Cheminis ryšys

Visos sąveikos, vedančios į cheminių dalelių (atomų, molekulių, jonų ir kt.) susijungimą į medžiagas, skirstomos į cheminius ryšius ir tarpmolekulinius ryšius (tarpmolekulinės sąveikos).

Cheminiai ryšiai- ryšiai tiesiogiai tarp atomų. Yra joninės, kovalentinės ir metalinės jungtys.

Tarpmolekuliniai ryšiai- jungtys tarp molekulių. Tai vandeniliniai ryšiai, jonų-dipolių ryšiai (dėl šio ryšio susidarymo, pvz., susidaro jonų hidratacijos apvalkalas), dipolio-dipolio (dėl šio ryšio susidarymo jungiasi polinių medžiagų molekulės pavyzdžiui, skystame acetone) ir kt.

Joninis ryšys- cheminis ryšys, susidarantis dėl priešingai įkrautų jonų elektrostatinės traukos. Dvejetainiuose junginiuose (dviejų elementų junginiuose) jis susidaro, kai surištų atomų dydžiai labai skiriasi vienas nuo kito: vieni atomai yra dideli, kiti maži – tai yra, vieni atomai lengvai atsisako elektronų, o kiti linkę priimti. juos (dažniausiai tai yra elementų, sudarančių tipiškus metalus, atomai ir tipiškus nemetalus sudarančių elementų atomai); tokių atomų elektronegatyvumas taip pat labai skiriasi.
Jonų ryšys yra nekryptinis ir neprisotinamas.

Kovalentinis ryšys- cheminis ryšys, atsirandantis dėl bendros elektronų poros susidarymo. Kovalentinis ryšys susidaro tarp mažų atomų, kurių spindulys yra toks pat arba panašus. Būtina sąlyga yra nesuporuotų elektronų buvimas abiejuose susietuose atomuose (mainų mechanizmas) arba vienišos poros viename atome ir laisvos orbitalės kitame (donoro-akceptoriaus mechanizmas):

Pagal bendrų elektronų porų skaičių kovalentiniai ryšiai skirstomi į
• paprastas (vienas)- viena elektronų pora,
• dvigubai- dvi elektronų poros,
• trigubai- trys elektronų poros.

Dvigubos ir trigubos jungtys vadinamos daugybinėmis jungtimis.

Pagal elektronų tankio pasiskirstymą tarp surištų atomų kovalentinis ryšys skirstomas į nepoliarinis Ir poliarinis. Nepolinis ryšys susidaro tarp identiškų atomų, polinis - tarp skirtingų.

Elektronegatyvumas– medžiagos atomo gebėjimo pritraukti bendras elektronų poras matas.
Polinių ryšių elektronų poros pasislenka link daugiau elektronneigiamų elementų. Pats elektronų porų poslinkis vadinamas ryšio poliarizacija. Daliniai (pertekliniai) krūviai, susidarantys poliarizacijos metu, žymimi + ir -, pavyzdžiui: .

Remiantis elektronų debesų ("orbitalių") persidengimo pobūdžiu, kovalentinis ryšys skirstomas į -jungtį ir -jungtį.
-Ryšis susidaro dėl tiesioginio elektronų debesų persidengimo (išilgai tiesės, jungiančios atomo branduolius), -ryšis susidaro dėl šoninio persidengimo (abiejose plokštumos, kurioje yra atomo branduoliai, pusėse).

Kovalentinis ryšys yra kryptingas ir įsotinamas, taip pat poliarizuojamas.
Hibridizacijos modelis naudojamas kovalentinių ryšių tarpusavio krypčiai paaiškinti ir numatyti.

Atominių orbitų ir elektronų debesų hibridizacija- tariamas atominių orbitų energijos lygis ir elektronų debesų forma, kai atomas sudaro kovalentinius ryšius.
Trys dažniausiai pasitaikantys hibridizacijos tipai yra šie: sp-, sp 2 ir sp 3 -hibridizacija. Pavyzdžiui:
sp-hibridizacija - molekulėse C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (linijinė struktūra);
sp 2-hibridizacija - molekulėse C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (plokščia trikampio forma);
sp 3-hibridizacija - molekulėse CCl 4, SiH 4, CH 4 (tetraedrinė forma); NH 3 (piramidės formos); H 2 O (kampinė forma).

Metalinė jungtis- cheminė jungtis, susidaranti dalijantis visų metalo kristalo surištų atomų valentiniais elektronais. Dėl to susidaro vienas kristalo elektronų debesis, kuris lengvai juda veikiamas elektros įtampos – taigi ir didelis metalų elektrinis laidumas.
Metalinis ryšys susidaro, kai jungiami atomai yra dideli ir todėl linkę atiduoti elektronus. Paprastos medžiagos, turinčios metalinį ryšį, yra metalai (Na, Ba, Al, Cu, Au ir kt.), kompleksinės medžiagos – intermetaliniai junginiai (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 ir kt.).
Metalo jungtis neturi kryptingumo ar prisotinimo. Jis taip pat išsaugomas metalo lydaluose.

Vandenilinė jungtis- tarpmolekulinis ryšys, susidarantis dėl to, kad vandenilio atomas, turintis didelį teigiamą dalinį krūvį, dalinai priima elektronų porą iš labai elektronegatyvaus atomo. Jis susidaro tais atvejais, kai vienoje molekulėje yra atomas su viena elektronų pora ir didelis elektronegatyvumas (F, O, N), o kitoje yra vandenilio atomas, labai poliniu ryšiu susietas su vienu iš tokių atomų. Tarpmolekulinių vandenilio jungčių pavyzdžiai:

H—O—H OH 2 , H—O—H NH 3 , H—O—H F—H, H—F H—F.

Intramolekuliniai vandenilio ryšiai egzistuoja polipeptidų, nukleorūgščių, baltymų ir kt.

Bet kokio ryšio stiprumo matas yra ryšio energija.
Bendravimo energija- energija, reikalinga tam tikram cheminiam ryšiui nutraukti 1 molyje medžiagos. Matavimo vienetas yra 1 kJ/mol.

Joninių ir kovalentinių ryšių energija yra vienodo dydžio, vandenilio jungčių energija yra eilės tvarka mažesnė.

Kovalentinio ryšio energija priklauso nuo surištų atomų dydžio (ryšio ilgio) ir nuo jungties daugialypumo. Kuo mažesni atomai ir kuo didesnis ryšys, tuo didesnė jo energija.

Joninių ryšių energija priklauso nuo jonų dydžio ir jų krūvių. Kuo mažesni jonai ir kuo didesnis jų krūvis, tuo didesnė surišimo energija.

Materijos struktūra

Pagal struktūros tipą visos medžiagos skirstomos į molekulinės Ir nemolekulinės. Tarp organinių medžiagų vyrauja molekulinės medžiagos, tarp neorganinių vyrauja nemamolekulinės medžiagos.

Pagal cheminio ryšio tipą medžiagos skirstomos į medžiagas su kovalentiniais ryšiais, medžiagas su joniniais ryšiais (jonines medžiagas) ir medžiagas su metaliniais ryšiais (metalais).

Medžiagos su kovalentiniais ryšiais gali būti molekulinės arba nemolekulinės. Tai labai paveikia jų fizines savybes.

Molekulinės medžiagos susideda iš molekulių, sujungtų viena su kita silpnais tarpmolekuliniais ryšiais, tai yra: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 ir kitos paprastos medžiagos; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, organinius polimerus ir daugybę kitų medžiagų. Šios medžiagos nėra didelio stiprumo, žemos lydymosi ir virimo temperatūros, nelaidžios elektrai, o kai kurios jų tirpsta vandenyje ar kituose tirpikliuose.

Nemolekulinės medžiagos su kovalentiniais ryšiais arba atominėmis medžiagomis (deimantas, grafitas, Si, SiO 2, SiC ir kt.) sudaro labai stiprius kristalus (išskyrus sluoksniuotą grafitą), netirpsta vandenyje ir kituose tirpikliuose, pasižymi dideliu lydymosi ir virimo taškais, dauguma jų nelaidžia elektros srovės (išskyrus grafitą, kuris yra elektrai laidus, ir puslaidininkius - silicį, germanį ir kt.)

Visos joninės medžiagos natūraliai yra nemolekulinės. Tai kietos, ugniai atsparios medžiagos, tirpalai ir lydalai, laidūs elektros srovei. Daugelis jų tirpsta vandenyje. Pažymėtina, kad joninėse medžiagose, kurių kristalai susideda iš sudėtingų jonų, taip pat yra kovalentinių ryšių, pavyzdžiui: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-) ir tt Atomai, sudarantys kompleksinius jonus, yra sujungti kovalentiniais ryšiais.

Metalai (medžiagos su metalinėmis jungtimis) labai įvairios savo fizinėmis savybėmis. Tarp jų yra skystų (Hg), labai minkštų (Na, K) ir labai kietų metalų (W, Nb).

Būdingos fizinės metalų savybės yra didelis jų elektros laidumas (skirtingai nei puslaidininkių, jis mažėja kylant temperatūrai), didelė šiluminė talpa ir plastiškumas (gryniems metalams).

Kietoje būsenoje beveik visos medžiagos yra sudarytos iš kristalų. Pagal struktūros tipą ir cheminio ryšio tipą kristalai („kristalinės gardelės“) skirstomi į atominis(ne molekulinių medžiagų su kovalentiniais ryšiais kristalai), joninės(joninių medžiagų kristalai), molekulinės(molekulinių medžiagų kristalai su kovalentiniais ryšiais) ir metalo(medžiagų, turinčių metalinį ryšį, kristalai).

Užduotys ir testai tema "10 tema. "Cheminis surišimas. Materijos struktūra“.

• Cheminio ryšio rūšys - Medžiagos sandara 8–9 klasė

  Pamokos: 2 Užduotys: 9 Testai: 1

• Užduotys: 9 Testai: 1

Išnagrinėję šią temą, turėtumėte suprasti šias sąvokas: cheminis ryšys, tarpmolekulinis ryšys, joninis ryšys, kovalentinis ryšys, metalinis ryšys, vandenilio ryšys, paprastas ryšys, dvigubas ryšys, trigubas ryšys, daugybinis ryšys, nepolinis ryšys, polinis ryšys , elektronegatyvumas, ryšio poliarizacija , - ir -ryšis, atominių orbitų hibridizacija, surišimo energija.

Turite žinoti medžiagų klasifikavimą pagal struktūros tipą, cheminio ryšio tipą, paprastų ir sudėtingų medžiagų savybių priklausomybę nuo cheminės jungties tipo ir „kristalinės gardelės“ tipo.

Turite mokėti: nustatyti cheminio ryšio rūšį medžiagoje, hibridizacijos tipą, sudaryti ryšių susidarymo diagramas, naudoti elektronegatyvumo sąvoką, elektronegatyvumo skaičių; žinoti, kaip kinta elektronegatyvumas to paties laikotarpio ir vienos grupės cheminiuose elementuose kovalentinio ryšio poliškumui nustatyti.

Įsitikinę, kad viską, ko reikia, išmokote, pereikite prie užduočių atlikimo. Linkime sėkmės.

• O. S. Gabrielianas, G. G. Lysova. Chemija 11 klasė. M., Bustardas, 2002 m.
• G. E. Rudzitis, F. G. Feldmanas. Chemija 11 klasė. M., Išsilavinimas, 2001 m.

Cheminių ryšių charakteristikos

Cheminio ryšio doktrina yra visos teorinės chemijos pagrindas. Cheminis ryšys suprantamas kaip atomų sąveika, sujungianti juos į molekules, jonus, radikalus ir kristalus. Yra keturi cheminių jungčių tipai: joniniai, kovalentiniai, metaliniai ir vandenilis. Tose pačiose medžiagose galima rasti įvairių tipų ryšių.

1. Bazėse: tarp deguonies ir vandenilio atomų hidrokso grupėse ryšys yra polinis kovalentinis, o tarp metalo ir hidrokso grupės – joninis.

2. Deguonies turinčių rūgščių druskose: tarp nemetalinio atomo ir rūgštinės liekanos deguonies - kovalentinės polinės, o tarp metalo ir rūgštinės liekanos - joninės.

3. Amonio, metilamonio ir kt. druskose tarp azoto ir vandenilio atomų yra polinis kovalentinis, o tarp amonio arba metilamonio jonų ir rūgšties liekanos – joninis.

4. Metalų peroksiduose (pavyzdžiui, Na 2 O 2) ryšys tarp deguonies atomų yra kovalentinis, nepolinis, o tarp metalo ir deguonies – joninis ir kt.

Visų tipų ir tipų cheminių jungčių vienovės priežastis yra identiška jų cheminė prigimtis – elektronų ir branduolių sąveika. Bet kokiu atveju cheminės jungties susidarymas yra atomų elektronų ir branduolių sąveikos, lydimos energijos išsiskyrimo, rezultatas.

Kovalentinio ryšio sudarymo būdai

Kovalentinis cheminis ryšys yra ryšys, atsirandantis tarp atomų dėl bendrų elektronų porų susidarymo.

Kovalentiniai junginiai dažniausiai yra dujos, skysčiai arba santykinai žemos lydymosi kietosios medžiagos. Viena iš retų išimčių – deimantas, tirpstantis aukštesnėje nei 3500 °C temperatūroje. Tai paaiškinama deimanto struktūra, kuri yra ištisinė kovalentiškai sujungtų anglies atomų gardelė, o ne atskirų molekulių rinkinys. Tiesą sakant, bet koks deimanto kristalas, nepaisant jo dydžio, yra viena didžiulė molekulė.

Kovalentinis ryšys atsiranda, kai susijungia dviejų nemetalų atomų elektronai. Gauta struktūra vadinama molekule.

Tokio ryšio susidarymo mechanizmas gali būti mainomas arba donoras-akceptorius.

Daugeliu atvejų du kovalentiškai sujungti atomai turi skirtingą elektronegatyvumą, o bendri elektronai nepriklauso dviem atomams vienodai. Dažniausiai jie yra arčiau vieno atomo nei kito. Pavyzdžiui, vandenilio chlorido molekulėje kovalentinį ryšį sudarantys elektronai yra arčiau chloro atomo, nes jo elektronegatyvumas yra didesnis nei vandenilio. Tačiau gebėjimo pritraukti elektronus skirtumas nėra pakankamai didelis, kad įvyktų visiškas elektronų perkėlimas iš vandenilio atomo į chloro atomą. Todėl ryšys tarp vandenilio ir chloro atomų gali būti laikomas joninės jungties (visiškas elektronų perdavimas) ir nepolinės kovalentinės jungties (simetriškas elektronų poros išsidėstymas tarp dviejų atomų) kryžminimu. Dalinis atomų krūvis žymimas graikiška raide δ. Toks ryšys vadinamas poliniu kovalentiniu ryšiu, o vandenilio chlorido molekulė yra poliarinė, tai yra, ji turi teigiamai įkrautą galą (vandenilio atomą) ir neigiamai įkrautą galą (chloro atomas).

1. Keitimosi mechanizmas veikia, kai atomai sudaro bendras elektronų poras, sujungdami nesuporuotus elektronus.

1) H 2 – vandenilis.

Ryšys atsiranda dėl to, kad vandenilio atomų s-elektronai (perdengiančios s-orbitalės) sudaro bendrą elektronų porą.

2) HCl – vandenilio chloridas.

Ryšys atsiranda dėl to, kad susidaro bendra s- ir p-elektronų elektronų pora (perdengiančios s-p orbitalės).

3) Cl 2: chloro molekulėje kovalentinis ryšys susidaro dėl nesuporuotų p-elektronų (persidengiančių p-p orbitalių).

4) N2: Azoto molekulėje tarp atomų susidaro trys bendros elektronų poros.

Kovalentinio ryšio susidarymo donoro-akceptoriaus mechanizmas

Donoras turi elektronų porą priėmėjas- laisva orbita, kurią gali užimti ši pora. Amonio jone visi keturi ryšiai su vandenilio atomais yra kovalentiniai: trys susidarė dėl azoto atomo ir vandenilio atomų bendrų elektronų porų sukūrimo pagal mainų mechanizmą, vienas - per donoro-akceptoriaus mechanizmą. Kovalentiniai ryšiai klasifikuojami pagal elektronų orbitalių persidengimo būdą, taip pat pagal jų poslinkį link vieno iš surištų atomų. Cheminiai ryšiai, susidarę dėl elektronų orbitalių persidengimo išilgai ryšio linijos, vadinami σ - jungtys(sigma obligacijos). Sigma ryšys yra labai stiprus.

p orbitos gali persidengti dviejuose regionuose, sudarydamos kovalentinį ryšį dėl šoninio persidengimo.

Cheminiai ryšiai, susidarę dėl „šoninio“ elektronų orbitalių persidengimo už ryšio linijos, ty dviejuose regionuose, vadinami pi ryšiais.

Pagal bendrųjų elektronų porų poslinkio į vieną iš jų jungiamų atomų laipsnį kovalentinis ryšys gali būti polinis arba nepolinis. Kovalentinis cheminis ryšys, susidaręs tarp vienodo elektronegatyvumo atomų, vadinamas nepoliniu. Elektronų poros nėra pasislinkusios link nė vieno atomo, nes atomai turi tą patį elektronegatyvumą – savybę pritraukti valentinius elektronus iš kitų atomų. Pavyzdžiui,

tai yra paprastų nemetalinių medžiagų molekulės susidaro per kovalentinį nepolinį ryšį. Kovalentinis cheminis ryšys tarp elementų atomų, kurių elektronegatyvumas skiriasi, vadinamas poliniu.

Pavyzdžiui, NH3 yra amoniakas. Azotas yra labiau elektronegatyvus elementas nei vandenilis, todėl bendros elektronų poros pasislenka link jo atomo.

Kovalentinio ryšio charakteristikos: ryšio ilgis ir energija

Būdingos kovalentinio ryšio savybės yra jo ilgis ir energija. Ryšio ilgis yra atstumas tarp atomų branduolių. Kuo trumpesnis cheminės jungties ilgis, tuo jis stipresnis. Tačiau ryšio stiprumo matas yra ryšio energija, kurią lemia energijos kiekis, reikalingas ryšiui nutraukti. Paprastai jis matuojamas kJ/mol. Taigi, eksperimentiniais duomenimis, H 2, Cl 2 ir N 2 molekulių jungčių ilgiai yra atitinkamai 0,074, 0,198 ir 0,109 nm, o ryšio energijos atitinkamai yra 436, 242 ir 946 kJ/mol.

Jonai. Joninis ryšys

Yra dvi pagrindinės galimybės, kad atomas paklustų okteto taisyklei. Pirmasis iš jų yra joninių ryšių susidarymas. (Antrasis yra kovalentinio ryšio susidarymas, kuris bus aptartas toliau). Susidarius joniniam ryšiui metalo atomas praranda elektronus, o nemetalinis – įgyja elektronų.

Įsivaizduokime, kad „susitinka“ du atomai: I grupės metalo atomas ir VII grupės nemetalinis atomas. Metalo atomo išoriniame energijos lygyje yra vienas elektronas, o nemetaliniam atomui tiesiog trūksta vieno elektrono, kad jo išorinis lygis būtų užbaigtas. Pirmasis atomas lengvai suteiks antrajam savo elektroną, kuris yra toli nuo branduolio ir silpnai su juo susietas, o antrasis suteiks jam laisvą vietą išoriniame elektroniniame lygmenyje. Tada atomas, netekęs vieno iš neigiamų krūvių, taps teigiamai įkrauta dalele, o antroji dėl susidariusio elektrono virs neigiamai įkrauta dalele. Tokios dalelės vadinamos jonais.

Tai cheminis ryšys, susidarantis tarp jonų. Skaičiai, rodantys atomų ar molekulių skaičių, vadinami koeficientais, o skaičiai, rodantys atomų ar jonų skaičių molekulėje, vadinami indeksais.

Metalinė jungtis

Metalai turi specifinių savybių, kurios skiriasi nuo kitų medžiagų savybių. Tokios savybės yra palyginti aukšta lydymosi temperatūra, gebėjimas atspindėti šviesą, didelis šilumos ir elektros laidumas. Šios savybės atsiranda dėl to, kad metaluose egzistuoja ypatinga jungties rūšis – metalinė jungtis.

Metalinis ryšys – tai ryšys tarp teigiamų jonų metalo kristaluose, atsirandantis dėl laisvai kristale judančių elektronų pritraukimo. Daugumos metalų atomai išoriniame lygyje turi nedaug elektronų – 1, 2, 3. Šie elektronai lengvai nusileidžia, o atomai virsta teigiamais jonais. Atsiskyrę elektronai pereina iš vieno jono į kitą, sujungdami juos į vieną visumą. Jungdamiesi su jonais, šie elektronai laikinai sudaro atomus, tada vėl atitrūksta ir susijungia su kitu jonu ir pan. Procesas vyksta be galo, kurį galima schematiškai pavaizduoti taip:

Vadinasi, metalo tūryje atomai nuolat virsta jonais ir atvirkščiai. Metalų ryšys tarp jonų per bendrus elektronus vadinamas metaliniu. Metalinis ryšys turi tam tikrų panašumų su kovalentiniu ryšiu, nes jis pagrįstas išorinių elektronų pasidalijimu. Tačiau esant kovalentiniam ryšiui, dalijasi tik dviejų gretimų atomų išoriniai nesuporuoti elektronai, o esant metaliniam ryšiui, visi atomai dalyvauja dalijantis šiais elektronais. Štai kodėl kristalai su kovalentiniu ryšiu yra trapūs, bet su metaliniu ryšiu, kaip taisyklė, yra plastiški, laidūs elektrai ir turi metalinį blizgesį.

Metalinis sujungimas būdingas tiek gryniems metalams, tiek įvairių metalų mišiniams – lydiniams kietoje ir skystoje būsenoje. Tačiau garų būsenoje metalo atomai yra sujungti vienas su kitu kovalentiniu ryšiu (pavyzdžiui, natrio garai užpildo geltonos šviesos lempas, kad apšviestų didelių miestų gatves). Metalų poros susideda iš atskirų molekulių (monatominės ir dviatomės).

Metalo jungtis nuo kovalentinio taip pat skiriasi stiprumu: jo energija yra 3-4 kartus mažesnė už kovalentinio ryšio energiją.

Ryšio energija yra energija, reikalinga cheminiam ryšiui nutraukti visose molekulėse, kurios sudaro vieną molį medžiagos. Kovalentinių ir joninių ryšių energija paprastai yra didelė ir siekia 100–800 kJ/mol.

Vandenilinė jungtis

Cheminis ryšys tarp vienos molekulės teigiamai poliarizuotų vandenilio atomų(ar jų dalis) ir neigiamai poliarizuoti labai elektronegatyvių elementų atomai turėdama bendras elektronų poras (F, O, N ir rečiau S ir Cl), kita molekulė (ar jos dalys) vadinama vandeniliu. Vandenilinio ryšio susidarymo mechanizmas iš dalies yra elektrostatinis, iš dalies d garbės-priėmėjo personažas.

Tarpmolekulinio vandenilinio ryšio pavyzdžiai:

Esant tokiam ryšiui, net ir mažos molekulinės masės medžiagos normaliomis sąlygomis gali būti skysčiai (alkoholis, vanduo) arba lengvai suskystintos dujos (amoniakas, vandenilio fluoridas). Biopolimeruose - baltymuose (antrinė struktūra) - tarp karbonilo deguonies ir amino grupės vandenilio yra intramolekulinė vandenilio jungtis:

Polinukleotidų molekulės – DNR (dezoksiribonukleino rūgštis) – tai dvigubos spiralės, kuriose dvi nukleotidų grandinės yra sujungtos viena su kita vandeniliniais ryšiais. Šiuo atveju veikia komplementarumo principas, t. y. šie ryšiai susidaro tarp tam tikrų porų, susidedančių iš purino ir pirimidino bazių: priešais adenino nukleotidą (A) yra timinas (T), o prieš guaniną (G) - citozinas. (C).

Medžiagos, turinčios vandenilinius ryšius, turi molekulines kristalines gardeles.

Bet kokia atomų sąveika įmanoma tik esant cheminei jungtiei. Toks ryšys yra stabilios poliatominės sistemos – molekulinio jono, molekulės, kristalinės gardelės – susidarymo priežastis. Stipriam cheminiam ryšiui nutrūkti reikia daug energijos, todėl tai yra pagrindinis jungties stiprumo matavimo dydis.

Cheminio ryšio susidarymo sąlygos

Cheminio ryšio susidarymą visada lydi energijos išsiskyrimas. Šis procesas vyksta dėl sąveikaujančių dalelių sistemos – molekulių, jonų, atomų – ​​potencialios energijos sumažėjimo. Susidariusios sąveikaujančių elementų sistemos potenciali energija visada yra mažesnė už nesurištų išeinančių dalelių energiją. Taigi, cheminio ryšio atsiradimo sistemoje pagrindas yra jos elementų potencialios energijos sumažėjimas.

Cheminės sąveikos pobūdis

Cheminis ryšys yra elektromagnetinių laukų, atsirandančių aplink tų medžiagų, kurios dalyvauja formuojant naują molekulę ar kristalą, elektronus ir atomų branduolius, sąveikos pasekmė. Po atominės struktūros teorijos atradimo šios sąveikos pobūdis tapo labiau prieinamas tyrinėjimui.

Pirmą kartą mintis apie cheminės jungties elektrinį pobūdį kilo anglų fizikui G. Davy, kuris pasiūlė, kad molekulės susidaro dėl priešingai įkrautų dalelių elektrinio traukos. Ši idėja sudomino švedų chemikę ir gamtos mokslininkę I.Ya. Bercelius, sukūręs elektrocheminę cheminių jungčių atsiradimo teoriją.

Pirmoji teorija, aiškinusi medžiagų cheminės sąveikos procesus, buvo netobula, o laikui bėgant jos teko atsisakyti.

Butlerovo teorija

Sėkmingesnį bandymą paaiškinti medžiagų cheminio ryšio pobūdį padarė rusų mokslininkas A.M. Butlerovas. Šis mokslininkas savo teoriją grindė tokiomis prielaidomis:

• Atomai, esantys surištoje būsenoje, yra sujungti vienas su kitu tam tikra tvarka. Šios tvarkos pasikeitimas sukelia naujos medžiagos susidarymą.
• Atomai jungiasi vienas su kitu pagal valentingumo dėsnius.
• Medžiagos savybės priklauso nuo atomų prisijungimo tvarkos medžiagos molekulėje. Dėl kitokio išdėstymo pasikeičia cheminės medžiagos savybės.
• Atomai, sujungti vienas su kitu, labiausiai veikia vienas kitą.

Butlerovo teorija paaiškino cheminių medžiagų savybes ne tik pagal jų sudėtį, bet ir pagal atomų išsidėstymo tvarką. Šis vidinis įsakymas A. M. Butlerovas tai pavadino „chemine struktūra“.

Rusijos mokslininko teorija leido atkurti medžiagų klasifikavimo tvarką ir suteikė galimybę nustatyti molekulių struktūrą pagal jų chemines savybes. Teorija taip pat atsakė į klausimą: kodėl molekulės, turinčios vienodą skaičių atomų, turi skirtingas chemines savybes.

Cheminio ryšio teorijų sukūrimo prielaidos

Savo cheminės struktūros teorijoje Butlerovas nelietė klausimo, kas yra cheminė jungtis. Tam buvo per mažai duomenų apie vidinę materijos struktūrą. Tik atradęs planetinį atomo modelį, amerikiečių mokslininkas Lewisas pradėjo plėtoti hipotezę, kad cheminė jungtis atsiranda susidarant elektronų porai, kuri vienu metu priklauso dviem atomams. Vėliau ši idėja tapo kovalentinių ryšių teorijos plėtros pagrindu.

Kovalentinis cheminis ryšys

Stabilus cheminis junginys gali susidaryti, kai dviejų gretimų atomų elektronų debesys persidengia. Tokio tarpusavio susikirtimo rezultatas – didėjantis elektronų tankis tarpbranduolinėje erdvėje. Atomų branduoliai, kaip žinome, yra teigiamai įkrauti, todėl stengiamasi būti kuo arčiau neigiamo krūvio elektronų debesies. Ši trauka yra daug stipresnė nei atstumiančios jėgos tarp dviejų teigiamai įkrautų branduolių, todėl šis ryšys yra stabilus.

Pirmieji cheminių jungčių skaičiavimus atliko chemikai Heitleris ir Londonas. Jie ištyrė ryšį tarp dviejų vandenilio atomų. Paprasčiausias vaizdinis jo vaizdas gali atrodyti taip:

Kaip matote, elektronų pora abiejuose vandenilio atomuose užima kvantinę vietą. Šis dviejų centrų elektronų išdėstymas vadinamas „kovalentiniu cheminiu ryšiu“. Kovalentiniai ryšiai būdingi paprastų medžiagų ir jų nemetalų junginių molekulėms. Medžiagos, sukurtos kovalentiniais ryšiais, paprastai nelaidžia elektros energijai arba yra puslaidininkiai.

Joninis ryšys

Joninis cheminis ryšys atsiranda, kai du priešingai įkrauti jonai traukia vienas kitą. Jonai gali būti paprasti, sudaryti iš vieno medžiagos atomo. Šio tipo junginiuose paprastieji jonai dažniausiai yra teigiamai įkrauti 1 ir 2 grupių metalų atomai, praradę elektroną. Neigiamų jonų susidarymas būdingas tipiškų nemetalų ir jų rūgščių bazių atomams. Todėl tarp tipiškų joninių junginių yra daug šarminių metalų halogenidų, tokių kaip CsF, NaCl ir kt.

Skirtingai nuo kovalentinio ryšio, jonas nėra prisotintas: joną ar jonų grupę gali sujungti įvairus priešingai įkrautų jonų skaičius. Prisitvirtinusių dalelių skaičių riboja tik sąveikaujančių jonų linijiniai matmenys, taip pat sąlyga, kuriai esant priešingai įkrautų jonų traukos jėgos turi būti didesnės už vienodai įkrautų dalelių, dalyvaujančių joninio tipo junginyje, atstūmimo jėgas.

Vandenilinė jungtis

Dar prieš kuriant cheminės sandaros teoriją eksperimentiškai pastebėta, kad vandenilio junginiai su įvairiais nemetalais pasižymi kiek neįprastomis savybėmis. Pavyzdžiui, vandenilio fluorido ir vandens virimo temperatūra yra daug aukštesnė, nei galima tikėtis.

Šias ir kitas vandenilio junginių savybes galima paaiškinti H + atomo gebėjimu sudaryti kitą cheminį ryšį. Šis jungties tipas vadinamas „vandenilio jungtimi“. Vandenilinio ryšio atsiradimo priežastys slypi elektrostatinių jėgų savybėse. Pavyzdžiui, vandenilio fluorido molekulėje bendras elektronų debesis yra taip pasislinkęs link fluoro, kad erdvė aplink šios medžiagos atomą yra prisotinta neigiamo elektrinio lauko. Aplink vandenilio atomą, kuriame nėra vienintelio elektrono, laukas yra daug silpnesnis ir turi teigiamą krūvį. Dėl to atsiranda papildomas ryšys tarp teigiamų elektronų debesų laukų H + ir neigiamo F - .

Cheminis metalų ryšys

Visų metalų atomai tam tikru būdu išsidėstę erdvėje. Metalo atomų išsidėstymas vadinamas kristaline gardele. Šiuo atveju skirtingų atomų elektronai silpnai sąveikauja tarpusavyje, sudarydami bendrą elektronų debesį. Tokio tipo atomų ir elektronų sąveika vadinama „metaliniu ryšiu“.

Būtent laisvas elektronų judėjimas metaluose gali paaiškinti metalinių medžiagų fizikines savybes: elektros laidumą, šilumos laidumą, stiprumą, lydumą ir kt.

Vieningo valstybinio egzamino kodifikatoriaus temos: Kovalentinis cheminis ryšys, jo atmainos ir susidarymo mechanizmai. Kovalentinių ryšių charakteristikos (poliškumas ir ryšio energija). Joninis ryšys. Metalinė jungtis. Vandenilinė jungtis

Intramolekuliniai cheminiai ryšiai

Pirmiausia pažvelkime į ryšius, atsirandančius tarp dalelių molekulėse. Tokios jungtys vadinamos intramolekulinis.

Cheminis ryšys tarp cheminių elementų atomų turi elektrostatinį pobūdį ir susidaro dėl išorinių (valentinių) elektronų sąveika, didesniu ar mažesniu mastu laikomi teigiamai įkrautų branduolių surišti atomai.

Pagrindinė sąvoka čia yra ELEKTRONEGATIVUMAS. Būtent tai lemia cheminio ryšio tarp atomų tipą ir šio ryšio savybes.

yra atomo gebėjimas pritraukti (laikyti) išorės(valencija) elektronų. Elektronegatyvumą lemia išorinių elektronų pritraukimo prie branduolio laipsnis ir pirmiausia priklauso nuo atomo spindulio bei branduolio krūvio.

Elektronegatyvumą vienareikšmiškai nustatyti sunku. L. Paulingas sudarė santykinių elektronegatyvumų lentelę (pagal dviatomių molekulių ryšio energijas). Labiausiai elektronegatyvus elementas yra fluoras su prasme 4 .

Svarbu pažymėti, kad skirtinguose šaltiniuose galite rasti skirtingas elektronegatyvumo verčių skales ir lenteles. Dėl to nereikėtų nerimauti, nes tam tikrą vaidmenį vaidina cheminės jungties susidarymas atomų, ir jis yra maždaug vienodas bet kurioje sistemoje.

Jei vienas iš A:B cheminio ryšio atomų stipriau traukia elektronus, tai elektronų pora juda link jo. Kuo daugiau elektronegatyvumo skirtumas atomų, tuo labiau pasislenka elektronų pora.

Jei sąveikaujančių atomų elektronegatyvumas yra lygus arba maždaug lygus: EO(A)≈EO(B), tada bendroji elektronų pora nepasislenka į vieną iš atomų: A: B. Šis ryšys vadinamas kovalentinis nepolinis.

Jei sąveikaujančių atomų elektronegatyvumas skiriasi, bet ne labai (elektronegatyvumo skirtumas yra maždaug nuo 0,4 iki 2): 0,4<ΔЭО<2 ), tada elektronų pora perkeliama į vieną iš atomų. Šis ryšys vadinamas kovalentinis polinis .

Jei sąveikaujančių atomų elektronegatyvumas labai skiriasi (elektronegatyvumo skirtumas didesnis nei 2: ΔEO>2), tada vienas iš elektronų beveik visiškai perkeliamas į kitą atomą, susidarant jonų. Šis ryšys vadinamas joninės.

Pagrindiniai cheminių jungčių tipai − kovalentinis, joninės Ir metalo komunikacijos. Pažvelkime į juos atidžiau.

Kovalentinis cheminis ryšys

Kovalentinis ryšys – tai cheminis ryšys , susidarė dėl bendros elektronų poros A:B susidarymas . Be to, du atomai sutampa atominės orbitalės. Kovalentinis ryšys susidaro sąveikaujant atomams su nedideliu elektronegatyvumo skirtumu (dažniausiai tarp dviejų nemetalų) arba vieno elemento atomai.

Pagrindinės kovalentinių ryšių savybės

• sutelkti dėmesį,
• sodrumą,
• poliškumas,
• poliarizuotumas.

Šios surišimo savybės turi įtakos cheminėms ir fizinėms medžiagų savybėms.

Komunikacijos kryptis apibūdina medžiagų cheminę struktūrą ir formą. Kampai tarp dviejų jungčių vadinami jungties kampais. Pavyzdžiui, vandens molekulėje ryšio kampas H-O-H yra 104,45 o, todėl vandens molekulė yra polinė, o metano molekulėje ryšio kampas H-C-H yra 108 o 28′.

Sotumas yra atomų gebėjimas sudaryti ribotą skaičių kovalentinių cheminių jungčių. Ryšių, kuriuos gali sudaryti atomas, skaičius vadinamas.

Poliškumas ryšys atsiranda dėl netolygaus elektronų tankio pasiskirstymo tarp dviejų skirtingo elektronegatyvumo atomų. Kovalentiniai ryšiai skirstomi į polinius ir nepolinius.

Poliarizuotumas jungtys yra ryšio elektronų gebėjimas pasislinkti veikiant išoriniam elektriniam laukui(ypač kitos dalelės elektrinis laukas). Poliarizuojamumas priklauso nuo elektronų judrumo. Kuo toliau nuo branduolio yra elektronas, tuo jis judresnis, atitinkamai ir molekulė yra labiau poliarizuojama.

Kovalentinis nepolinis cheminis ryšys

Yra 2 kovalentinio ryšio tipai - POLAR Ir NEPOLARUS .

Pavyzdys . Panagrinėkime vandenilio molekulės H2 struktūrą. Kiekvienas vandenilio atomas savo išoriniame energijos lygyje turi 1 nesuporuotą elektroną. Norėdami parodyti atomą, naudojame Lewiso struktūrą - tai yra atomo išorinio energijos lygio struktūros diagrama, kai elektronai žymimi taškais. Lewiso taško struktūros modeliai yra labai naudingi dirbant su antrojo laikotarpio elementais.

H. + . H = H:H

Taigi vandenilio molekulė turi vieną bendrą elektronų porą ir vieną H-H cheminę jungtį. Ši elektronų pora nepersikelia į nė vieną vandenilio atomą, nes Vandenilio atomai turi tą patį elektronegatyvumą. Šis ryšys vadinamas kovalentinis nepolinis .

Kovalentinis nepolinis (simetrinis) ryšys yra kovalentinis ryšys, sudarytas iš vienodo elektronegatyvumo atomų (dažniausiai tų pačių nemetalų) ir dėl to vienodai pasiskirstęs elektronų tankis tarp atomų branduolių.

Nepolinių ryšių dipolio momentas yra 0.

Pavyzdžiai: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

Kovalentinis polinis cheminis ryšys

Kovalentinis polinis ryšys yra kovalentinis ryšys, atsirandantis tarp atomai su skirtingu elektronegatyvumu (paprastai įvairūs nemetalai) ir yra charakterizuojamas poslinkis dalijamasi elektronų pora į labiau elektronegatyvų atomą (poliarizacija).

Elektronų tankis perkeliamas į labiau elektronneigiamą atomą – todėl ant jo atsiranda dalinis neigiamas krūvis (δ-), o ant mažiau elektronneigiamo atomo – dalinis teigiamas krūvis (δ+, delta +).

Kuo didesnis atomų elektronegatyvumo skirtumas, tuo didesnis poliškumas jungtys ir kt dipolio momentas . Tarp gretimų molekulių ir priešingo ženklo krūvių veikia papildomos traukos jėgos, kurios didėja stiprumo komunikacijos.

Ryšio poliškumas turi įtakos fizikinėms ir cheminėms junginių savybėms. Reakcijos mechanizmai ir net gretimų jungčių reaktyvumas priklauso nuo jungties poliškumo. Dažnai lemia ryšio poliškumas molekulės poliškumas ir taip tiesiogiai veikia tokias fizines savybes kaip virimo ir lydymosi temperatūra, tirpumas poliniuose tirpikliuose.

Pavyzdžiai: HCl, CO 2, NH3.

Kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmai

Kovalentiniai cheminiai ryšiai gali atsirasti dviem mechanizmais:

1. Keitimo mechanizmas kovalentinis cheminis ryšys susidaro tada, kai kiekviena dalelė suteikia vieną nesuporuotą elektroną, kad sudarytų bendrą elektronų porą:

A . + . B = A:B

2. Kovalentinio ryšio susidarymas yra mechanizmas, kai viena iš dalelių sudaro vienišą elektronų porą, o kita dalelė suteikia šiai elektronų porai laisvą orbitą:

A: + B = A:B

Šiuo atveju vienas iš atomų sudaro vienišą elektronų porą ( donoras), o kitas atomas suteikia laisvą tos poros orbitą ( priėmėjas). Dėl abiejų ryšių susidarymo elektronų energija mažėja, t.y. tai naudinga atomams.

Kovalentinis ryšys, suformuotas donoro-akceptoriaus mechanizmu ne kitaip savybėse iš kitų kovalentinių ryšių, susidarančių mainų mechanizmu. Kovalentinio ryšio susidarymas donoro-akceptoriaus mechanizmu būdingas atomams, turintiems daug elektronų išoriniame energijos lygyje (elektronų donorai), arba, atvirkščiai, turintiems labai mažą elektronų skaičių (elektronų akceptoriai). Atomų valentingumo galimybės išsamiau aptariamos atitinkamame skyriuje.

Kovalentinis ryšys susidaro donoro-akceptoriaus mechanizmu:

- molekulėje anglies monoksidas CO(ryšys molekulėje yra trigubas, 2 ryšiai susidaro mainų mechanizmu, vienas – donoro-akceptoriaus mechanizmu): C≡O;

– V amonio jonas NH 4 +, jonais organiniai aminai, pavyzdžiui, metilamonio jone CH3 -NH2+;

– V sudėtingi junginiai, cheminis ryšys tarp centrinio atomo ir ligandų grupių, pavyzdžiui, natrio tetrahidroksoaliuminate Na ryšys tarp aliuminio ir hidroksido jonų;

– V azoto rūgštis ir jos druskos- nitratai: HNO 3, NaNO 3, kai kuriuose kituose azoto junginiuose;

- molekulėje ozonas O3.

Pagrindinės kovalentinių ryšių charakteristikos

Kovalentiniai ryšiai paprastai susidaro tarp nemetalų atomų. Pagrindinės kovalentinio ryšio charakteristikos yra ilgis, energija, daugialypiškumas ir kryptingumas.

Cheminio ryšio daugyba

Cheminio ryšio daugyba - Tai bendrų elektronų porų tarp dviejų junginio atomų skaičius. Ryšio daugumą galima gana lengvai nustatyti pagal molekulę sudarančių atomų vertes.

Pavyzdžiui , vandenilio molekulėje H 2 ryšio dauginys yra 1, nes Kiekvienas vandenilis turi tik 1 nesuporuotą elektroną išoriniame energijos lygyje, todėl susidaro viena bendra elektronų pora.

O 2 deguonies molekulėje ryšio dauginys yra 2, nes Kiekvienas atomas išoriniame energijos lygyje turi 2 nesuporuotus elektronus: O=O.

Azoto molekulėje N2 jungties daugiklis yra 3, nes tarp kiekvieno atomo išoriniame energijos lygyje yra 3 nesuporuoti elektronai, o atomai sudaro 3 bendras elektronų poras N≡N.

Kovalentinio ryšio ilgis

Cheminės jungties ilgis yra atstumas tarp ryšį sudarančių atomų branduolių centrų. Jis nustatomas eksperimentiniais fizikiniais metodais. Ryšio ilgį galima apytiksliai įvertinti naudojant adityvumo taisyklę, pagal kurią jungties ilgis AB molekulėje yra maždaug lygus pusei jungties ilgių molekulėse A 2 ir B 2:

Cheminės jungties ilgį galima apytiksliai įvertinti atominiais spinduliais užmezgant ryšį, arba komunikacijos daugialypumu, jei atomų spinduliai nėra labai skirtingi.

Didėjant ryšį sudarančių atomų spinduliams, jungties ilgis padidės.

Pavyzdžiui

Didėjant ryšių tarp atomų daugybei (kurių atomų spinduliai nesiskiria arba skiriasi tik nežymiai), ryšio ilgis mažės.

Pavyzdžiui . Eilėje: C–C, C=C, C≡C ryšio ilgis mažėja.

Bendravimo energija

Cheminio ryšio stiprumo matas yra ryšio energija. Bendravimo energija nulemta energijos, reikalingos ryšiui nutraukti ir tą ryšį sudarančius atomus pašalinti be galo dideliu atstumu vienas nuo kito.

Kovalentinis ryšys yra labai patvarus. Jo energija svyruoja nuo kelių dešimčių iki kelių šimtų kJ/mol. Kuo didesnė ryšio energija, tuo didesnis jungties stiprumas ir atvirkščiai.

Cheminio ryšio stiprumas priklauso nuo jungties ilgio, jungties poliškumo ir jungties daugialypumo. Kuo ilgesnis cheminis ryšys, tuo lengviau jis nutrūksta, o kuo mažesnė ryšio energija, tuo mažesnis jo stiprumas. Kuo trumpesnis cheminis ryšys, tuo jis stipresnis ir tuo didesnė ryšio energija.

Pavyzdžiui, junginių HF, HCl, HBr serijoje iš kairės į dešinę, cheminės jungties stiprumas mažėja, nes Ryšio ilgis didėja.

Jonų cheminis ryšys

Joninis ryšys yra cheminė jungtis, pagrįsta elektrostatinė jonų trauka.

Jonai susidaro atomams priimant arba atiduodant elektronus. Pavyzdžiui, visų metalų atomai silpnai sulaiko elektronus iš išorinio energijos lygio. Todėl metalo atomams būdinga atkuriamosios savybės- gebėjimas paaukoti elektronus.

Pavyzdys. Natrio atome yra 1 elektronas, kurio energijos lygis yra 3. Lengvai jo atsisakydamas, natrio atomas sudaro daug stabilesnį Na + joną, kurio elektroninė konfigūracija yra tauriųjų dujų neonas Ne. Natrio jone yra 11 protonų ir tik 10 elektronų, todėl bendras jono krūvis yra -10+11 = +1:

+11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

Pavyzdys. Chloro atomo išoriniame energijos lygyje yra 7 elektronai. Norint įgyti stabilaus inertinio argono atomo Ar konfigūraciją, chloras turi įgyti 1 elektroną. Pridėjus elektroną, susidaro stabilus chloro jonas, susidedantis iš elektronų. Bendras jonų krūvis yra -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Atkreipkite dėmesį:

• Jonų savybės skiriasi nuo atomų savybių!
• Stabilūs jonai gali susidaryti ne tik atomai, bet ir atomų grupės. Pavyzdžiui: amonio jonas NH 4 +, sulfato jonas SO 4 2- ir kt. Tokių jonų suformuoti cheminiai ryšiai taip pat laikomi joniniais;
• Joniniai ryšiai dažniausiai susidaro tarpusavyje metalai Ir nemetalai(ne metalo grupės);

Susidarę jonai pritraukiami dėl elektrinės traukos: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Vizualiai apibendrinkime Skirtumas tarp kovalentinių ir joninių ryšių tipų:

Metalinė jungtis yra ryšys, kuris susidaro santykinai laisvųjų elektronų tarp metalo jonai, formuojant kristalinę gardelę.

Metalo atomai paprastai yra išoriniame energijos lygyje nuo vieno iki trijų elektronų. Metalo atomų spinduliai, kaip taisyklė, yra dideli – todėl metalų atomai, skirtingai nei nemetalai, gana lengvai atiduoda savo išorinius elektronus, t.y. yra stiprios reduktorius.

Dovanojant elektronus, metalo atomai virsta teigiamai įkrauti jonai . Atsiskyrę elektronai yra santykinai laisvi juda tarp teigiamai įkrautų metalo jonų. Tarp šių dalelių atsiranda ryšys, nes bendri elektronai kartu laiko metalo katijonus, išsidėsčiusius sluoksniais , taip sukuriant gana stiprų metalinė kristalinė gardelė . Šiuo atveju elektronai nuolat chaotiškai juda, t.y. Nuolat atsiranda naujų neutralių atomų ir naujų katijonų.

Tarpmolekulinės sąveikos

Atskirai verta apsvarstyti sąveiką, atsirandančią tarp atskirų medžiagos molekulių - tarpmolekulinės sąveikos . Tarpmolekulinė sąveika yra neutralių atomų sąveikos rūšis, kurioje neatsiranda naujų kovalentinių ryšių. Molekulių sąveikos jėgas atrado Van der Waalsas 1869 m. ir pavadino jo vardu. Van dar Waalso pajėgos. Van der Waalso pajėgos skirstomos į orientacija, indukcija Ir dispersinis . Tarpmolekulinės sąveikos energija yra daug mažesnė nei cheminių ryšių energija.

Orientacinės traukos jėgos atsiranda tarp polinių molekulių (dipolio-dipolio sąveika). Šios jėgos atsiranda tarp polinių molekulių. Indukcinės sąveikos yra sąveika tarp polinės ir nepolinės molekulės. Nepolinė molekulė yra poliarizuota dėl polinės, kuri sukuria papildomą elektrostatinį trauką.

Ypatingas tarpmolekulinės sąveikos tipas yra vandenilio ryšiai. - tai tarpmolekuliniai (arba intramolekuliniai) cheminiai ryšiai, atsirandantys tarp molekulių, turinčių labai polinius kovalentinius ryšius, H-F, H-O arba H-N. Jei molekulėje yra tokių ryšių, tada tarp molekulių bus papildomos patrauklios jėgos .

Švietimo mechanizmas vandenilinis ryšys yra iš dalies elektrostatinis ir iš dalies donorinis-akceptorius. Šiuo atveju elektronų poros donoras yra stipriai elektronegatyvaus elemento (F, O, N) atomas, o akceptorius – su šiais atomais sujungti vandenilio atomai. Vandeniliniams ryšiams būdinga sutelkti dėmesį erdvėje ir prisotinimas

Vandenilinės jungtys gali būti pažymėtos taškais: H ··· O. Kuo didesnis atomo, prijungto prie vandenilio, elektronegatyvumas ir kuo mažesnis jo dydis, tuo stipresnis vandenilio ryšys. Tai visų pirma būdinga jungtims fluoras su vandeniliu , taip pat į deguonis ir vandenilis , mažesniu mastu azotas su vandeniliu .

Vandenilinės jungtys susidaro tarp šių medžiagų:

— vandenilio fluoridas HF(dujos, vandenilio fluorido tirpalas vandenyje - vandenilio fluorido rūgštis), vandens H 2 O (garai, ledas, skystas vanduo):

— amoniako ir organinių aminų tirpalas- tarp amoniako ir vandens molekulių;

— organiniai junginiai, kuriuose yra O-H arba N-H jungtys: alkoholiai, karboksirūgštys, aminai, aminorūgštys, fenoliai, anilinas ir jo dariniai, baltymai, angliavandenių tirpalai - monosacharidai ir disacharidai.

Vandenilinis ryšys turi įtakos fizinėms ir cheminėms medžiagų savybėms. Taigi dėl papildomos molekulių traukos medžiagos sunkiai užvirsta. Medžiagų, turinčių vandenilinius ryšius, virimo temperatūra nenormaliai pakyla.

Pavyzdžiui Paprastai didėjant molekulinei masei pastebimas medžiagų virimo temperatūros padidėjimas. Tačiau daugelyje medžiagų H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te nepastebime virimo taškų tiesinio pokyčio.

Būtent, pas vandens virimo temperatūra yra neįprastai aukšta - ne mažiau kaip -61 o C, kaip rodo tiesi linija, bet daug daugiau, +100 o C. Ši anomalija paaiškinama vandenilinių ryšių buvimu tarp vandens molekulių. Todėl normaliomis sąlygomis (0-20 o C) vanduo yra skystis pagal fazės būseną.

Vieningos cheminių ryšių teorijos nėra.

Kovalentinis ryšys

Kovalentinis ryšys galimas trimis mechanizmais: mainų, donoro-akceptoriaus ir datyvo (Lewiso).

Pagal metabolinis mechanizmas Kovalentinis ryšys susidaro dėl bendrų elektronų porų pasidalijimo. Tokiu atveju kiekvienas atomas linkęs įgyti inertinių dujų apvalkalą, t.y. gauti užbaigtą išorinės energijos lygį. Cheminio ryšio susidarymas pagal mainų tipą pavaizduotas naudojant Lewis formules, kuriose kiekvienas atomo valentinis elektronas pavaizduotas taškais (1 pav.).

Ryžiai. 1 Kovalentinio ryšio susidarymas HCl molekulėje mainų mechanizmu

Tobulėjant atominės sandaros ir kvantinės mechanikos teorijai, kovalentinio ryšio susidarymas vaizduojamas kaip elektroninių orbitalių persidengimas (2 pav.).

Ryžiai. 2. Kovalentinio ryšio susidarymas dėl elektronų debesų persidengimo

Kuo didesnis atominių orbitalių persidengimas, tuo stipresnis ryšys, tuo trumpesnis jungties ilgis ir didesnė ryšio energija. Kovalentinis ryšys gali susidaryti perdengiant skirtingas orbitales. Dėl s-s, s-p orbitalių, taip pat d-d, p-p, d-p orbitalių sutapimo su šoninėmis skiltelėmis, susidaro ryšiai. Ryšys susidaro statmenai linijai, jungiančiai 2 atomų branduolius. Vienas ir vienas ryšys gali sudaryti daugkartinį (dvigubą) kovalentinį ryšį, būdingą alkenų, alkadienų ir kt. klasės organinėms medžiagoms. Vienas ir du ryšiai sudaro daugybinį (trigubą) kovalentinį ryšį, būdingą šios klasės organinėms medžiagoms. alkinų (acetilenų).

Kovalentinio ryšio susidarymas pagal donoro-akceptoriaus mechanizmas Pažvelkime į amonio katijono pavyzdį:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Azoto atomas turi laisvą vienišą elektronų porą (elektronai, nedalyvaujantys formuojant cheminius ryšius molekulėje), o vandenilio katijonas turi laisvą orbitą, todėl jie yra atitinkamai elektronų donoras ir akceptorius.

Panagrinėkime kovalentinio ryšio formavimosi mechanizmą, naudodamiesi chloro molekulės pavyzdžiu.

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

Chloro atomas turi ir laisvą vienišą elektronų porą, ir laisvas orbitales, todėl gali pasižymėti ir donoro, ir akceptoriaus savybėmis. Todėl susidarius chloro molekulei vienas chloro atomas veikia kaip donoras, o kitas – kaip akceptorius.

Pagrindinis kovalentinio ryšio charakteristikos yra: prisotinimas (sotieji ryšiai susidaro, kai atomas prie savęs prijungia tiek elektronų, kiek leidžia jo valentinės galimybės; nesotieji ryšiai susidaro, kai prisijungusių elektronų skaičius yra mažesnis už atomo valentines galimybes); kryptingumas (ši reikšmė susijusi su molekulės geometrija ir sąvoka „ryšio kampas“ – kampas tarp jungčių).

Joninis ryšys

Nėra junginių, turinčių gryną joninį ryšį, nors tai suprantama kaip chemiškai sujungta atomų būsena, kurioje sukuriama stabili elektroninė atomo aplinka, kai bendras elektronų tankis yra visiškai perkeltas į labiau elektronegatyvaus elemento atomą. Joninis ryšys galimas tik tarp elektronneigiamų ir elektroteigiamų elementų atomų, kurie yra priešingai įkrautų jonų – katijonų ir anijonų – būsenoje.

APIBRĖŽIMAS

Jonas yra elektriškai įkrautos dalelės, susidarančios pašalinus arba pridedant prie atomo elektroną.

Perkeldami elektroną, metalo ir nemetalų atomai aplink savo branduolį linkę suformuoti stabilią elektronų apvalkalo konfigūraciją. Nemetalinis atomas aplink savo šerdį sukuria vėlesnių inertinių dujų apvalkalą, o metalo atomas – ankstesnių inertinių dujų apvalkalą (3 pav.).

Ryžiai. 3. Joninio ryšio susidarymas naudojant natrio chlorido molekulės pavyzdį

Molekulės, kuriose joninės jungtys egzistuoja gryna forma, randamos medžiagos garų būsenoje. Jonų ryšys yra labai stiprus, todėl medžiagos, turinčios šį ryšį, turi aukštą lydymosi temperatūrą. Skirtingai nuo kovalentinių ryšių, joniniams ryšiams nėra būdingas kryptingumas ir sodrumas, nes jonų sukurtas elektrinis laukas dėl sferinės simetrijos vienodai veikia visus jonus.

Metalinė jungtis

Metalinis ryšys realizuojamas tik metaluose – tai sąveika, kuri metalo atomus laiko vienoje gardelėje. Susidarant ryšiui dalyvauja tik metalo atomų valentiniai elektronai, priklausantys visam jo tūriui. Metaluose elektronai nuolat atskiriami nuo atomų ir juda per visą metalo masę. Metalo atomai, neturintys elektronų, virsta teigiamai įkrautais jonais, kurie linkę priimti judančius elektronus. Dėl šio nenutrūkstamo proceso metalo viduje susidaro vadinamosios „elektroninės dujos“, kurios tvirtai sujungia visus metalo atomus (4 pav.).

Metalinis ryšys yra stiprus, todėl metalams būdinga aukšta lydymosi temperatūra, o „elektroninių dujų“ buvimas suteikia metalams lankstumą ir plastiškumą.

Vandenilinė jungtis

Vandenilio ryšys yra specifinė tarpmolekulinė sąveika, nes jo atsiradimas ir stiprumas priklauso nuo cheminės medžiagos prigimties. Jis susidaro tarp molekulių, kuriose vandenilio atomas yra prijungtas prie atomo, turinčio didelį elektronegatyvumą (O, N, S). Vandenilio jungties atsiradimas priklauso nuo dviejų priežasčių: pirma, vandenilio atomas, susietas su elektronegatyviu atomu, neturi elektronų ir gali būti lengvai įtraukiamas į kitų atomų elektronų debesis, ir, antra, turintis valentinę s-orbitalę, vandenilio atomas geba priimti vienišą elektronneigiamo atomo elektronų porą ir per donoro-akceptoriaus mechanizmą suformuoti su juo ryšį.