võlakirja vahetusmehhanismile.

Aatomid, mille välimine kest koosneb ainult S-või P-elektronidest, võivad olla kas doonorite või juhtivate elektronide paari aktseptorid. Aatomid, kus valents elektronid asuvad ja ND-AO võib samaaegselt tegutseda doonoritena ja aktsepteeringute rollina. Nende kahe mehhanismi eristamiseks tutvustas suhtluse moodustamise mehhanismi mõisteid.

Söötmismehhanismi ilmingu kõige lihtsam näide on kahe kloori aatomi koostoime.

Kaks kloori aatomit kloorimolekulis moodustavad valuutamehhanismi kovalentse sideme, ühendades selle paaristamata 3R-elektroni. Lisaks edastab SL-1 aatom elektronide paari 3P 5 - AO aatomit CL-2-ga vaba 3D-AO-ga ja SL-2 aatom on sama paari elektronide paari aatomi vaba 3D-JSC kohta SL-1. Iga atomer täidab aktseptori funktsiooni samal ajal ja doonorile. See on duation mehhanism. Väärtuslik mehhanism suurendab suhtluse tugevust, molekuli on fluori molekuli tugevam.

Põhjalikud ühendid.

Doonorite aktseptori mehhanismi põhimõtte kohaselt moodustatakse tohutu keeruliste keemiliste ühendite klass - terviklikud ühendid.

Keerulised ühendid on ühendid, millel on oma kompositsioonikompleksse ioonid, mis on võimelised nii kristallilises kui ka keskastme või aatomi sisaldava lahuse olemasolu, mis on seotud negatiivselt laetud ioonide või neutraalse molekulide kovalentsete mehhanismi poolt.

Keerukate ühenduste struktuur spoonil.

Keerulised ühendid koosnevad sisemise sfääri (kompleksi ioonist) ja välise sfääri. Sisemise sfääri ioonide vaheline seos viiakse läbi vastavalt doonori aktseptori mehhanismile. Vastuvõtjad nimetatakse kompleksideks, nad võivad sageli olla positiivsed metallist ioonid (va Iagroup metallid), millel on vaba orbitaal. Võime keeruline suureneb ioonmaksu suurenemise ja selle suuruse vähenemise suurenemisega.

Elektroonilise paari doonorid nimetatakse ligandideks või reklaamiks. Ligandid on neutraalsed molekulid või negatiivselt laetud ioonid. Ligandide arv määratakse kindlaks koordineerimisagendi koordineerimisnumber, mis reeglina võrdub ioonkompleksiva aine kahekordistunud valentsusega. Ligandid on monoteen- ja polüdentanties. Ligand Handes määratakse kindlaks koordinatsioonikohtade arvuga, mida ligand on kompleksse esindaja koordineerimissfääris. Näiteks f - on monoteenija ligand, S 2O 3 2- - bidentrant ligand. Sisemise sfääri tasu on võrdne selle ioonide komponentide algebralise summaga. Kui sisemine sfäär on negatiivne laeng, see on anioonikompleks, kui positiivne - katioon. Katioonseid komplekse nimetatakse ioonkomplekside nimeks vene keeles, anioonsetes kompleksides, kompleksi agendiks nimetatakse Ladinale sufiksi lisamisega at.. Suhtlemine väliste ja sisemise sfääride vahel keeruline ühendus - ioonsed.

Näide: K 2 - kaalium-tetrahüdroksükinaat, anioonikompleks.

2- - sisemine sfäär

2K + - väline sfäär

Zn2+ - kompleks

Oh - - ligandid

koordineerimisnumber - 4

seos väliste ja sisemise sfääride vahel on ioonne:

K 2 \u003d 2k + 2-.

seos Zn2 + ioonide ja hüdroksüülrühmade vahel on kovalentne, mis on moodustatud doonor-aktseptori mehhanismiga: OH - - doonorid, Zn2+ - aktseptor.

Zn 0: ... 3D 10 4S 2

Zn2+: ... 3D 10 4s 0 P 0 d 0

Keeruliste ühenduste tüübid:

1. ammoniaagi - ammoniaagi molekuli ligandid.

Cl 2 - tetrammedi kloriid (II). Ammoniaame ammoniaagi toimega ühenditele, mis sisaldavad kompleksi agensi sisaldavaid ühendeid.

2. Hüdroksoühendid - ligandid ta -.

Na on naatriumtetrahüdroksülulum. Hüdroksokompleksid saadakse amfoteeriliste omadustega metallide hüdroksiidide hüdroksiidide leelis.

3. Akvakompleks - veemolekuli ligandid.

Cl 3 - heksakvachromakloriid (III). Aquacacomplexes saadakse veevaba soola vee soolade koostoime abil.

4. Acidomplexes - ligandid Anioonhapped - Cl-, F -, CN - nii 3 2-, I-, NO2 -, C2O 4 - jne

K 4 - Kaalium HEXACIATORRAT (II). Saadakse, reageerides ligandi ligandi, mis sisaldab kompleksi ainet sisaldava soola ligandi.

Molecular orbitaalsete meetod.

MWS selgitab paljude molekulide moodustumist ja struktuuri üsna hästi, kuid see meetod ei ole universaalne. Näiteks ei anna valentsi suhete meetodit ioonide olemasolu rahuldavat selgitust
Kuigi XIX sajandi lõpus oli päris tugev molekulaarne vesiniku ioon
: Side rebend energia on 2,65ev. Sellisel juhul ei saa kujuneda elektroonilist paari, kuna ioonide koostis
See sisaldab ainult ühte elektroni.

Molekulaarsete orbitaalide (MMO) meetod võimaldab teil selgitada mitmeid vastuolusid, mida ei saa seletada valentside meetodi abil.

MMO peamised positsioonid.

Kahe aatomi orbitaali koostoimes moodustuvad kaks molekulaarset orbitaalset. Seega moodustatakse N-aatomi orbitaalide koostoimega N-molekulaarsed orbitaalid.

Molekuli elektronid kuuluvad võrdselt kõikidele molekuli nucleile.

Kahe molekulaarse orbitaalide moodustunud, üks on väiksem energia kui algne see on siduv molekulaarne orbitaalne, teine \u200b\u200bon suurem energia kui originaal, see on busty Molecular Orbital.

MMO kasutavad energia diagramme ilma skaalal.

Elektroonidega energiapüülite täitmisel kasutage samu reegleid nagu aatomi orbitaalide puhul:

minimaalse energia põhimõte, st Tänu peamiselt väiksema energiaga suitsetase;

pauli põhimõte: iga energiaplaadi kohta ei saa olla rohkem kui kaks paralleelsete keerutustega elektroni;

hinda reegel: energia sobib nii, et kokku spin oleks maksimaalne.

Kommunikatsiooni paljusus. Kommunikatsiooni paljusus MMO määratakse valemiga:

Millal p \u003d 0, ühendus ei ole moodustatud.

Näited.

1. Kas seal võib olla molekuli H2?

Joonis fig. 23. vesiniku molekuli H2 moodustamise skeem.

Kokkuvõte: H2 molekul on olemas, kuna Kõrgõzstani Vabariigi assotsiatsiooni mitmekesisus\u003e 0.

2. Kas võib olla molekuli mitte 2?

Joonis fig. 24. Ta 2 Heeliumi moodustumise kava.

Kokkuvõte: Molekuli ei ole olemas, kuna KR-i paljusus \u003d 0.

3. Kas seal võib olla osakeste H 2 +?

Joonis fig. 25. osakeste H2 + moodustamise skeem.

H2 + osakese võib esineda alates Kõrgõzstani Vabariigi assotsiatsiooni mitmekesisusest\u003e 0.

4. Kas võib olla molekuli umbes 2?

Joonis fig. 26. Molekuli moodustuskava 2.

Molekul on umbes 2 olemas. Joonisel fig. 26 järeldub, et hapniku molekulil on kaks paaritu elektroni. Nende kahe hapniku molekuli nende kahe elektri tõttu paramagnetilise molekuli.

Seega selgitab molekulaarsete orbitaalide meetod magnetilised omadused molekulid.

Intermolekulaarne koostoime.

Kõiki intermolekulaarseid koostoimeid saab jagada kaheks rühmaks: universaalneja spetsiifiline. Universaalne avaldub erandita kõikidesse molekulidesse. Neid koostoimeid nimetatakse sageli bond või van der Waalsi. Kuigi need jõud on nõrk (energia ei ületa kaheksa kJ / mol), on need enamiku ainete ülemineku põhjuseks gaasilisest seisundist vedelateks, gaaside adsorptsiooniks tahkete ainete ja muude nähtuste pindadega. Nende vägede olemus on elektrostaatiline.

Põhilised interaktsioonijõud:

1). Dipotel - Dipool (orientatsioon) Koostoimedpolar molekulide vahel on vahel.

Orientatsioonide interaktsioon on suurem, mida rohkem dipool hetked, vähem kui molekulide vaheline kaugus ja allpool temperatuuri all. Seega, seda suurem on selle interaktsiooni energia, seda rohkem suuremat temperatuuri, mida vajate aine soojendamiseks, nii et see keeb.

2). Induktsiooni koostoimesee viiakse läbi, kui aine kokku puutub polaarse ja mittepolaarsete molekulidega. Polaarse molekuliga suhtlemise tulemusena indutseeritakse dipooli.

Cl  + - cl  - ... al  + cl  - 3

Selle koostoime energia suureneb molekulide polaaliobitavuse suurenemisega, st molekulide võime dipooli moodustumisele elektrivälja mõju all. Induktsiooni interaktsiooni energia on oluliselt väiksem kui dipooli interaktsiooni energia.

3). Dispersiooni koostoime- See on mitte-polaarse molekulide koostoime, mis tuleneb aatomite elektroonilise tiheduse kõikumisest tulenevate vahetute dipoolite tõttu.

Mitmes sarnastes ainetes suureneb dispersioonidevaheline interaktsioon nende ainete molekulide moodustavate aatomite suuruse suurenemisega.

4) Pumpamine jõudmolekulide elektrooniliste pilvede interaktsiooni tõttu ja ilmneb nende edasise lähenemisega.

Konkreetsed vahevahendid hõlmavad igasuguseid doonorite aktseptorite koostoimeid, mis on seotud elektronide ülekandmisega ühest molekulist teise. Suurenenud intermolekulaarne side on kõik iseloomulikud omadused kovalentse sideme: küllastus ja orientatsioon.

Keemiline side moodustunud positiivselt polariseeritud vesinik, mis on osa polaarse rühma või molekuli ja elektronegatiivse aatomi teise või sama molekuli nimetatakse vesiniku sidemeks. Näiteks võib veemolekule esitada järgmiselt:

Solid pannid on vesiniku ja hapnikuaatomite vahel veemolekulide kovalentsed polaarsed sidemed, vesiniku sidemed on näidatud punktidega. Vesiniku sidemete moodustumise põhjuseks on see, et vesinikuaatomid on praktiliselt puuduvad elektroni kestad: nende ühe elektronid nihkuvad nende molekulide hapniku aatomitele. See võimaldab prootonid erinevalt teistest katioonidest, läheneme naabermolekulide hapniku aatomite tuumadele, ilma et ta esineb hapniku aatomite elektroonilistest kestadest.

Vesiniku sidet iseloomustab siduv energia 10 kuni 40 kJ / mol. Kuid see energia on piisav molekulide ühendusneed. Nende assotsiatsioon dimeeride või polümeeride, mis mõnel juhul eksisteerivad mitte ainult vedelas olekus aine, vaid säilitatakse, kui selle aur.

Näiteks fluori aed gaasifaasis eksisteerivad kujul dimeeri.

Keerulistes orgaanilistes molekulides on mõlemad segamulaarsed vesiniku sidemed ja intramolekulaarsed vesiniku sidemed.

Intramolekulaarsete vesinikuvõlakirjadega molekulid ei saa siseneda vaheseisuliste vesiniku sidemetega. Seetõttu ainete selliste ühenduste ei moodusta sidusettevõtted, rohkem lenduvam, madalam viskoossus, sulamine ja keemistemperatuuril kui nende isomeerid, mis võivad moodustada muvahel vesiniku sidemed.

Kõik MendeleeV tabelis asuvad keemilised elemendid on jagatud kaheks suured rühmad: Metallid ja mittemetallra. Nii et nad ei oleks mitte ainult elemendid, vaid ühendite, kemikaalide abil võivad nad üksteisega kokku puutuda, peavad need olema lihtsate ja komplekssed ained.

See on selle jaoks, et üksi elektronid püüavad aktsepteerida ja teised - anda. Sel viisil üksteise voolamine, elemendid ja vormid erinevad keemilised molekulid. Aga mis võimaldab neil koos hoida? Miks esineda sellise tugevuse aineid, et hävitada, mis ei ole isegi kõige tõsisemad vahendid? Ja teised, vastupidi, hävitatakse vähimatki mõju tõttu. Kõiki seda selgitatakse erinevate keemiliste sidemete moodustamisega molekulide aatomite vahel, teatava struktuuri kristallvõrgu moodustumise vahel.

Keemiliste ühenduste tüübid ühendused

Kokku saab eristada 4 peamist keemiliste sidemete liiki.

Leping mitteporar. See moodustub kahe identse mittemetalli vahel elektronide loomisega, üldiste elektrooniliste paaride moodustumise teel. Hariduses osalevad Valence Suppleted osakesed. Näited: halogeenid, hapnik, vesinik, lämmastik, väävel, fosfor.
Kovalentne polar. See on moodustatud kahe erineva mittemetalli või metalli omaduste ja elektronegantiumi mittemetalli omaduste vahel väga nõrkade vahel. Ka üldised elektroonilised paare ja lohistades neid aatomi poolt, mille afiinsus elektroni suhtes on suurem. Näited: NH3, SIC, P 2O 5 ja teised.
Vesiniku side. Kiireim ja nõrk, moodustatakse ühe molekuli tugeva elektronegatiivse aatomi ja positiivse teise vahel. Kõige sagedamini juhtub see ainete lahustamisel vees (alkoholi, ammoniaagi jne). Sellega seoses võivad valkude makromolekulid, nukleiinhapped, komplekssed süsivesikud jne.
Ioonühendus. See on moodustatud metallide ja mittemetallide erinevate läbipaistvate ioonide elektrostaatilise atraktiivsuse tõttu. Mida tugevam on selle näitaja eristamine, on heledam interaktsiooni ioonne iseloom. Ühendite näited: binaarsed soolad, komplekssed ühendid - alused, soolad.
Metallist side, mille haridusmehhanism ja omadused, samuti omadused, loetakse veelgi. Vormid metallide, nende sulamite eri liiki.

Keemilise kommunikatsiooni ühtsus on selline mõiste. Ta lihtsalt ütleb, et iga keemilise ühendusega on võimatu kaaluda. Nad kõik on ainult tingimuslikult näidatud üksused. Lõppude lõpuks põhinevad kõik koostoimed ühel põhimõttel - elektroonika interaktsiooni. Seetõttu on ioonne, metallist, kovalentsele sidemele ja vesinikule ühe keemilise iseloomuga ja on ainult üksteise piirjooned.

Metallid ja nende füüsikalised omadused

Metallid on kõigi seas valdav enamus keemilised elemendid. Seda seletavad nende eriliste omadustega. Märkimisväärne osa neist sai isik tuumareaktsioonid Laboratoorsetes tingimustes on nad radioaktiivsed väikese poolväärtusajaga.

Kuid enamik neist on looduslikud elemendid, mis moodustavad tervete kivide ja maagide moodustumise olulised ühendid. Just need inimesed õppisid valatud sulamid ja tegema palju ilusaid ja olulisi tooteid. Need on nagu vask, raud, alumiinium, hõbe, kuld, kroom, mangaan, nikkel, tsink, plii ja paljud teised.

Kõigi metallide jaoks saate eraldada üldise füüsikalised omadusedmis selgitab metallist kommunikatsiooniskeemi. Millised on need omadused?

Purpure ja plastilisus. On teada, et paljud metallid saab rullida isegi fooliumitingimustesse (kuld, alumiinium). Teistelt saavad traat, metallist paindlikud lehed, füüsilise mõju ajal deformeeruvad tooted, kuid taastavad kohe vormi pärast selle lõpetamist. See on need metallide omadused ja nimetatakse sepistamine ja plastilisus. Selle funktsiooni põhjus on metallist side. Ioonid ja elektronid kristallide slaidis üksteise suhtes ilma purustamata, mis võimaldab säilitada kogu struktuuri terviklikkust.
Metal Shine. Samuti selgitab see metallilist ühendust, hariduse mehhanismi, selle omadusi ja funktsioone. Niisiis, mitte kõik osakesed ei suuda kergeid laineid imenduda ega kajastada võrdne pikkus. Enamiku metallide aatomid peegeldavad lühikesi laineid ja omandavad peaaegu sama värvi hõbedast, valget, kahvatu-sinakas varju. Erandid on vask ja kuld, nende värvimine on vastavalt punane ja kollane. Nad suudavad kajastada rohkem pikkalaine kiirgust.
Soojuse ja elektrijuhtivus. Neid omadusi selgitatakse ka kristallvõre struktuuriga ja asjaolu, et metallist sidet rakendatakse selle moodustamises. "Elektroonilise gaasi" tõttu, mis liigub kristallidesse, elektrienergia Ja soojus on koheselt ja ühtlaselt jaotatud kõigi aatomite ja ioonide vahel ning viiakse läbi metalli kaudu.
Tahke agregaat normaalsetes tingimustes. Siin on erand ainult elavhõbeda. Kõik muud metallid on tingimata vastupidavad, tahked ühendid, samuti nende sulamid. Samuti on see tingitud asjaolust, et metallist side on metallides. Mehhanism selle osakeste seondumise moodustamise mehhanismi kinnitab omadusi täielikult.

Need on peamised füüsikalised omadused metallide, mis selgitab ja määrab diagrammi moodustamise metallist side. See aatomite ühendite meetod on metallide, nende sulamite elementide puhul asjakohane. See tähendab nende jaoks tahke ja vedelas olekus.

Metallist kemikaali tüüp

Mis on selle funktsioon? Fakt on see, et selline ühendus ei moodustatud variandi ioonide ja nende elektrostaatilise atraktsiooni tõttu ja mitte tingitud elektronegatiivsuse erinevusest ja vabade elektrooniliste paari kättesaadavuse erinevusest. See tähendab, et ioonsed, metallilised, kovalentsed võlakirjad on seotud osakeste mitmesuguse iseloomuga ja eristusvõimega.

Kõik metallid on omane selliste omaduste järgmiselt:

väike kogus elektronide kohta (välja arvatud teatavad erandid, mis võivad olla 6.7 ja 8);
suur aatomi raadius;
madal ioniseerimise energia.

Kõik see aitab kaasa väliste paaritute elektronide lihtsale eraldamisele kernelist. Samal ajal jääb aatomile palju vaba orbitaal. Metallside moodustamise diagramm on lihtsalt erinevate aatomite arvukate orbitaalsete rakkude katmine omavahel, mis selle tulemusena moodustavad üldise intrakrükritasaalse ruumi. See teenib iga aatomi elektroni, mis alustavad vabalt tiir erinevad osad grillid. Perioodiliselt ühendab igaüks neist kristallsõlme iooniga ja lülitab selle aatomile, seejärel katkeb jälle, moodustades iooni.

Seega metallist side on aatomite, ioonide ja vabade elektronide suhe üldise metalli kristallis. Elektrooniline pilv, sujuvalt liigub struktuuri sees, nimetatakse "elektronideks". On selge, et enamik metalle ja nende sulameid selgitatakse.

Kuidas täpselt metallist keemiline ühendus rakendab ennast? Näiteid saab tuua erinevaid. Proovime kaaluda liitiumi tükis. Isegi kui te võtate selle hernese suuruse, on aatomid tuhandeid. Seega kujutate ette, et igaüks neist tuhandetest aatomitest annab oma valentsi ainult elektroni üldises kristalsesse ruumi. Samal ajal, teades elektroonilise struktuuri selle elemendi, näete summat tühja orbitaal. Lithial on 3 (teise energiataseme p-orbitaalid). Kolm iga aatomi kümnetest tuhandetest on kogupinda kristallide sees, kus "elektrooniline gaas" liigub vabalt.

Metalli lipsuga aine on alati vastupidav. Lõppude lõpuks ei lase elektrooniline gaas kristalli mureneda, kuid ainult nihutab kihid ja taastab kohe. See särab, on teatud tihedus (kõige sagedamini kõrge), sujuv, sepistamine ja plastilisus.

Kus mujal on metalliline ühendus? Ainete näited:

metallid lihtsate struktuuride kujul;
kõik metallide sulamid üksteisega;
kõik metallid ja nende sulamid vedelas ja tahkes olekus.

Konkreetsed näited saab lihtsalt uskumatu summa, sest metallid perioodiline süsteem Rohkem kui 80!

Metallist side: haridusmehhanism

Kui me seda kaalume Üldine, Ma olen juba eespool nimetatud. Sellise kommunikatsiooni madala energiase vähese energia tõttu vabade ja elektronide olemasolu, mis on kergesti eraldatud tuumast, mis on kergesti eraldatud tuumast, mis on selle tüüpi side moodustamise peamised tingimused. Seega selgub, et seda rakendatakse järgmiste osakeste vahel:

aatomid kristallvõrgu sõlmedes;
tasuta elektronid, mis olid metalli valents;
ioonid kristallvõre sõlmedes.

Selle tulemusena - metallist side. Moodustamismehhanismi ekspresseeritakse üldiselt järgmine kirje: ME 0 - E - ↔ ME N +. Skeemilt ilmselt, millised osakesed esinevad metallist kristallis.

Kristallid ise võivad olla erinev kuju. See sõltub konkreetsest ainest, millega me tegeleme.

Kristallide metallid

Metalli või selle sulami struktuuri iseloomustab osakeste väga tihe pakendamine. Seda pakuvad ioonid kristallisõlmedes. Grillid ise võivad olla ruumides erinevad geomeetrilised vormid.

Sumbered Cubic Lattice - leelismetallid.
Kuusnurkne kompaktne struktuur - kõik leelismuld, välja arvatud baarium.
Granitovenali kuupmeetri - alumiinium, vask, tsink, paljud üleminekumetallid.
Rhombohedral struktuur - elavhõbedas.
Tetragonaalne - indium.

Mis ja madalam see asub perioodilises süsteemis, seda raskem on oma pakend ja kristallide ruumiline organisatsioon. Sellisel juhul määratakse kristallide konstrueerimisel metalli keemilise sideme, mille näiteid iga olemasoleva metalli puhul. Sulamistel on kosmoses väga mitmekesised organisatsioonid, mõned neist ei ole veel uuritud.

Kommunikatsiooni omadused: mittetäielik

Kovalentne ja metallist side on üks väga väljendunud eristusvõime. Erinevalt esimesest metallist side ei ole suunatud. Mida see tähendab? See tähendab, et elektronide pilv kristallide sees liigub sellesse täiesti vabalt erinevates suundades, iga elektron on võimeline liituma struktuuri sõlmedes absoluutselt mis tahes iooniga. See tähendab, et interaktsioon viiakse läbi erinevates suundades. Siit ütlevad nad, et metallist side on mittesuunaline.

Kovalentse teatise mehhanism tähendab ühiste elektrooniliste paari moodustumist, st kattuvate aatomite pilved. Ja see toimub rangelt teatud liin, mis ühendab nende keskused. Seetõttu räägivad nad sellise ühenduse keskkonnast.

Küllastamatus

See omadus peegeldab aatomite võimet piiratud või piiramatu suhtlusega teistega. Niisiis, kovalentne ja metallist side selle näitaja on jälle vastandid.

Esimene on küllastunud. Aatomid osalevad selle kujunemisel on rangelt määratletud kogus valents välised elektronid, mis on otseselt seotud ühendi moodustumisega. Rohkem kui see on, tal ei ole elektrone. Seetõttu on moodustatud võlakirjade summa piiratud valentsiga. Seega on suhtluse küllastus. Tänu sellele omadusele on enamikul ühenditel püsiv keemiline koostis.

Metall- ja vesiniku sidemed, vastupidi, küllastumata. Seda seletab paljude vabade elektronide ja orbitaalsete juuresolekul kristallis. Rollid mängivad ka kristallvõre sõlmedes, millest igaüks võib muutuda aatomile ja jälle iooniga igal ajal.

Teine metallist side omadus on sisemise elektroonilise pilve deloklikatsioon. See avaldub väikese koguse ühiste elektronide võimele, et siduda erinevaid aatomiteravilja Metallid. See tähendab, et tihedus tundub olevat delokaliseeritud, see jaotub ühtlaselt kõigi kristallide linkide vahel.

Metallide suhtluse näited

Mõtle mitmeid konkreetseid võimalusi, mis illustreerivad, kuidas moodustuvad metallist side. Ainete näited on järgmised:

tsink;
alumiinium;
kaalium;
kroomi.

Metallsideme moodustumine tsink aatomite vahel: ZN 0 - 2E - ↔ ZN2+. Tsingi aatomil on neli energiataset. Tasuta orbitaal, mis põhineb elektroonilisel struktuuril, tal on 15-3 per p-orbiidi kohta, 5 kuni 4 d ja 7 kuni 4F. Elektrooniline struktuur Järgmine: 1s 2 2S 2 2 pp 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10 4P 0 4D 0 4F 0, kokku elektronide aatomil. See tähendab, et kaks vaba valentsiga osakesi on võimelised liikuma 15 avar ja mitte hõivatud orbitaalide jooksul. Ja nii igas aatomil. Selle tulemusena tohutu üldruumi, mis koosneb tühjadest orbitaalsetest ja väikesest kogusest elektronidest, mis ühendavad kogu struktuuri koos.

Alumiiniumi aatomite vahel metallide sideme: Al 0 - E - ↔ AL 3+. Kolmeteistkümnes alumiiniumisaatomi elektronid asuvad kolmel energiatasemel, mida nad on liigse selgelt piisavad. Elektrooniline struktuur: 1s 2 2S 2 2 pp 6 3S 2 3P 1 3D 0. Tasuta orbitals - 7 tükki. Ilmselgelt elektrooniline pilv on väike võrreldes kogu sisemise vaba ruumi kristall.

Metallkroomiühendus. See element on eriline elektroonilises struktuuris. Lõppude lõpuks, süsteemi stabiliseerimiseks pööratakse elektroni ebaõnnestumist 4S-ga 3D orbitaal: 1s 2 2S 2 2p 6 3S 2 3P 6 4S 1 3D 5 4P 0 4D 0 4F 0. Kokku 24 elektroni, mille valents on kuus. See on need, kes lähevad üldise elektroonilise ruumi moodustamise keemilise sideme. Tasuta orbitaalid 15, st see on veel palju rohkem kui vaja täita. Nii kroom - ka tüüpiline näide Metall, millel on molekulis sobiv ühendus.

Üks kõige rohkem aktiivsed metallidReageerimine isegi tavapärase veega tulega, on kaalium. Millised on need omadused selgitavad? Jällegi, paljudes aspektides - metalli tüüpi side. Selle elemendi elektronid ainult 19, kuid need asuvad 4 energiatasemel. See tähendab, et 30 erineva suitsetavate orbitaalte puhul. Elektrooniline struktuur: 1s 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 1 3D 0 4P 0 4D 0 4F 0. Väga madala ionisatsiooni energiaga on vaid kaks. Vabalt tulla ja minna üldise elektroonilise ruumi. Orbitals liikuda ühele aatomile 22 tükki, see tähendab, et väga ulatuslik vaba ruum "elektroonilise gaasi" jaoks.

Sarnasus ja erinevus teiste ühenduste liikidega

Üldiselt see probleem Juba eespool käsitletud. Võite kokku võtta ja lõpetada. Peamine eristusvõime kõigil muudel metalli kristallide kommunikatsioonifunktsioonide tüübid on järgmised:

mitmed sidumisprotsessis osalevad osakesed (aatomid, ioonid või aatom-ioonid, elektronid);
kristallide erinev ruumiline geomeetriline struktuur.

Vesiniku ja ioonse kommunikatsiooniga ühendab metall rahuldamata ja mitte suunamatus. Kovalentse Polariga - osakeste tugev elektrostaatiline atraktsioon. Kristallvõre (ioonide) sõlmedes eraldi ioonsete osakeste tüüp Kovalentse mittepolar - aatomid kristallide sõlmedega.

Liikide tüübid erinevate agregaatide metallide metallidega

Nagu me juba märkisime eespool, metallist keemiline side, mille näited on toodud artiklis, moodustatakse kahes metallide ja nende sulamite agregaatidesse: tahke ja vedelik.

Tekib küsimus: millist suhtlemist metallpaarides? Vastus: kovalentne polaarne ja mittepolaarne. Nagu kõigis ühendites gaasi vormis. See tähendab, et metalli pikaajaline kuumutamine ja selle tõlkimine tahkest olekust vedela sideks säilitatakse kristalne struktuur. Siiski, kui tegemist on vedeliku tõlkimise aurusarvesse tõlkimisega, hävitatakse kristall ja metallist side muundatakse kovalentseks.

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 naatriumsulfaadis (Na2S04) ioon-sidemed Naatriumi ja hapniku aatomite vahel on ainult vahelised aatomid (muud ühendused - kovalentne polaar).

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 paljudele teistele iseloomulik orgaanilised ühendid (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.