Kovalentna kemična vez, njene sorte in izobraževalni mehanizmi. Značilnosti kovalentne vezi (polarnost in komunikacijska energija). Ionska povezava. Kovinska povezava. Vodikovi Komunikacije

Doktrina kemijske komunikacije je osnova vse teoretične kemije.

Pod kemijsko obveznico razume takšno interakcijo atomov, ki jih veže v molekule, ioni, radikale, kristale.

Obstajajo štiri vrste kemijskih vezi: ionske, kovalentne, kovine in vodik.

Razdelitev kemijskih vezi na vrste je pogojena narava, saj so vse značilna določena enotnost.

Ionska komunikacija si lahko ogledate kot skrajni primer kovalentne polarne komunikacije.

Kovinska vez združuje kovalentne interakcije atomov z uporabo komunalnih elektronov in elektrostatične privlačnosti med temi elektroni in kovinskimi ioni.

V snoveh pogosto obstajajo mejne primere kemijske komunikacije (ali čiste kemijske obveznice).

Na primer, $ Lift $ litijev fluorid se nanaša na ionske povezave. Pravzaprav obstaja povezava na $ 80% $ ionskih in 20% kovalentnih. Zato je bolj pravilna, zato je očitno govoriti o stopnji polarnosti (ioncity) kemične vezi.

$ HF-HCL-HBR-HB-HF-HCL-HCB-HBR-HT $ $ se zmanjša na $ HF-HCL-HBR-HT-HT $, stopnja polaritete komunikacije, ker je razlika v moči Elektronabilnost halogenskih in vodikovih atomov se zmanjša, združenje pa skoraj ne-Polar $ (EO (H) \u003d 2.1; EO (AT) \u003d 2.2) $.

Različne vrste obveznic se lahko vsebujejo v enakih snoveh, na primer:

  1. na podlagi: med atomi kisika in vodika v hidroksovih skupinah, priključek polarnega kovalentnega in med kovinskim in hidroksodom - ionskim;
  2. v soli kislinske kisline, ki vsebujejo kisik: med nemotalnim atomom in kisikom kisla ostankov - kovalentna polarna, in med kovino in kislinskim ostankom - ionski;
  3. v amonijevih solah, metimmonije itd.: med dušikovimi in vodikovimi atomi - kovalentni polarni, in med amonijevimi ioni ali metillamonijem in kislinskim ostankom - ionski;
  4. v kovine perokside (na primer $ na_2o_2) povezava med kisikovimi atomi je kovalentna, ne polarna, in med kovino in kisik - ion itd.

Različne vrste povezav se lahko premikajo enega na drugega:

- z elektrolitskim disociacijo v vodi kovalentnih spojin, kovalentna polarna povezava gre v ionsko;

- Z izhlapevanjem kovin se kovinska vez spremeni v kovalentno ne polarno itd.

Vzrok za enotnost vseh vrst in vrst kemičnih obveznic je njihova enaka kemijska narava - elektronska jedrska interakcija. Oblikovanje kemijskih obveznic v vsakem primeru je posledica interakcije elektronskega jedrskega jezika atomov, ki jih spremlja sproščanje energije.

Metode za izobraževanje kovalentnih komunikacij. Karakteristike kovalentne komunikacije: dolžina in komunikacijska energija

Kovalentna kemična vez je vez, ki nastane med atomi z nastankom skupnih elektronskih parov.

Mehanizem izobraževanja take povezave se lahko izmenjuje in sprejemnik donatorka.

JAZ. Izmenljivi mehanizem Deluje, ko atomi tvorijo splošne elektronske pare zaradi Unije neparskih elektronov.

1) $ H_2 $ - vodik:

Komunikacija nastane zaradi nastajanja celotnega elektronskega parka $ S $ -Elektrona vodikovih atomov (prekrivajo $ S $ -Rbitalov):

2) $ HCl $ - klorid:

Komunikacija nastane zaradi nastajanja splošnega elektronskega parka $ S-$ in $ P-$ Electrons (prekrivanje $ S-P-$ Orbitals):

3) $ CL_2 $: V molekuli klora, je kovalentna vez nastala zaradi neuporabljenih $ P-$ Electron (prekrivanje $ P-P-$ Orbitals):

4) $ N_2 $: Trije splošni elektronski pari so oblikovani v molekule nitrole med atomi:

II. Mehanizem sprejemnika donatorja Izobraževanje kovalentna komunikacija Razmislite o primeru amonijevega ionskega $ NH_4 ^ + $.

Donator ima elektronski par, acceptor je brezplačen orbitalni, ki ga ta par lahko zasede. V amonijem ionu so vse štiri obveznice z vodikovimi atomi kovalentni: trije so nastali zaradi ustvarjanja skupnih elektronskih parov atoma dušika in vodikovih atomov na menjalnem mehanizmu, ena - v skladu z mehanizmom sprejemnika donatorka.

Kovalentne obveznice se lahko razvrstijo glede na način prekrivanja elektronskih orbitalov, kot tudi, da jih prikaže na enega od vezanih atomov.

Kemične vezi, ki izhajajo iz prekrivanja elektronskih orbitalov vzdolž komunikacijske črte, se imenujejo $ Σ $ - Komunikacije (Sigma obveznice). Sigma-komunikacija je zelo trpežna.

$ P-$ Orbital se lahko prekriva na dveh področjih, ki tvorita kovalentno povezavo zaradi stranske prekrivanja:

Kemične vezi, ki so posledica "stranske" prekrivanja elektronskih orbitalov zunaj komunikacijske linije, tj. Na dveh področjih, imenovanih $ π $ - Komunikacije (PI-obveznice).

Z stopnja premika Splošni elektronski pari enemu od atomov, ki jih veže kovalentna vez, je lahko polar. in notolar.

Kovalentna kemična vez, ki se oblikuje med atomi z isto elektrono notolar. Elektronski pari se ne premaknejo na kateri koli od atomov, ker Atomi imajo enako e - lastnost zamude pri valjih elektronov iz drugih atomov. Na primer:

ti. Skozi kovalentno ne-polarno povezavo, se oblikujejo molekule preprostih snovi-ne-kovin. Kovalentna kemična vez med atomi elementov, katerih elektronenence se imenuje polarni.

Kovalentna dolžina in energija.

Značilnost lastnosti kovalentne vezi - Njegova dolžina in energija. Dolžina komunikacija - To je razdalja med jednjem atomov. Kemična vez je močnejša od njene dolžine. Vendar pa je merilo povezovalne moči komunikacijska energijaki se določi z količino energije, ki je potrebna za prekinitev komunikacije. Običajno se meri v KJ / MOL. Tako v skladu z eksperimentalnimi podatki, komunikacijska dolžina $ H_2 molekule, CL_2 $ in $ N_2 $, predstavljajo 0,074 $, 0,198 $ in $ 0.109 $ NM, in komunikacijska energija je $ 436, $ 242 in $ 946 CJ / MOL.

Ionov. Ionska komunikacija

Predstavljajte si, da obstajata dva atoma: atom skupine kovinskih I in ne-metalo skupino skupine. Na kovinskem atomu na zunanji energetski ravni je edini elektron, atom Nemmetala pa je samo en sam elektron, tako da je njegova zunanja raven končana.

Prvi atom bo zlahka dal drugi daljni od jedra in elektronskega elektrona, drugi pa mu bo zagotovil prost kraj na svoji zunanji elektronski ravni.

Nato bo atom, brez enega od njegovih negativnih nabojev, postal pozitivno napolnjen delček, druga pa se bo spremenila v negativno napolnjen delček zaradi nastalega elektrona. Tak delci se imenujejo ionov.

Kemična vez, ki nastanejo med ioni, se imenuje ion.

Razmislite o oblikovanju te povezave na primeru dobro prijaznega natrijevega klorida (natrijeva tabela):

Postopek preoblikovanja atomov v ione je prikazan na diagramu:

Takšna pretvorba atomov v ione se vedno pojavlja v interakciji atomov tipičnih kovin in tipičnih ne-kovin.

Razmislite o algoritmu (zaporedje) obrazložitve pri snemanju tvorbe ionske komunikacije, na primer, med kalcijevimi in kloronimi atomi:

Podatki, ki kažejo število atomov ali molekul, se imenujejo koeficienti.in številke, ki prikazujejo število atomov ali ionov v molekule indeksi.

Kovinska komunikacija

Spoznali bomo, kako delujejo atomi kovinskih elementov. Kovine običajno obstajajo v obliki izoliranih atomov, vendar v obliki kosov, ingot ali kovinskega izdelka. Kaj drži kovinske atome v enem znesku?

Atomi večine kovin na zunanji ravni vsebujejo majhno število elektronov - $ 1, 2, 3 $. Ti elektroni se zlahka ločijo, na tezah pa se pretvorijo v pozitivne ione. Samostojni elektroni se premikajo iz enega iona na drugega, ki jih vežejo v eno celoto. Povezovanje z ioni, ti elektroni tvorijo začasno atome, nato pa ponovno pustite in povezani z drugim ionom itd. Posledično se v količini kovine, atomi nenehno pretvorijo v ione in obratno.

Komunikacija v kovinih med ioni s skupnimi elektroni se imenuje kovinska.

Slika shematično prikazuje strukturo fragmenta natrijevega kovine.

Hkrati pa majhno število komičanskih elektronov veže veliko število ionov in atomov.

Kovinska komunikacija ima nekaj podobnosti s kovalentnim, saj temelji na Uniji elektronov. Vendar pa so na kovalentni povezavi, zunanji neparski elektroni samo dveh sosednjih atomov, so pogosti, medtem ko vsi atomi sodelujejo v kovinske komunikacije v publikaciji teh elektronov. To je razlog, zakaj kristali s kovalentnim vez občutljivih in s kovino, praviloma, plastične, električno prevodne in imajo kovinski sijaj.

Kovinska vez je značilna za čiste kovine in mešanice različnih kovin - zlitin v trdnih in tekočih stanjih.

Vodikovi Komunikacije

Kemična vez med pozitivno polariziranimi vodikovimi atomi ene molekule (ali dela) in negativno polariziranih atomov močno elektronegacijskih elementov, ki imajo ločeno elektronski par ($ f, o, n $ in manj pogosto $ in $ in $), Druga molekula (ali njegovi deli) se imenuje vodik.

Mehanizem za oblikovanje vodikovih vezi ima delno elektrostatično, delno donatorski lik.

Primeri intermolekularnih vodikovih vezi:

Če obstaja taka vez, so lahko tudi nizke molekularne snovi v normalnih pogojih tekočin (alkohol, voda) ali enostavno utekočinjeni plini (amoniak, fluoridni vodik).

Molekularne kristalne rešetke imajo molekularne kristalne vezi.

Molekularne in neelastične snovi. Vrsta kristalne mreže. Odvisnost lastnosti snovi iz njihove sestave in strukture

Molekularna in ne-molekularna struktura snovi

Ni ločenih atomov ali molekul prihajajo v kemijske interakcije, ampak snovi. Snov pod določenimi pogoji je lahko v eni od treh agregatnih držav: trdna, tekoča ali plinasta. Lastnosti snovi so odvisne tudi od narave kemijske vezi med delci, ki jih proizvajajo delce - molekule, atomi ali ioni. Z vrsto komunikacije se razlikujejo snovi molekularne in neetike.

Snovi, ki so sestavljene iz molekul, se imenujejo molekularne snovi. Povezave med molekulami v takih snoveh so zelo šibke, veliko šibkejše kot med atomi znotraj molekule, in že pri relativno nizkih temperaturah, prekinejo - snov se spremeni v tekočino in dodatno v plin (iodium sublimacijo). Taljenje in vrelišča snovi, ki sestojijo iz molekul, se povečuje s povečanjem molekulske mase.

TO molekularne snovi Snovi z jedrsko strukturo ($ C, SI, Li, Na, K, Cu, Fe, W) vključujejo, med njimi obstajajo kovine in ne-kovine.

. \\ T fizične lastnosti alkalijske kovine. Relativno majhna trdnost povezave med atomi povzroča nizka mehanska trdnost: alkalne kovine so mehke, enostavno rezane z nožem.

Velike velikosti atomov vodijo do majhne gostote alkalnih kovin: litij, natrija in kalij še lažje kot voda. V skupini alkalijskih kovin se temperatura vrenega in taljenja zmanjša s povečanjem zaporedne številke elementa, ker Velikost atomov se poveča in sprošča.

Do snovi nemolekularna Stavbe vključujejo ionske spojine. Večina kovinskih spojin z ne-kovinami imajo takšno stavbo: vse soli ($ Nacl, K_2SO_4 $), nekaj hidridov ($ Lih $) in okside ($ Cao, MgO, FEO), baza ($ NaOH, KOH $ ). Ionske (nelekularne) snovi imajo visoko taljenje in vrejo temperature.

Kristalne lazine

Znana je snov, lahko obstaja v treh agregatnih državah: plinasto, tekoče in trdno.

Trdne snovi: amorfni in kristalinični.

Razmislite, kako značilnosti kemijskih vezi na lastnostih trdnih snovi vplivajo na lastnosti trdnih snovi. Trdne snovi so razdeljene na crystal.in Amorfna.

Amorfne snovi nimajo jasnega tališča - pri segrevanju, postopoma mehčajo in gredo v tekoče stanje. V amorfni državi, na primer, se nahajajo plastika in različne smole.

Kristalinične snovi so značilne za pravilno lokacijo teh delcev, iz katerih so sestavljeni iz: atomov, molekul in ionov - v strogo določenih točkah prostora. Pri priključitvi teh točk se prostorski okvir oblikuje z ravnimi črtami, ki se imenujejo kristalno rešetko. Točke, v katerih so delci kristala, se imenujejo rešetke vozlišč.

Odvisno od vrste delcev, ki se nahajajo v sklopih kristalne mreže, in naravo razmerja med njimi odlikuje štiri vrste kristalnih lazin: ionska, atomska, molekularna in kovina.

Ionske kristalne lazine.

Ionsko Klic Crystal Label, v vozliščih, ki so ioni. Oblikujejo snovi z ionsko vezjo, ki je lahko povezana z običajnimi ioni $ na ^ (+), Cl ^ (-) $ in kompleksni $ SO_4 ^ (2-), ^ - $. Posledično imajo ionske kristalne rešetke soli, nekaj oksidov in hidroksidov kovin. Na primer, kristal natrijevega klorida je sestavljen iz izmeničnih pozitivnih ionov $ na ^ + $ in negativnih $ Cl ^ - $, ki tvori mrežo v obliki kocke. Povezave med ioni v takem kristalu so zelo stabilne. Zato se snovi z ionsko mrežo odlikujejo zaradi relativno visoke trdote in trajnosti, ki so ognjevarne in nehlapne.

Atomske kristalne lazine.

Atomsko Ustvarite kristalne mreže, v vozliščih, ki so ločeni atomi. V takih rešetkah so atomi med seboj povezani z zelo močnimi kovalentnimi vezi. Primer snovi s takšno vrsto kristalinične mreže je lahko diamant - eden od modelov alotropnih ogljika.

Večina snovi z atomsko kristalno mrežo ima zelo visoke temperature taljenja (na primer, diamant je nad $ 3500 ° C $), so trpežni in trdi, praktično netopni.

Molekularne kristalne rešetke.

Molekularna Kristalne rešetke se imenujejo v vozliščih, od katerih se nahajajo molekule. Kemični vezi v teh molekulah so lahko polarne ($ HCl, H_2O $), in ne polarne ($ N_2, O_2 $). Kljub dejstvu, da so atomi znotraj molekul povezani z zelo močnimi kovalentnimi obveznicami, med samim molekulami Šibke Intermolekularna atrakcija. Zato imajo snovi z molekularnimi kristalnimi rešetkami nizke trdote, nizke temperature taljenja, hlapne. Večina trdnih organskih spojin ima molekularne kristalne rešetke (naftalen, glukoza, sladkor).

Kovinske kristalne rešetke.

Kovinske vezalne snovi imajo kovinske kristalne rešetke. V vozliščih takih rešetke so atomi in ioni (nato atomi, nato ioni, v katerih kovinski atomi enostavno pretvorijo, dajejo svoje zunanje elektrone "v splošni rabi"). Takšna notranja struktura kovin določa njihove značilne fizikalne lastnosti: samopostrena, plastičnost, električna in toplotna prevodnost, značilen kovinski sijaj.

.

Veste, da se lahko atomi združijo med seboj z izobraževanjem tako preprosto kot kompleksne snovi. Hkrati se oblikujejo različne vrste kemijskih vezi: ionske, kovalentne (ne polarne in polarne), kovinske in vodik. Ena od najpomembnejših lastnosti atomov elementov, ki določajo, katera povezava se oblikuje med njimi - ionsko ali kovalentno, - to je elektronegativnost, t.j. Sposobnost atomov v povezavi, da bi pritegnili elektrone.

Pogojna količinska ocena elektronezibilnosti daje lestvici relativnih električnih pogajanj.

V obdobjih je splošni trend rasti elektrotrirnih in elementov ter v skupinah - njihovih padcev. Elementi za elektrotiperje so postavljeni v vrsti, na podlagi katerih lahko primerjate elektronegativnost elementov v različnih obdobjih.

Vrsta kemijske komunikacije je odvisna od tega, kako velika razlika med vrednostmi elektroneznosti povezovalnih atomov elementov. Bolj se razlikujejo pri elektronezibilnosti atomi elementov, ki tvorijo povezavo, kemična vez je polarna. Nemogoče je opraviti ostro mejo med vrstami kemijskih vezi. V večini spojin je vrsta kemijske vezi vmesna; Na primer, močno-polarna kovalentna kemična vez je blizu ionske komunikacije. Glede na to, kako so v svoji naravi bližje omejevalni primeri, se kemijska vez nanaša na ionsko ali na kovalentno polarno komunikacijo.

Ionska povezava.

Ionska komunikacija se oblikuje, ko se interakcija atomov, ki se močno razlikujejo med electronegativnostjo. Na primer, tipične kovine litijevega (LI), natrija (NA), kalijevega (k), kalcija (CA), stroncijskega (SR), barijevega (BA) ionske vezi z značilnimi nekovinami, predvsem s halogeni.

Poleg halogenidov alkalijskih kovin se ionska komunikacija tvori tudi v takšnih spojinah kot alkaliji in soli. Na primer, na natrijevem hidroksidu (NaOH) in natrijevem sulfatu (na 2 SO 4), ionske obveznice obstajajo le med natrijevimi in kisikovimi atomi (drugi priključki - kovalentni polar).

Kovalentna ne polarna povezava.

V interakciji atomov z isto elektrotrotirajo, molekule s kovalentnimi ne polarnimi vezi, se oblikujejo. Takšna povezava obstaja v molekulih naslednjih preprostih snovi: H2, F 2, CL2, O2, N 2. Kemične obveznice v teh plinih tvorijo splošni elektronski pari, t.j. Pri prekrivanju ustreznih elektronskih oblakov zaradi elektronske-jedrske interakcije, ki deluje, ko atomi rapa.

Z zbiranjem elektronskih formul, je treba spomniti, da je vsak splošni elektronski par pogojna podoba povečane elektronske gostote, ki izhaja iz prekrivanja ustreznih elektronskih oblakov.

Kovalentna polarna komunikacija.

Ko je interakcija atomov, vrednost elektrotabilnosti, ki je drugačna, vendar ne močno, obstaja razseljevanje skupnega elektronskega para na več elektrone-atoma. To je najpogostejša vrsta kemijske vezi, ki jo najdemo v anorganskih in organskih spojinah.

Tone Odnosi, ki jih oblikuje mehanizem darovalca, na primer, v hidroksoniju in aminskem ioni se v celoti uporabljajo za kovalentne vezi.

Kovinska povezava.


Komunikacija, ki je nastala kot posledica interakcije sprostitve prostih elektronov s kovinskimi ioni, se imenuje kovinska kravata. Ta vrsta komunikacije je značilna za preproste kovine.

Bistvo procesa nastanka kovinske obveznice je naslednji: kovinski atomi enostavno dajejo elektrone valence in se spremenijo v pozitivne napolnjene ione. Relativno prosti elektroni, ki se je odmaknil od atoma, se gibljejo med projekcijskimi ioni kovin. Med njimi je kovinska povezava, i.e. Elektroni, kot je bilo, utrjevanje pozitivnih ionov kristalne latske kovine.

Vodikov vez.


Komunikacija, ki se oblikuje med vodikovimi atomi ene molekule in atoma močnega elektronegavnega elementa (O, n, f) druga molekula se imenuje vodikove vezi.

Lahko se pojavi vprašanje: zakaj je točno vodik takšno posebno kemijsko razmerje?

To je pojasnjeno z dejstvom, da je atomski polmer vodika zelo majhen. Poleg tega, ko je premaknjen ali poln njegovega posameznega elektrona, vodik pridobi relativno visoko pozitivno naboj, zaradi katerih vodik ene molekule sodeluje z atomi elektronegacijskih elementov, ki imajo delno negativno naboj v sestavo drugih molekul (HF, H 2 O, NH 3).

Razmislite o nekaterih primerih. Ponavadi smo prikazali sestavo vode kemična formula H 2 O. Vendar to ni ravno natančno. To bi bilo bolj pravilno oblikovanje vode (H 2 O) n formula (H 2 O) N, kjer je n \u003d 2,3,4 itd. To je posledica dejstva, da so posamezne molekule vode med seboj povezane z vodikove vezi.

Vodikova vez je narejena za označevanje točk. To je veliko šibkejše od ionske ali kovalentne vezi, vendar močnejše od običajne intermekularne interakcije.

Prisotnost vodikovih vezi pojasnjuje povečanje vode z zmanjšanjem temperature. To je posledica dejstva, da se molekule, ko se temperatura zmanjša, se molekule okrepijo, zato se gostota njihove "embalaže" zmanjša.

Pri preučevanju organske kemije se je pojavilo tako vprašanje: zakaj so temperature vrelišča veliko višje od ustreznih ogljikovodikov? To je pojasnjeno z dejstvom, da se vodikove vezi tvorijo med alkoholnimi molekulami.

Povečanje vrelišča alkoholov se pojavlja tudi v bližini širitve njihovih molekul.

Vodikova vez je značilna tudi za številne druge organske spojine (fenol, karboksilne kisline itd.). Od tečajev organskih kemije in splošna biologija Veste, da je prisotnost vodikovih komunikacij pojasnjena s sekundarno strukturo beljakovin, struktura DNA dvojne vijake, t.j. fenomen complimentary.

Vsaka interakcija med atomi je možna le v prisotnosti kemijske povezave. Takšna povezava je vzrok za tvorbo stabilnega multiatifnega sistema - molekularne ionske, molekule, kristalne mreže. Trajna kemijska vezi zahteva veliko energije za odmor, zato je osnovna vrednost za merjenje moči komunikacije.

Pogoji kemijske komunikacije.

Oblikovanje kemijske vezi vedno spremlja izločanje energije. Ta proces je posledica zmanjšanja. potencialna energija Sistemi interakcijskih delcev - molekule, ioni, atomi. Potencialna energija nastalega sistema interaktivnih elementov je vedno manjša od energije nepovezanih odhodnih delcev. Tako je osnova za nastanek kemijskih vezi v sistemu zmanjšuje potencialno energijo njegovih elementov.

Narava kemijske interakcije

Kemična vez je posledica interakcije elektromagnetnih polj, ki nastanejo okoli elektronov in jeder atomov teh snovi, ki sodelujejo pri oblikovanju nove molekule ali kristala. Po odprtju teorije strukture atoma je narava te interakcije postala bolj dostopna za študij.

Prvič ideja OB. električna narava. Kemijske komunikacije so se pojavile iz angleške fizike Davyja, ki je predlagala, da se molekule oblikujejo zaradi električne privlačnosti večdimenzionalno nabitih delcev. Ta ideja je bila zainteresirana za švedski kemik in naravni vir I.YA. Blycelus, ki je razvil elektrokemično teorijo kemijske vezi.

Prva teorija, ki pojasnjuje procese kemijske interakcije snovi, je bila nepopolna, in sčasoma je morala zavrniti.

Teorija butlerove.

Uspešnejši poskus pojasniti naravo kemijskih snovi, ki jih je sprejel ruski znanstvenik A.M. Butlererov. Osnova njegove teorije, ta znanstvenik položil takšne predpostavke:

  • Atomi v povezanem stanju so med seboj povezani v določenem vrstnem redu. Sprememba tega naročila je vzrok za oblikovanje nove snovi.
  • Atomi so zavezujoče drug na drugega v skladu z zakoni valence.
  • Lastnosti snovi so odvisne od vrstnega reda spojine atomov v molekuli snovi. Drug ureditev postane razlog za spreminjanje kemijskih lastnosti snovi.
  • Atomi, povezani med seboj, so najbolj prizadeti drug drugemu.

Teorija Butrerov je pojasnila lastnosti kemikalij, ne le s sestavo, temveč tudi z vrstnim redom atomov. Takšen notranji nalog A.M. Butlers imenuje "kemijska struktura".

Teorija ruskega znanstvenika je omogočila, da se naroči v klasifikaciji snovi in \u200b\u200bzagotovilo možnost, da določi strukturo molekul kemijske lastnosti. Teorija je dala odgovor na vprašanje: Zakaj imajo molekule, ki vsebujejo enako število atomov različne kemijske lastnosti.

Predpogoji za ustvarjanje teorij kemijske komunikacije

V njegovi teoriji kemijska struktura. Butlers se niso dotaknili vprašanja o tem, kaj je kemična povezava. Za to, potem je bilo premalo podatkov notranja struktura. Snovi. Šele po odprtju planetarnega modela atoma je ameriški znanstvenik Lewis začel razvijati hipotezo, da se kemična vez pojavi z nastankom elektronskega para, ki hkrati pripada dvema atomama. Nato je ta ideja postala temelje za razvoj kovalentne komunikacijske teorije.

Kovalentna kemična komunikacija

Trajnost kemična spojina Lahko se oblikuje ob prekrivanju elektronskih oblakov dveh sosednjih atomov. Rezultat takšnega medsebojnega križišča postane povečanje gostote elektron v prostoru med sedežem. Jedro atomov, kot veste, se napolnjujejo pozitivno, zato poskušajo pritegniti negativno napolnjen elektronski oblak čim bližje. Ta atrakcija je veliko močnejša od moči odbijanja med dvema pozitivno nabite jedro, zato je ta povezava stabilna.

Prvič, izračune kemijske obveznice izvajajo kemiki GATELER in Londona. Obravnavali so razmerje med dvema vodikovima atomama. Najpreprostejši vidni pogled na to lahko izgleda takole:

Kot je razvidno, elektronski par zavzema kvantno mesto v obeh vodikovih atomih. Takšno dvocenčno postavljeno elektronsko se imenuje "kovalentna kemična komunikacija". Kovalentna vez je značilna za molekule preprostih snovi in \u200b\u200bnjihovih neizmernih povezav. Snovi, ustvarjene kot posledica kovalentnih obveznic, se običajno ne izvajajo elektrika Ali so polprevodniki.

Ionska komunikacija

Kemijska povezava tipa ION se pojavi z medsebojno električno privlačnostjo obeh nasprotno nabitih ionov. Ioni so lahko preprosti, sestavljeni iz enega atoma snovi. V spojinah tega tipa so preprosti ioni najpogosteje pozitivno nabiti atomi kovin 1.2 skupin, ki so izgubili svoj elektron. Oblikovanje negativnih ionov je neločljivo povezano z atomi tipičnih ne-kovin in baz njihovih kislin. Zato je med tipičnimi ionskimi spojinami številni halogenidi alkalijskih kovin, kot so CSF, NACL in drugi.

Za razliko od kovalentne komunikacije ion nima nasičenosti: različno število nasprotno nabitih ionov se lahko pridružijo ion ali skupino ionov. Število pritrjenih delcev je omejeno le z linearnimi dimenzijami interakcij ionov, kot tudi stanje, v katerem bi morale biti sile privlačnosti nasproti napolnjenih ionov večje od obratnih sil istih nabitih delcev, ki so vključene v spojino ionsko tip .

Vodikovi Komunikacije

Še pred oblikovanjem teorije kemijske strukture, eksperimentalnih pomeni, da je bilo ugotovljeno, da imajo vodikove spojine z različnimi nekovinami več nenavadnih lastnosti. Na primer, vrelišče fluorid vodik in vode je bistveno višje, kot bi bilo mogoče pričakovati.

Te in druge značilnosti vodikovih spojin je mogoče pojasniti z zmožnostjo atoma H +, da tvori drugo kemično vez. Ta vrsta povezave se je imenovala "Vodikovi komunikacija". Vzroki za nastanek vodikovih vezi so v lastnostih elektrostatičnih sil. Na primer, v fluoriju hidravlični molekula je splošni elektronski oblak tako premaknjen proti fluorinu, da je prostor okoli atoma te snovi nasičen z negativnim električnim poljem. Okoli atoma vodika, brez edina elektrona, je polje veliko šibkejše in ima pozitivno naboj. Posledica tega je dodatno razmerje med pozitivnimi poljih elektronskih oblakov H + in negativnim F -.

Kemijska povezava kovin

Atomi vseh kovin se nahajajo v prostoru na določen način. Vrstni red atomov kovin se imenuje kristalna mreža. Hkrati pa elektroni različnih atomov šibko delujejo med seboj, ki tvorijo splošen elektronski oblak. Ta vrsta interakcije med atomi in elektroni se je imenovala "Kovinska komunikacija".

To je prosto gibanje elektronov v kovinih, ki lahko pojasnijo fizikalne lastnosti kovinskih snovi: električna prevodnost, toplotna prevodnost, moč, gladkost in drugi.

3.3.1 Kovalentna komunikacija - To je dvostosna dvo-elektronska vez, ki jo tvori prekrivanje elektronskih oblakov, ki prevažajo neparene elektrone z anti-vzporednimi vrtljaji. Praviloma se oblikuje med atomi enega kemičnega elementa.

Kvantitativno je značilna za valenco. Vrednotenje elementa - To je njena sposobnost, da oblikuje določeno število kemijskih vezi zaradi brezplačnih elektronov, ki se nahajajo atomic valenty cone.

Kovalentna veza tvori samo par elektronov med atomi. Imenuje se razdeljen par. Preostali pari elektronov se imenujejo zaledeni pari. Napolnijo lupine in ne sodelujejo v vezavi. Odnos med atomi se lahko izvede ne samo enega, ampak tudi dva in celo tri razdeljene pare. Takšne povezave se imenujejo double. in T. lokalne - večkratne povezave.

3.3.1.1 Kovalentna ne polarna povezava. Komunikacija, ki jo izvajajo nastajanja elektronskih parov, se v enakem obsegu, ki spada v obeh atomovih, se imenuje kovalentno nerodno. Pojavi se med atomi s skoraj enako elektronezibilnosti (0,4\u003e ΔEO\u003e 0) in posledično enotna porazdelitev gostote elektronov med jedri atomovih v molekulah homo-tenorja. Na primer, H 2, O2, N 2, CL2, itd, Dipoln trenutek takih povezav je nič. Povezava v mejnih ogljikovodikih (na primer v CH 4) se šteje za skoraj ne polarne, ker Δ Eo \u003d 2,5 (C) - 2.1 (H) \u003d 0,4.

3.3.1.2 Kovalentna polarna komunikacija. Če je molekula oblikovana z dvema različnima atomama, se območje prekrivajočih se elektronskih oblakov (Orbitalni) premakne proti enemu od atomov, taka povezava pa se imenuje polar. . S takšno povezavo je verjetnost iskanja elektronov v bližini jedra enega od atomov višja. Na primer, NCL, H 2 S, Ph 3.

Polar (asimetrična) kovalentna komunikacija - Komunikacija med atomi z različno elektronizmom (2\u003e ΔEO\u003e 0,4) in asimetrično porazdelitvijo skupnega elektronskega para. Praviloma se oblikuje med dvema ne-kovinama.

Elektronska gostota take obveznice se premakne na bolj elektronetivni atom, ki vodi do videza delnega negativnega naboja na njem (Delt minus), in na manj elektrone-atomu - delno pozitivno naboje  (Delta Plus)

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

Smer premijenja elektronov je označena tudi s puščico:

CCL, CO, CN, On, CMG.

Večja je razlika v elektronezivnosti pripadajočih atomov, višja je polarnost komunikacije in njegov bolj dipoln trenutek. Med nasprotnim znakom delne naboje so dodatne privlačnosti. Zato je polarna povezava močnejša.

Poleg tega polarizum. kovalentna komunikacija ima lastnost osega - Sposobnost atoma, da se oblikuje toliko kovalentnih vezi, saj je energetsko dostopna atomska orbitala. Tretja lastnost kovalentne povezave je njena osredotočite se.

3.3.2 Ionska povezava. Gonilna sila njegove tvorbe je enaka aspiracija atomov do oksetletne lupine. Toda v nekaterih primerih se lahko taka oksetna lupina pojavi le, ko elektronski prenos iz enega atoma na drugo. Zato je kot pravilo, je ionska povezava nastala med kovino in ne-metalolom.

Razmislite kot primer reakcije med natrijevimi atomi (3S 1) in fluorom (2S 2 3S 5). Razlika električne energije v povezavi NAF

eo \u003d 4.0 - 0,93 \u003d 3.07

Natrij, ki daje Fectour 3S 1 -Eelectron, postane na + ion in ostaja z 2S 2 2P6 s 6 O 2P6 Shell, ki ustreza elektronski konfiguraciji neonskega atoma. Povsem enako elektronska konfiguracija Fluoro pridobi, ki sprejema enega elektrona, ki ga daje natrij. Posledično se pojavijo sile elektro-statične privlačnosti med nasprotnimi nagibnimi ioni.

Ionska komunikacija - ekstremni primer polarne kovalentne vezi, ki temelji na elektrostatičnem privlačnosti ionov. Takšna povezava se pojavi z veliko razliko v atomih, povezanih z elektronegatenami (eo\u003e 2), ko manj elektronegativnega atoma skoraj popolnoma daje svoje valence elektrone in se spremeni v kation, drugi, več elektrone anion. Interakcija ionov v nasprotnem znaku ni odvisna od smeri, kolumske sile pa nimajo lastnosti nasičenosti. Na podlagi tega aGO komunity. Brez poseganja usmerjena in osega Ker je vsak ion povezan z določenim številom protivrodij (število koordinacijskih). Zato spojine, povezane z ionsko, nimajo molekularne strukture in so trdne snovi, ki tvorijo ionske kristalne rešetke, z visokimi talilnimi in vreličnimi temperaturami, so zelo sončne, pogosto slanica, v vodne rešitve Električno prevodni. Na primer, MGS, NACL in 2 O 3. Praktično ni spojin s povsem ionskimi priključki, saj nekateri delež kovalentnosti vedno ostaja zaradi dejstva, da se skupni prehod enega elektrona na drug atom ne upošteva; V večini "ionskih" snovi delež ionskih komunikacij ne presega 90%. Na primer, v NAF, je polarizacija komuniciranja približno 80%.

V organskih spojinah so ionske povezave precej redke, ker Atom ogljika ni nagnjen k izgubi ali pridobivanju elektronov z tvorbo ionov.

Valence. Elementi v spojinah z ionskimi priključki so zelo pogosto označeni stopnja oksidacije Kar v zvezi s tem ustreza obsegu napolnjenosti elementov v tej povezavi.

Stopnja oksidacije - To je pogojna naboj, ki pridobi atom kot posledica prerazporeditve elektronske gostote. Kvantitativno je značilno število preusmerjenih elektronov iz manj električnega elementa za več elektrone. Pozitivno napolnjen ion je nastal iz tega elementa, ki je dal svoje elektrone, in negativni ion iz elementa, ki ga ti elektroni sprejeli.

Element, ki se nahaja v. višja oksidacija (Najvišja pozitivna), je že dala vse svoje valence elektrone, ki so v AVZ. In ker je njihovo število določeno s številom skupine, v kateri je element, najvišja stopnja oksidacije Za večino elementov in bo enaka Številka skupine. . O tem \\ t spodnja oksidacija (Največja negativna), nato pa se pojavi pri oblikovanju osmih elektronskih lupin, to je, v primeru, ko je AVZ popolnoma napolnjen. Za nemmetalov. Izračuna se po formuli Številka skupine - 8 . Za kovine enako nič Ker ne morejo prejemati elektronov.

Na primer, AVZ žveplo ima obrazec: 3S 2 3P 4. Če atom daje vse elektrone (šest), bo pridobila najvišjo stopnjo oksidacije +6 enako VI. Če obstajata dva potrebno za dokončanje stabilne lupine, bo pridobila nizko stopnjo oksidacije –2 enako Številka skupine - 8 \u003d 6 - 8 \u003d -2.

3.3.3 Kovinska povezava. Večina kovin ima številne lastnosti, ki so pogoste in se razlikujejo od lastnosti drugih snovi. Takšne lastnosti so relativno visoke temperature taljenja, sposobnost odraža svetlobo, visoko toplotno in električno prevodnost. Te značilnosti so pojasnjene z obstojem posebne vrste interakcij v kovinah. – kovinska komunikacija.

V skladu s položajem v periodičnem sistemu imajo atomi kovine majhno število valenčnih elektronov, ki so dovolj slabo povezani z njihovimi jedmi in se lahko zlahka razbijejo od njih. Kot rezultat tega, pozitivno napolnjenih ionov, lokaliziranih na določenih položajih kristalne mreže, se pojavljajo v kristalni mreži kovine, in veliko število delokaliziranih (prostih) elektronov, ki so relativno prosto gibljejo na področju pozitivnih centrov in komunicirajo med Vsi kovinski atomi zaradi elektrostatične privlačnosti.

To je pomembna razlika med kovinskimi vezi od kovalentnega, ki imajo strogo usmerjenost v vesolje. Komunikacijske sile v kovini niso lokalizirane in niso usmerjene, in prosti elektroni, ki tvorijo "elektronski plin" povzročajo visoko toplotno in električno prevodnost. Zato je v tem primeru nemogoče govoriti o smeri obveznic, saj so valenten elektroni skoraj enakomerno porazdeljeni preko kristala. To je točno tisto, kar je pojasnjeno, na primer, plastičnost kovin, t.e. Možnost premikanja ionov in atomov v kateri koli smeri

3.3.4 Komunikacija sprejemnika donatorja. Poleg mehanizma za nastanek kovalentne vezi, v skladu s katerim se pojavi celoten elektronski par, ko se dva elektrona sodeluje, je tudi poseben mehanizem sprejemnika donatorja . To je v tem, da je kovalentna vez oblikovana kot posledica prehoda že obstoječega (smiselnega) elektronskega para donara. (dobavitelj elektronov) v celotni uporabi darovalca in acceptor. (Dobavitelj za prost atomski orbital).

Po tvorbi se ne razlikuje od kovalentnega. Mehanizem sprejemnika donatorka je dobro prikazan z tvorbo amonijevega iona (slika 9) (zobniki kažejo elektrone zunanje ravni atoma dušika):

Slika 9 - Izobraževalni sistem amonijevega iona

Elektronska formula AVZ dušikovih atomov 2S 2 2P3, to je, ima tri neparske elektrone, ki prihajajo v kovalentno vez s tremi vodikovimi atomi (1S 1), od katerih ima vsak eni valenten elektron. Hkrati se oblikuje amoniaška molekula NH3, v kateri se ohrani zloben elektronski par dušika. Če je za ta molekula primerna vodikov proton (1S 0), ki nima elektronov, bo dušik posredoval svoj par elektronov (darovalca) na ta atomski orbitalni vodik (acceptor), kar je povzročilo amonijev ion. Ima vsakega vodikovega atoma, povezanega z atomom dušika s skupnim elektronskim parom, od katerih je eden izveden v skladu z mehanizmom sprejemnika donatorka. Pomembno je omeniti to n-N komunikacijaOblikovani z različnimi mehanizmi, nobena razlike v lastnostih nimajo. Označeni pojav je posledica dejstva, da v času oblikovanja sklopa orbitala 2S in 2R elektronov atoma dušika spremenita njegovo obliko. Posledično so štiri popolnoma enake v obliki Orbitala.

Atomi z velikim številom elektronov običajno opravljajo kot donatorji, vendar imajo majhno število neporabljenih elektronov. Za elemente II obdobja je taka priložnost, razen atoma dušika, na voljo na kisiku (dva para pare) in pri fluoru (tri različne pare). Na primer, ion vodikovega H + v vodnih raztopinah ni nikoli v prostem stanju, saj je ion hidroksonij H 3 O + iona hidroksonija vedno nastal iz vodnih molekul H 2 O in ION H +, čeprav je hidroksonija prisotna v vseh vodnih raztopinah , Čeprav je shranjen za lahek H + simbol.

3.3.5 vodikove vezi. Vodikov atom, povezan z močnim elektronestičnim elementom (dušik, kisik, fluor, itd.), Ki "zategne" celoten elektronski par je pomanjkanje elektronov in pridobi učinkovit pozitiven naboj. Zato je sposoben sodelovati z različnim par elektronov drugega elektronegavnega atoma (ki pridobi učinkovito negativno naboj) iste (intramolekularne komunikacije) ali druge molekule (intermolekularna komunikacija). Posledično se pojavi vodikovi Komunikacije ki je grafično označena s točkami:

Ta povezava je veliko šibkejša od drugih kemičnih vezi (energija njegove tvorbe 10 – 40 KJ / MOL) in ima predvsem delno elektrostatično, delno donatorski značaj.

Izjemno pomembna vloga vodikovih vezi v bioloških makromolekulah, takšne anorganske spojine kot H 2 O, H2F2, NH3. Na primer, vezi ONV v H 2 O imajo opazen polarni znak s presežkom negativnega naboja - na atom kisika. Atom vodika, nasprotno, pridobi majhen pozitivni naboj  + in lahko komunicira z vodotesnimi hlapami elektronov kisikovega atoma sosednje molekule vode.

Interakcija med vodo molekulami je dovolj močna, tako da, tudi v pare vode, dimerji in tridimenzionalnih trimerjev (H 2 O) 2, (H20) 3, itd., Lahko nastanejo v raztopinah. Dolge verige Lahko se pojavijo sodelavci tega tipa: \\ t

ker ima atom kisika dva nesmiselna pari elektronov.

Prisotnost vodikovih vezi pojasnjuje visoke temperature vrejo vode, alkohole, karboksilne kisline. Zaradi vodikovih vezi, je voda označena kot visoka v primerjavi s H 2 E (E \u003d S, SE, TE) s taljenjem in vreličnimi temperaturami. Če so bile vodikove vezi odsotne, bi se voda topila pri -100 ° C in kuhana pri -80 ° C. Za alkohole in organske kisline so opazili tipični primeri združevanja.

Vodikove vezi se lahko pojavijo tako med različnimi molekulami in znotraj molekule, če obstajajo skupine z donatorskimi in sprejemniki sposobnosti v tej molekuli. Na primer, to je intramolekularne vodikove vezi, ki igrajo pomembno vlogo pri oblikovanju peptidnih verig, ki določajo strukturo beljakovin. N-obveznice vplivajo na fizikalne in kemijske lastnosti snovi.

Vrsta vodikovih vezi ne tvorijo atomov drugih elementov Ker so sile elektrostatične privlačnosti variepete koncev pomorskih vezi (O-H, N-H itd.) Precej šibka in delujejo le na nizkih razdaljah. Vodik, ki ima najmanjši atomski radij, vam omogoča, da se približate takšnim dipolam, toliko, da postane privlačna sila opazna. Noben drug element z velikim atomskim polmerom ni sposoben oblikovati take povezave.

3.3.6 Intermolekularne interakcijske sile (moč van der Waals). Leta 1873 nizozemski znanstvenik I. Van der Waals je predlagal, da obstajajo sile, ki določajo privlačnost med molekulami. Te sile so kasneje prejele ime van der Waals sil – Najbolj univerzalni pogled na intermolekularno komunikacijo. Energija komunikacije van der Waals je manj vodik in je 2-20 kJ / ∙ mol.

Glede na metodo sile je razdeljena na:

1) Orientacijska (dipol-dipol ali ion-dipol) - nastanejo med polarnimi molekulami ali med ioni in polarnimi molekulami. Ko se polarne molekule približajo tako, da je pozitivna stran enega dipola osredotočena na negativno stran drugega dipol (slika 10).

Slika 10 - Orientacijska interakcija

2) Indukcija (dipol - induciran dipol ali ion-induced dipol) - nastanejo med polarnimi molekulami ali ioni in ne polarnimi molekulami, vendar sposobni polarizacije. Dileles lahko vplivajo na ne-polarne molekule, ki jih obračajo v navedene (inducirane) dipole. (Slika 11).

Slika 11 - Indukcijska interakcija

3) Disperzija (inducirani dipol induciran dipola) - nastanejo med ne-polarnimi molekulami, ki lahko polarizaciji. V vsaki molekuli ali atomu plemenitih plinov se pojavijo nihanja električne gostote, zaradi katerih se pojavijo trenutni dipoli, ki povzročijo insučne instant dipole v sosednjih molekul. Gibanje instant dipolov postane dosledno, njihov videz in razpadanje nastane sinhrono. Zaradi interakcije instant dipolov se energija sistema zmanjša (slika 12).

Slika 12 - Interakcija razpršenosti

Atomi večine elementov ne obstajajo ločeno, saj lahko komunicirajo med seboj. V tem primeru se oblikujejo bolj zapletene delce.

Narava kemijske obveznice je sestavljena iz delovanja elektrostatičnih sil, ki so sile interakcije med električnimi dajatvami. Takšne dajatve imajo elektrone in jedra atomov.

Elektroni, ki se nahajajo na zunanjih elektronskih ravneh (Valence Electroni), so na vseh iz jedra, šibkejšega od vsega, kar komunicira z njim, kar pomeni, da se lahko odmaknejo od jedra. Odgovorni so za vezavo atomov med seboj.

Vrste interakcij v kemiji

Vrste kemijske vezi so lahko zastopane kot naslednja tabela:

Značilnost ionske povezave

Kemična interakcija, ki je nastala zaradi atrakcija ionovimajo različne stroške, imenovane Ionic. To se zgodi, če imajo vezivani atomi pomembno razliko v elektronegivnosti (to je, sposobnost privabljanja elektronov) in elektron par premakne na več elektronegativnega elementa. Rezultat takega elektronskega prehoda iz enega atoma v drugega je nastanek nabitih delcev - ionov. Med njimi in privlačnost se pojavi.

Najmanjši kazalniki elektronegativnosti imajo tipične kovineIn največje - tipične nekovine. Ioni se tako oblikujejo pri interakciji med tipičnimi kovinami in tipičnimi ne-kovinami.

Kovinski atomi postanejo pozitivno nabiti ioni (kationi), ki dajejo elektrono zunanjih elektronskih nivojev, in ne-kovine vzamejo elektrone, na ta način obračajo negativno ionov (anioni).

Atomi gredo na bolj trajnostno energetsko stanje, Ki izpolnjujejo elektronske konfiguracije.

Ionski odnos je nenamerna in ni strašljiva, saj se elektrostatična interakcija pojavi v vseh smereh, zato lahko ion privablja ione nasprotnega znaka v vseh smereh.

Lokacija ionov je, da je okoli vsakega obstaja določeno število napolnjenih ionov. Koncept "molekule" za ionske spojine nima smisla.

Primeri izobraževanja

Oblikovanje komunikacije na natrijevem kloridu (NACL) je posledica prenosa elektrona iz atoma NA na CL Atomu, da oblikuje ustrezne ione:

Na 0 - 1 e \u003d na + (kation)

Cl 0 + 1 e \u003d Cl - (anion)

V natrijevem kloridu okoli natrijev je šest klora anionov, in obstaja šest natrijevih ionov okoli vsakega klorovega iona.

Ko se medsebojno delovanje med atomi v bariju sulfida, pojavijo naslednji postopki:

BA 0 - 2 E \u003d BA 2+

S 0 + 2 e \u003d s 2-

VA daje dvema elektronskim podplatom, zaradi česar se oblikujejo sulfur anions s 2 in bay cations BA 2+.

Kovinske kemijske komunikacije

Število elektronov zunanje ravneh energije kovin je majhno, zlahka se ločijo od jedra. Zaradi takega ločevanja se oblikujejo kovinske ione in brezplačne elektrone. Ti elektroni se imenujejo "elektronski plin". Elektroni se prosto gibljejo po volumnu kovine in so nenehno vezavi in \u200b\u200bločeni od atomov.

Struktura kovinske snovi je taka: kristalna mreža je zunanja snov, med njegovimi vozlišči pa se elektroni lahko prosto gibljejo.

Naslednji primeri se lahko podajo:

Mg - 2e.<-> MG 2+

CS - E.<-> CS +.

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

FE - 3E.<-> FE 3+

Kovalent: Polarni in ne polarni

Najpogostejša vrsta kemijske interakcije je kovalentna vez. Vrednosti electronebility elementov, ki vstopajo v interakcijo, niso močno, v zvezi s tem pa se do več elektrone-electron atom pojavi le premik celotnega elektronskega para.

Kovalentno interakcijo se lahko oblikuje z menjalnim mehanizmom ali sprejemnik donatorka.

Mehanizem izmenjevanja se izvaja, če ima vsak od atomov neparski elektroni na zunanji elektronski ravni in prekrivajo atomske orbitale, vodi do par elektronov, ki pripadajo obema atomom. Ko ima eden od atomov par elektronov na zunanjem elektronskem nivoju, in druga je brezplačna orbitalna, nato, ko prekrivajo atomske orbitale, je družabni par in interakcija na mehanizmu donatorskega sprejemnika.

Kovalent so ločeni z množico:

  • preprost ali samski;
  • dvojno;
  • triple.

Dvojice zagotavljajo socializacijo dveh parov elektronov naenkrat in triple - tri.

Na porazdelitvi gostote elektronov (polarnost) med kovalentnimi vezi, vezanimi atomi, je razdeljena na:

  • ne polarni;
  • polarni.

Ne-polarna komunikacija tvorita iste atome in polarna - drugačna elektronegativnost.

Interakcija atomov, ki so blizu elektronezibilnosti, se imenuje ne-polarna vez. Celoten par elektronov v taki molekuli ne privlači katerega koli od atomov, vendar spada enako tako.

Interakcija elementov, ki se razlikujejo v elektroniziji, vodi do oblikovanja polarnih obveznic. Skupne elektronske pare s to vrsto interakcije pritegnejo bolj elektronegativni element, vendar ne gre v celoti v celoti v to (to je, tvorba ionov se ne pojavi). Zaradi takega premika gostote elektronov na atome, delne naboje se pojavljajo: na več elektrone- negativni naboj, in na manj pozitivnih.

Kovalentne lastnosti in lastnosti

Glavne značilnosti kovalentne vezi:

  • Dolžina je določena z razdaljo med jedrom interakcijskih atomov.
  • Polarnost se določi z upodabljanjem elektronskega oblaka na enega od atomov.
  • Osredotočite se na nepremičnine, usmerjene v komunikacijski prostor in, zato molekule, ki imajo določene geometrijske oblike.
  • Opozorilo je odvisno od sposobnosti, da se oblikuje omejeno število povezav.
  • Polarizibility se določi z zmožnostjo spreminjanja polarnosti pod delovanjem zunanjega električnega polja.
  • Energijo, ki je potrebna za uničenje povezave, ki določa njeno moč.

Primer kovalentnega ne polarne interakcije je lahko vodikov molekule (H2), klor (CL2), kisik (O2), dušik (N2) in mnogi drugi.

H · + h → H-H Molekula ima eno samo polarno povezavo

O: +: o → o \u003d o molekula ima dvojno ne-polarno,

Ṅ: + ṅ: → N≡N molekula ima trojno ne polarno.

Kot primeri kovalentnega kemični elementi Ogljikov dioksid molekule (CO2) in ogljikov monoksid (CO) plin, vodikov sulfid (H2S) se lahko poda, klorovodikove kisline (H2), voda (H2O), metan (CH4), žveplov oksid (SO2) in mnogi drugi.

V molekuli CO2 je odnos med ogljikovimi in kisikovimi atomi kovalentni polarni, saj več elektronegativnega vodika privablja gostoto elektronov. Kisik ima dva neparski elektron Na zunanji ravni in ogljik lahko zagotovijo oblikovanje interakcij štirje valenten elektron. Kot rezultat, dvojne vezi in molekula izgleda tako: O \u003d C \u003d O.

Da bi določili vrsto komunikacije v eni ali drugi molekuli, zadostuje upoštevati komponente svojih atomov. Enostavne snovi kovine tvorijo kovine, kovine z nekovinami - ionske, ne-metalo snovi - kovalentne ne polarne, in molekule, ki sestojijo iz različnih nekovinskih kovin, tvorijo kovalentne polarne vezi.