Kaip susidaro dviguba jungtis? Ką reiškia „dvigubas ryšys“?

Dvigubas ryšys

kovalentinis keturių elektronų ryšys tarp dviejų gretimų molekulės atomų. D. s. dažniausiai nurodomi dviem valentiniais pirminiais: >C=C<, >C=N ≈, >C=O, >C=S, ≈ N=N ≈, ≈ H=O ir tt Tai reiškia, kad viena elektronų pora su sp2 arba sp hibridizuotomis orbitomis sudaro s-jungtį (žr. ryžių. 1), kurio elektronų tankis sutelktas išilgai tarpatominės ašies; S-jungtis yra panaši į paprastą jungtį. Kita elektronų pora su p-orbitalėmis sudaro p-jungtį, kurios elektronų tankis yra koncentruotas už tarpatominės ašies. Jei švietime D. s. dalyvauja periodinės sistemos IV arba V grupės atomai, tada šie atomai ir su jais tiesiogiai susiję atomai yra toje pačioje plokštumoje; jungties kampai lygūs 120╟. Asimetrinių sistemų atveju galimi molekulinės struktūros iškraipymai. D. s. trumpesnis nei paprastas ryšys ir pasižymi dideliu energetiniu barjeru vidiniam sukimuisi; Todėl pakaitų padėtys ant atomų, sujungtų su ryšiu, nėra lygiavertės, ir tai sukelia geometrinės izomerijos reiškinį. Junginiai, turintys D., gali sukelti prisijungimo reakcijas. Jeigu D. s. yra elektroniškai simetriškas, tada reakcijos vyksta ir radikalais (p-ryšio homolize), ir joniniais mechanizmais (dėl terpės poliarizacinio poveikio). Jei atomų, prijungtų prie jungties, elektronegatyvumas yra skirtingas arba jei prie jų yra prijungti skirtingi pakaitai, tada p-jungtis yra labai poliarizuota. Junginiai, turintys polinį D., yra linkę jungtis joniniu mechanizmu: prie elektronų pasitraukimo D. su. Nukleofiliniai reagentai lengvai prisitvirtina ir elektronus dovanojantys reagentai. ≈ elektrofilinis. Elektronų poslinkio kryptis D. poliarizacijos metu. Formulėse įprasta nurodyti rodyklėmis, o susidariusius perteklinius mokesčius – simboliais d- Ir d+. Tai leidžia lengviau suprasti radikalius ir joninius sudėjimo reakcijų mechanizmus:

Junginiuose su dviem dinaminiais ryšiais, atskirtais viena paprasta jungtimi, p-ryšiai konjuguojami ir susidaro vienas p-elektronų debesis, kurio labilumas pasireiškia visoje grandinėje ( ryžių. 2, kairėje). Šios konjugacijos pasekmė yra galimybė patirti 1,4 sudėjimo reakcijas:

Jeigu trys D. s. yra konjuguoti šešių narių žiede, tada p-elektronų sekstetas tampa bendras visam ciklui ir susidaro gana stabili aromatinė sistema (žr. ryžių. 2, teisingai). Elektrofilinių ir nukleofilinių reagentų pridėjimas prie tokių junginių yra energetiškai trukdomas. (Taip pat žr. Cheminis ryšys.)

G. A. Sokolskis.

Vikipedija

Dviguba jungtis (nurodymas)

Dvigubas ryšys:

• Dviguba jungtis – tai cheminis ryšys tarp dviejų atomų, sudarytas iš dviejų elektronų porų; ypatingas atvejis daugialypis ryšys.
• Dvigubas įrišimas – toks pat kaip dviguba žinutė, psichologinė koncepcija Gregory Batesono šizofrenijos teorijoje.

Dvigubas ryšys

Dvigubas ryšys- kovalentinis ryšys tarp dviejų molekulės atomų per dvi bendras elektronų poras. Dvigubos jungties struktūra atsispindi valentinių ryšių teorijoje. Šioje teorijoje buvo manoma, kad dviguba jungtis susidaro sigma (1 pav.) ir pi (2 pav.) jungčių derinys.

Teorinės organinės chemijos simpoziume (1958 m. rugsėjo mėn. Londone) pranešimą pristatė du kartus Nobelio premijos laureatas L. Paulingas. Paulingo pranešimas buvo skirtas dvigubo ryšio pobūdžiui. Buvo pasiūlytas naujas būdas apibūdinti dvigubą jungtį kaip dviejų identiškų sulenktų jungčių derinį.

Apibūdinant dvigubas ir trigubas jungtis naudojant kreivų jungčių sąvoką, kai kurios jų savybės ryškiai paaiškinamos. Taigi, jei keli ryšiai yra lankų formos, kurių ilgis yra 1,54 Å (vieno anglies ir anglies jungties ilgis), o jų pradinė kryptis sutampa su tetraedrine, tada jų apskaičiuotas ilgis yra lygus 1,32 Å dviguba jungtis ir 1,18 Å trigubai jungtis, o tai gerai atitinka eksperimentines 1,33 ir 1,20 Å vertes.

Toliau idėjų apie elektrostatinį elektronų atstūmimą ėmėsi R. Gillespie elektronų porų atstūmimo teorija.

Cheminis ryšys.

cheminio ryšio nustatymas;

cheminių jungčių tipai;

valentinio ryšio metodas;

pagrindinės kovalentinių ryšių charakteristikos;

kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmai;

sudėtingi junginiai;

molekulinės orbitos metodas;

tarpmolekulinės sąveikos.

CHEMINĖS RYŠIO APIBRĖŽIMAS

Cheminis ryšys vadinama atomų sąveika, dėl kurios susidaro molekulės arba jonai ir stipriai laikosi atomai vienas šalia kito.

Cheminis ryšys yra elektroninio pobūdžio, tai yra, jis vyksta dėl valentinių elektronų sąveikos. Priklausomai nuo valentinių elektronų pasiskirstymo molekulėje, išskiriami šie ryšių tipai: joniniai, kovalentiniai, metaliniai ir tt Joninė jungtis gali būti laikoma kraštutiniu kovalentinio ryšio tarp atomų, kurie savo prigimtimi labai skiriasi, atveju.

CHEMINĖS RYŠIŲ RŪŠYS

Joninis ryšys.

Pagrindinės šiuolaikinės joninio ryšio teorijos nuostatos.

Joninė jungtis susidaro sąveikaujant elementams, kurie labai skiriasi vienas nuo kito savybėmis, tai yra tarp metalų ir nemetalų.

Cheminio ryšio susidarymas paaiškinamas atomų noru pasiekti stabilų aštuonių elektronų išorinį apvalkalą (s 2 p 6).

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

Susidarę priešingai įkrauti jonai laikomi šalia vienas kito dėl elektrostatinės traukos.

Jonų ryšys nėra kryptingas.

Nėra grynai joninės jungties. Kadangi jonizacijos energija yra didesnė už elektronų giminingumo energiją, visiškas elektronų perdavimas nevyksta net ir atomų poroje su dideliu elektronegatyvumo skirtumu. Todėl galime kalbėti apie jungties joniškumo dalį. Didžiausias jungties joniškumas pasireiškia s-elementų fluoriduose ir chloriduose.

Taigi RbCl, KCl, NaCl ir NaF kristaluose jis yra atitinkamai 99, 98, 90 ir 97%.

Kovalentinis ryšys.

Pagrindinės šiuolaikinės kovalentinių ryšių teorijos nuostatos.

Kovalentinis ryšys susidaro tarp panašių savybių elementų, tai yra nemetalų.

Kiekvienas elementas ryšiams susidaryti suteikia po 1 elektroną, o elektronų sukiniai turi būti antilygiagretūs. Jei kovalentinę jungtį sudaro to paties elemento atomai, tai ši jungtis nėra polinė, tai yra, bendroji elektronų pora nėra perkelta į vieną iš atomų..

Susidarius kovalentiniam ryšiui, sąveikaujančių atomų elektronų debesys persidengia, erdvėje tarp atomų atsiranda padidėjusio elektronų tankio zona, kuri pritraukia sąveikaujančių atomų teigiamo krūvio branduolius ir laiko juos šalia vienas kito. Dėl to sistemos energija mažėja (14 pav.). Tačiau kai atomai yra labai arti vienas kito, branduolių atstūmimas didėja. Todėl tarp šerdžių yra optimalus atstumas ( nuorodos ilgis,l sv), kai sistema turi minimalią energiją. Šioje būsenoje išsiskiria energija, vadinama rišančia energija – E St.

Ryžiai. 14. Dviejų vandenilio atomų, turinčių lygiagrečius (1) ir antilygiagrečius (2) sukimus, energijos priklausomybė nuo atstumo tarp branduolių (E – sistemos energija, E – surišimo energija, r – atstumas tarp branduoliai, l– ryšio trukmė).

Kovalentiniams ryšiams apibūdinti naudojami du metodai: valentinio ryšio (VB) metodas ir molekulinės orbitos metodas (MMO).

VALENCINIŲ RYŠIŲ METODAS.

BC metodas pagrįstas šiomis nuostatomis:

1. Kovalentinį cheminį ryšį sudaro du elektronai su priešingais sukiniais, ir ši elektronų pora priklauso dviem atomams. Tokių dviejų elektronų dviejų centrų ryšių, atspindinčių elektroninę molekulės struktūrą, deriniai vadinami valentingumo schemos.

2. Kuo stipresnis kovalentinis ryšys, tuo labiau persidengia tarpusavyje sąveikaujantys elektronų debesys.

Norint vizualiai pavaizduoti valentingumo schemas, dažniausiai naudojamas toks metodas: išoriniame elektronų sluoksnyje esantys elektronai žymimi taškais, esančiais aplink cheminį atomo simbolį. Elektronai, kuriuos dalijasi du atomai, pažymėti taškais, esančiais tarp jų cheminių simbolių; dviguba arba triguba jungtis žymima atitinkamai dviem arba trimis bendrų taškų poromis:

N: 1s 2 2s 2 p 3 ;

C: 1s 2 2s 2 p 4

Iš aukščiau pateiktų diagramų aišku, kad kiekviena elektronų pora, jungianti du atomus, atitinka vieną liniją, vaizduojančią kovalentinį ryšį struktūrinėse formulėse:

Bendrų elektronų porų, jungiančių tam tikro elemento atomą su kitais atomais, skaičius arba, kitaip tariant, atomo sudarytų kovalentinių ryšių skaičius, vadinamas kovalentiškumas pagal BC metodą. Taigi vandenilio kovalentiškumas yra 1, azoto - 3.

Pagal persidengiančių elektronų debesų metodą jungtys būna dviejų tipų:  – ryšys ir  – ryšys.

 - ryšys atsiranda, kai du elektronų debesys persidengia išilgai ašies, jungiančios atomų branduolius.

Ryžiai. 15.  - jungčių susidarymo schema.

 - ryšys susidaro, kai elektronų debesys persidengia abipus linijos, jungiančios sąveikaujančių atomų branduolius.

Ryžiai. 16.  - jungčių formavimo schema.

PAGRINDINĖS KOVALENTINIO RYŠIO CHARAKTERISTIKOS.

1. Nuorodos ilgis, ℓ. Tai mažiausias atstumas tarp sąveikaujančių atomų branduolių, atitinkantis stabiliausią sistemos būseną.

2. Ryšio energija, E min – tai energijos kiekis, kurį reikia sunaudoti, kad nutrūktų cheminis ryšys ir pašalintų atomus už sąveikos ribų.

3. Dipolio sujungimo momentas, ,=qℓ. Dipolio momentas yra kiekybinis molekulės poliškumo matas. Nepolinių molekulių dipolio momentas lygus 0, nepolinių nelygus 0. Daugiaatominės molekulės dipolio momentas lygus atskirų ryšių dipolių vektorinei sumai:

4. Kovalentiniam ryšiui būdingas kryptingumas. Kovalentinio ryšio kryptį lemia būtinybė maksimaliai persidengti sąveikaujančių atomų elektronų debesyse, dėl kurių susidaro stipriausi ryšiai.

Kadangi šie -ryšiai yra griežtai orientuoti erdvėje, priklausomai nuo molekulės sudėties, jie gali būti tam tikru kampu vienas kito atžvilgiu – toks kampas vadinamas valentiškumu.

Dviatominės molekulės turi linijinę struktūrą. Poliatominės molekulės turi sudėtingesnę konfigūraciją. Panagrinėkime įvairių molekulių geometriją naudodamiesi hidridų susidarymo pavyzdžiu.

1. VI grupė, pagrindinis pogrupis (išskyrus deguonį), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.

S1 s 2 2 2 r 6 3s 2 r 4

Vandeniliui elektronas su s-AO dalyvauja formuojant ryšį, sierai – 3p y ir 3p z. H2S molekulė turi plokščią struktūrą, kurios kampas tarp jungčių yra 90 0. .

17 pav. H 2 E molekulės struktūra

2. V grupės elementų hidridai, pagrindinis pogrupis: PH 3, AsH 3, SbH 3.

Р 1s 2 2s 2 р 6 3s 2 р 3 .

Ryšių formavime dalyvauja: vandeniliui s-AO, fosforui - p y, p x ir p z AO.

PH 3 molekulė yra trikampės piramidės formos (pagrinde yra trikampis).

18 pav. EN 3 molekulės struktūra

5. Sotumas kovalentinis ryšys yra kovalentinių ryšių, kuriuos gali sudaryti atomas, skaičius. Jis yra ribotas, nes elementas turi ribotą valentinių elektronų skaičių. Didžiausias kovalentinių ryšių skaičius, kurį tam tikras atomas gali sudaryti pradinėje arba sužadintoje būsenoje, vadinamas jo kovalentiškumas.

Pavyzdys: vandenilis yra monokovalentinis, deguonis yra dvivalentinis, azotas yra trivalentinis ir kt.

Kai kurie atomai gali padidinti savo kovalentiškumą sužadintoje būsenoje, atskirdami suporuotus elektronus.

Pavyzdys. Būk 0 1s 2 2s 2

Berilio atomas sužadintoje būsenoje turi vieną valentinį elektroną ant 2p-AO ir vieną elektroną ant 2s-AO, tai yra kovalentiškumas Be 0 = 0 ir kovalentiškumas Be* = 2. Sąveikos metu vyksta orbitų hibridizacija.

Hibridizacija- tai skirtingų AO energijos išlyginimas dėl maišymo prieš cheminę sąveiką. Hibridizacija yra sąlyginė technika, leidžianti nuspėti molekulės struktūrą naudojant AO derinį. Hibridizacijoje gali dalyvauti tie AO, kurių energijos yra artimos.

Kiekvienas hibridizacijos tipas atitinka tam tikrą molekulių geometrinę formą.

Pagrindinio pogrupio II grupės elementų hidridų atveju jungties formavime dalyvauja dvi identiškos sp-hibridinės orbitalės. Šis ryšio tipas vadinamas sp-hibridizacija.

19 pav. Molekulės BeH 2 .sp-hibridizacija.

sp-hibridinės orbitalės yra asimetriškos formos, pailgos AO dalys nukreiptos į vandenilį, kurio ryšio kampas yra 180 o. Todėl BeH 2 molekulė turi linijinę struktūrą (pav.).

Panagrinėkime pagrindinio pogrupio III grupės elementų hidridų molekulių struktūrą, naudodamiesi BH 3 molekulės susidarymo pavyzdžiu.

B 0 1 s 2 2s 2 p 1

Kovalencija B 0 = 1, kovalentė B* = 3.

Trys sp-hibridinės orbitos dalyvauja formuojant ryšius, kurie susidaro perskirstant s-AO ir dviejų p-AO elektronų tankius. Šis ryšio tipas vadinamas sp 2 – hibridizacija. Ryšio kampas sp 2 - hibridizacijoje yra 120 0, todėl BH 3 molekulė turi plokščią trikampę struktūrą.

20 pav. BH3 molekulė. sp 2 - Hibridizacija.

Naudodamiesi CH 4 molekulės susidarymo pavyzdžiu, panagrinėkime pagrindinio pogrupio IV grupės elementų hidridų molekulių struktūrą.

C 0 1 s 2 2s 2 p 2

Kovalencija C0 = 2, kovalentiškumas C* = 4.

Anglyje keturios sp-hibridinės orbitalės, susidarančios dėl elektronų tankio perskirstymo tarp s-AO ir trijų p-AO, dalyvauja formuojant cheminį ryšį. CH 4 molekulės forma yra tetraedras, jungties kampas yra 109°28`.

Ryžiai. 21. Molekulė CH 4 .sp 3 -Hibridizacija.

Bendrosios taisyklės išimtys yra H 2 O ir NH 3 molekulės.

Vandens molekulėje kampai tarp jungčių yra 104,5 laipsnių. Skirtingai nuo kitų šios grupės elementų hidridų, vanduo turi ypatingų savybių: yra polinis ir diamagnetinis. Visa tai paaiškinama tuo, kad jungties tipas vandens molekulėje yra sp 3. Tai yra, keturios sp - hibridinės orbitalės dalyvauja formuojant cheminį ryšį. Dviejose orbitose yra po vieną elektroną, šios orbitalės sąveikauja su vandeniliu, o kitose dviejose orbitalėse yra elektronų pora. Šių dviejų orbitų buvimas paaiškina unikalias vandens savybes.

Amoniako molekulėje kampai tarp ryšių yra maždaug 107,3 ​​o, tai yra, amoniako molekulės forma yra tetraedras, jungties tipas yra sp 3. Keturios hibridinės sp 3 orbitalės dalyvauja formuojant ryšį tarp azoto molekulės. Trijose orbitalėse yra po vieną elektroną, ketvirtoje AO yra viena elektronų pora, kuri lemia amoniako molekulės unikalumą.

KOVALENTINIŲ RYŠIŲ SUDARYMO MECHANIZMAI.

MBC leidžia išskirti tris kovalentinio ryšio formavimo mechanizmus: mainų, donoro-akceptoriaus ir datyvų.

Keitimo mechanizmas. Tai apima tuos atvejus, kai susidaro cheminis ryšys, kai kiekvienas iš dviejų sujungtų atomų skiria po vieną elektroną pasidalijimui, tarsi jais apsikeisdamas. Norint surišti dviejų atomų branduolius, elektronai turi būti erdvėje tarp branduolių. Ši molekulės sritis vadinama rišamąja sritimi (sritimi, kurioje greičiausiai molekulėje yra elektronų pora). Kad įvyktų neporinių elektronų mainai tarp atomų, atomų orbitalės turi persidengti (10,11 pav.). Tai yra mainų mechanizmo veikimas kovalentiniam cheminiam ryšiui susidaryti. Atominės orbitalės gali persidengti tik tuomet, kai turi tokias pačias simetrijos savybes tarpbranduolinės ašies atžvilgiu (10, 11, 22 pav.).

Ryžiai. 22. AO persidengimas, dėl kurio nesusidaro cheminis ryšys.

Donoras-akceptorius ir datyviniai mechanizmai.

Donoro-akceptoriaus mechanizmas apima vienišos elektronų poros perkėlimą iš vieno atomo į laisvą kito atomo atominę orbitą. Pavyzdžiui, jonų susidarymas - :

Laisvas p-AO boro atome BF 3 molekulėje priima elektronų porą iš fluoro jono (donoro). Gautame anijone keturi kovalentiniai B-F ryšiai yra vienodi ilgiu ir energija. Pradinėje molekulėje visi trys B-F ryšiai buvo suformuoti mainų mechanizmu.

Atomai, kurių išorinį apvalkalą sudaro tik s- arba p-elektronai, gali būti vienišos elektronų poros donorai arba akceptoriai. Atomai, kurių valentiniai elektronai yra virš d-AO, vienu metu gali veikti ir kaip donorai, ir kaip akceptoriai. Norint atskirti šiuos du mechanizmus, buvo įvestos datyvinio ryšio formavimo mechanizmo sąvokos.

Paprasčiausias datyvinio mechanizmo pavyzdys yra dviejų chloro atomų sąveika.

Du chloro atomai chloro molekulėje sudaro kovalentinį ryšį mainų mechanizmu, sujungdami savo nesuporuotus 3p elektronus. Be to, Cl-1 atomas perkelia vienišą elektronų porą 3р 5 - AO į Cl-2 atomą į laisvą 3d-AO, o Cl-2 atomas perkelia tą pačią elektronų porą į laisvą 3d-AO Cl- 1 atomas vienu metu atlieka akceptoriaus ir donoro funkcijas. Tai yra datyvinis mechanizmas. Datyvinio mechanizmo veikimas padidina ryšio stiprumą, todėl chloro molekulė yra stipresnė už fluoro molekulę.

KOMPLEKSINIAI RYŠYS.

Pagal donoro-akceptoriaus mechanizmo principą susidaro didžiulė sudėtingų cheminių junginių klasė - kompleksiniai junginiai.

Kompleksiniai junginiai yra junginiai, kurių sudėtyje yra kompleksinių jonų, galinčių egzistuoti tiek kristalinėje formoje, tiek tirpale, įskaitant centrinį joną arba atomą, susietą su neigiamo krūvio jonais arba neutraliomis molekulėmis kovalentiniais ryšiais, suformuotais donoro-akceptoriaus mechanizmu.

Sudėtinių junginių sandara pagal Vernerį.

Sudėtingi junginiai susideda iš vidinės sferos (sudėtingo jono) ir išorinės sferos. Ryšys tarp vidinės sferos jonų vyksta donoro-akceptoriaus mechanizmu. Akceptoriai vadinami kompleksą sudarončiais agentais, jie dažnai gali būti teigiami metalų jonai (išskyrus IA grupės metalus), turintys laisvų orbitalių. Didėjant jono krūviui ir mažėjant jo dydžiui, didėja gebėjimas sudaryti kompleksus.

Elektronų porų donorai vadinami ligandais arba priedais. Ligandai yra neutralios molekulės arba neigiamo krūvio jonai. Ligandų skaičius nustatomas pagal kompleksą sudarančio agento koordinacinį skaičių, kuris paprastai yra lygus dvigubam kompleksą sudarančio jono valentiškumui. Ligandai gali būti monodentiniai arba polidentiniai. Ligando įdubimą lemia koordinavimo vietų, kurias ligandas užima kompleksą sudarančio agento koordinavimo sferoje, skaičius. Pavyzdžiui, F - yra vienadantis ligandas, S 2 O 3 2 - yra dvidantis ligandas. Vidinės sferos krūvis lygus ją sudarančių jonų krūvių algebrinei sumai. Jei vidinė sfera turi neigiamą krūvį, tai yra anijoninis kompleksas, jei jis teigiamas, tai katijoninis kompleksas. Katijoniniai kompleksai rusiškai vadinami kompleksuojančių jonų pavadinimu, anijoniniuose kompleksuose kompleksą sudarontis agentas vadinamas lotyniškai, pridedant priesagą - adresu.

Ryšys tarp išorinės ir vidinės sferų sudėtingame junginyje yra joninis.

Pavyzdys: K 2 – kalio tetrahidroksocinkatas, anijoninis kompleksas.

2- - vidinė sfera

2K+ – išorinė sfera

Zn 2+ – komplekso formuotojas

OH – - ligandai

koordinacinis numeris – 4

ryšys tarp išorinės ir vidinės sferos yra joninis:

K 2 = 2K + + 2- .

ryšys tarp Zn 2+ jono ir hidroksilo grupių yra kovalentinis, susidaro pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą: OH - donorai, Zn 2+ - akceptorius.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0:

Sudėtingų junginių tipai

1. Amoniako junginiai yra amoniako molekulės ligandai.

Cl 2 – tetraamino vario (II) chloridas. Amoniako junginiai gaminami amoniakui veikiant junginius, kurių sudėtyje yra kompleksą sudarančio agento.

2. Hidrokso junginiai – OH – ligandai.

Na – natrio tetrahidroksialiuminatas. Hidrokso kompleksai gaunami šarmų pertekliumi veikiant metalų hidroksidus, kurie turi amfoterinių savybių.

3. Vandens kompleksai yra vandens molekulių ligandai.

Cl 3 – heksaakvachromo (III) chloridas.

Vandens kompleksai gaunami reaguojant bevandenėms druskoms su vandeniu.

4. Rūgščių kompleksai - rūgščių anijonų ligandai - Cl - , F - , CN - , SO 3 2- , I – , NO 2 – , C 2 O 4 – ir kt.

K 4 – kalio heksacianoferatas (II). Pagaminta reaguojant druskos, turinčios ligandą, perteklių su druska, turinčia kompleksą sudarančio agento.
, nors XIX amžiaus pabaigoje buvo nustatytas gana stiprus molekulinis vandenilio jonas.
: Ryšio nutraukimo energija čia yra 2,65 eV. Tačiau šiuo atveju negali susidaryti elektronų poros, nes jono sudėtis
įtrauktas tik vienas elektronas.

Molekulinės orbitos metodas (MMO) leidžia paaiškinti daugybę prieštaravimų, kurių negalima paaiškinti valentinio ryšio metodu.

Pagrindinės MMO nuostatos.

Kai sąveikauja dvi atominės orbitalės, susidaro dvi molekulinės orbitalės.

Atitinkamai, kai n-atominės orbitalės sąveikauja, susidaro n-molekulinės orbitalės.

Molekulėje esantys elektronai vienodai priklauso visiems molekulės branduoliams. Iš dviejų susidariusių molekulinių orbitalių viena turi mažesnę energiją nei pradinė, tai yra jungiamoji molekulinė orbita , kitas turi didesnę energiją nei pirminis, tai.

antijungimo molekulinė orbita

MMO naudoja energijos diagramas, kurios nėra tinkamo masto.

Užpildant energijos polygius elektronais, taikomos tos pačios taisyklės kaip ir atominėms orbitoms:

minimalios energijos principas, t.y. pirmiausia užpildomi žemesnės energijos polygiai;

Pauli principas: kiekviename energijos polygyje negali būti daugiau nei du elektronai su antilygiagrečiais sukiniais;

Hundo taisyklė: energijos sublygiai užpildomi taip, kad bendras sukimasis būtų maksimalus. Bendravimo įvairovė. Komunikacijos daugialypiškumas

MMO yra nustatoma pagal formulę:

, kai K p = 0, ryšys nesusidaro.

Pavyzdžiai.

1. Ar gali egzistuoti H2 molekulė?

Ryžiai. 23. Vandenilio molekulės H2 susidarymo schema.

Išvada: H2 molekulė egzistuos, nes jungties daugialypė Kp > 0.

2. Ar gali egzistuoti He 2 molekulė?

Ryžiai. 24. Helio molekulės He 2 susidarymo schema.

Išvada: He 2 molekulės neegzistuoja, nes jungties daugialypė Kp = 0.

3. Ar gali egzistuoti H 2 + dalelė?

Ryžiai. 25. H 2 + dalelės susidarymo schema.

H2+ dalelė gali egzistuoti, nes jungties daugialypė Kp > 0.

4. Ar gali egzistuoti O2 molekulė?

Ryžiai. 26. O 2 molekulės susidarymo schema.

O2 molekulė egzistuoja. Iš 26 pav. matyti, kad deguonies molekulė turi du nesuporuotus elektronus. Dėl šių dviejų elektronų deguonies molekulė yra paramagnetinė.

Taigi molekulinės orbitos metodas paaiškina molekulių magnetines savybes.

TARPMolekulinė sąveika. Visas tarpmolekulines sąveikas galima suskirstyti į dvi grupes: universalus Ir. Universalių yra visose be išimties molekulėse. Šios sąveikos dažnai vadinamos ryšį arba van der Waalso pajėgas. Nors šios jėgos yra silpnos (energija neviršija aštuonių kJ/mol), tai yra daugumos medžiagų perėjimo iš dujinės būsenos į skystą, dujų adsorbcijos ant kietųjų kūnų paviršių ir kitų reiškinių priežastis. Šių jėgų prigimtis yra elektrostatinė.

Pagrindinės sąveikos jėgos:

1). Dipolis – dipolio (orientacijos) sąveika egzistuoja tarp polinių molekulių.

Kuo didesni dipolio momentai, tuo mažesnis atstumas tarp molekulių ir kuo žemesnė temperatūra, tuo didesnė orientacinė sąveika. Todėl kuo didesnė šios sąveikos energija, tuo aukštesnėje temperatūroje medžiaga turi būti kaitinama, kad ji užvirtų.

2). Indukcinė sąveika yra atliekamas, jei medžiagoje kontaktuoja polinės ir nepolinės molekulės. Dipolis indukuojamas nepolinėje molekulėje dėl sąveikos su poline molekule.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

Šios sąveikos energija didėja didėjant molekuliniam poliarizuojamumui, tai yra, molekulių gebėjimui sudaryti dipolį veikiant elektriniam laukui. Indukcinės sąveikos energija yra žymiai mažesnė už dipolio ir dipolio sąveikos energiją.

3). Dispersijos sąveika- tai nepolinių molekulių sąveika dėl momentinių dipolių, atsirandančių dėl elektronų tankio svyravimų atomuose.

To paties tipo medžiagų serijoje dispersinė sąveika didėja didėjant atomų, sudarančių šių medžiagų molekules, dydžiui.

4) Atstumiančios jėgos atsiranda dėl molekulių elektronų debesų sąveikos ir atsiranda jiems artėjant toliau.

Konkrečios tarpmolekulinės sąveikos apima visų tipų donoro-akceptoriaus pobūdžio sąveikas, ty susijusias su elektronų perkėlimu iš vienos molekulės į kitą. Šiuo atveju susidaręs tarpmolekulinis ryšys turi visus kovalentiniam ryšiui būdingus požymius: sodrumą ir kryptingumą.

Cheminė jungtis, kurią sudaro teigiamai poliarizuotas vandenilis, kuris yra polinės grupės ar molekulės dalis, ir kitos ar tos pačios molekulės elektronneigiamas atomas, vadinamas vandenilio ryšiu. Pavyzdžiui, vandens molekulės gali būti pavaizduotos taip:

Ištisinės linijos yra kovalentinės polinės jungtys vandens molekulėse tarp vandenilio ir deguonies atomų; Vandenilio jungčių susidarymo priežastis yra ta, kad vandenilio atomai praktiškai neturi elektronų apvalkalo: vieninteliai jų elektronai yra išstumti į jų molekulių deguonies atomus. Tai leidžia protonams, skirtingai nei kitiems katijonams, priartėti prie gretimų molekulių deguonies atomų branduolių, nepatiriant atstūmimo nuo deguonies atomų elektronų apvalkalo.

Vandeniliniam ryšiui būdinga 10–40 kJ/mol surišimo energija. Tačiau šios energijos pakanka sukelti molekulių asociacija, tie. jų susijungimas į dimerus arba polimerus, kurie kai kuriais atvejais egzistuoja ne tik skystoje medžiagos būsenoje, bet ir išsaugomi, kai ji pereina į garus.

Pavyzdžiui, vandenilio fluoridas dujų fazėje egzistuoja dimero pavidalu.

Sudėtingose ​​organinėse molekulėse yra ir tarpmolekulinių vandenilio jungčių, ir tarpmolekulinių vandenilio jungčių.

Molekulės, turinčios intramolekulinius vandenilinius ryšius, negali sudaryti tarpmolekulinių vandenilio jungčių. Todėl medžiagos, turinčios tokius ryšius, nesudaro asocijuotųjų junginių, yra labiau lakios, jų klampumas, lydymosi ir virimo temperatūra yra mažesnė nei jų izomerai, galintys sudaryti tarpmolekulinius vandenilinius ryšius.

Organinės chemijos etilenas, ko gero, yra ne plyta, o visas blokas. Etileno molekulė susideda iš dviejų anglies atomų ir keturių vandenilio atomų.
Kaip gaminamas etilenas? Iš tiesų visuose organiniuose junginiuose anglis turi būti keturvalentė, o etileno molekulėje kiekvienas anglies atomas yra prijungtas prie kitos anglies ir dviejų vandenilių, t.y., tarsi trivalentis.
Ne, etileno molekulėje nepastebėtas anglies tetravalencijos principo pažeidimas: du anglies atomai yra sujungti vienas su kitu ne paprastu, kaip etane, o dviguba jungtimi. Kiekvienas valentas žymimas linija, o jei sujungiame du anglies atomus dviem linijomis, išliksime keturiavalente:
Tačiau kas slepiasi po tokiais įvardinimais, kuo viena linija pavaizduotas ryšys skiriasi nuo dviejų linijų pavaizduoto ryšio?
Prisiminkime, kaip susidaro etano molekulė. Aplink kiekvieną anglies atomą, hibridizacijos, t.y. maišymosi, vienos 5 ir trijų p-orbitalių vidurkinimo rezultatas, susidaro keturios visiškai identiškos hibridizuotos 5p3 orbitalės, nukreiptos skirtingomis kryptimis.

Etileno atveju ryšiai tarp anglies atomų konstruojami skirtingai. Čia susimaišo tik dvi orbitalės su viena 5 orbitale. Dėl to susidaro trys hibridizuotos 5p2 orbitalės, kurios yra toje pačioje plokštumoje: dvi iš jų persidengia su dviejų vandenilio atomų 5 orbitomis ir suriša šiuos vandenilius su anglimi. trečioji $p2 orbita persidengia su lygiai ta pačia antrojo anglies atomo orbitale. Ši jungtis sudaro vieną iš linijų tarp dviejų anglies atomų. Ką simbolizuoja antroji eilutė?
Prisiminkime: dar turime vieną p-elektroną. Tai sudaro debesį tūrinės aštuntos figūros pavidalu, nukreiptą statmenai trijų orbitalių plokštumai. Šie elektronų debesys (vienas aštuonių skaičius iš kiekvienos anglies) taip pat gali persidengti vienas su kitu, bet ne „galva į galvą“. kaip dvi $p2 orbitos persidengia, bet „į šoną“. Šis sutapimas rodomas antruoju brūkšneliu. Pirmojo tipo ryšys („galvos“) žymimas graikiška raide a (sigma), o ryšys, kuriame elektronų debesys persidengia „šonomis“, vadinamas I ryšiu (o patys tokie elektronai vadinami I-elektronais). . Visa tai yra dviguba jungtis. Dvigubas ryšys yra trumpesnis nei viengubas, jo ilgis yra 0,133 mm.
Taigi, išardėme kitos dalies struktūrą, iš kurios galime statyti organinių junginių „pastatus“. Kokie tai pastatai?
Pirmiausia paimkime tokius derinius: viena etileno molekulė ir kelios metano molekulės. Pakeitus vieną vandenilio atomą etileno molekulėje metilo grupe (t.y. metano liekana), gauname propileną (kitaip propenu) CH2=CH-CH3.
Dabar sukurkime kitą homologinės serijos narį (ty narį su dar viena CH2 grupe). Norėdami tai padaryti, vieną iš vandenilio atomų propilene pakeičiame metilo grupe. Yra keletas tokio pakeitimo galimybių, todėl gauname tris skirtingus butilenus (butenus).
Pakeitus metilo grupės vandenilį, gauname normalų buteną-1: CH2=CH—CH2—CH3. Kitame gale pakeitus vandeniliu, gaunamas butenas-2: CH3—€H=CH—CH3. Galiausiai, pakeitę vienintelį vandenilį ties dviguba jungtimi, gauname mso-butileną: CH2=C(CH3)2. Tai trys skirtingos medžiagos, kurių virimo ir lydymosi temperatūra skiriasi. Visų šių angliavandenilių sudėtį atspindi bendra formulė XaH2n. Panašiai galite išvesti visų galimų pentenų, heksenų ir kt. formules.
Taigi, mes išmokome gauti nesočiųjų angliavandenilių ant popieriaus. Kaip jūs iš tikrųjų juos gaunate?
Pagrindinis paprasčiausių alkenų (t.y. nesočiųjų angliavandenilių) šaltinis yra naftos produktai, iš kurių pakaitinus ir distiliuojant išskiriamas etilenas.
propilenas, butilenai... Jeigu alkaną (sotųjį angliavandenilį) kaitinate iki 500-600 °C aukštu slėgiu, esant katalizatoriui, tada atsiskiria du vandenilio atomai ir susidaro alkenas. Pavyzdžiui, iš n-butano gaunamas buteno-1 ir buteno-2 mišinys.
Laboratorijoje nesotieji angliavandeniliai (pavyzdžiui, etilenas) gaunami iš alkoholių šalinant vandenį; Norėdami tai padaryti, jie kaitinami kataliziniu rūgšties kiekiu:
IDO 200 °C CH3—CH2—OH ----- CH2=CH2
Vandenilio halogenido molekulę taip pat galima atskirti šarmu iš sočiųjų angliavandenilių halogeno darinių:
NaON
СНз-СНз-СН2С1 Ш СНз-СН=СН2-НС!
Reakcijų, į kurias patenka junginiai su dviguba jungtimi, diapazonas yra daug įvairesnis ir platesnis nei alkanų virsmų rinkinys. Panagrinėkime vieną iš šių nesočiųjų junginių reakcijų.
Nesočiosios medžiagos prie dvigubos jungties prideda halogenų-vandenilių ir susidaro halogenais pakeisti sotieji angliavandeniliai (t. y. įvyksta priešinga reakcija nei ką tik parašyta). Bet jei prie nesimetrinio alkeno pridėsite vandenilio halogenidą. (į tokį, kuriame abiejose dvigubos jungties pusėse yra skirtingos grupės), tada galima gauti du skirtingus darinius, pavyzdžiui, propeno atveju arba CH3CHHCH2C1, arba CH3CHHCN3.
Šią reakciją praėjusiame amžiuje ištyrė rusų chemikas V. V. Markovnikovas. Jis nustatė taisyklę, kuri dabar vadinama jo vardu: halogenas prisijungia prie mažiausiai hidrinto anglies atomo (ty to, kuris yra prijungtas prie mažiausiai vandenilio atomų). Tai reiškia, kad daugiausia izopropilo chloridas CH3CHC1CH3 susidaro iš propileno. Bet kodėl tokia reakcija vyksta? Šiuolaikinė teorija pateikia Markoviikovo valdymo paaiškinimą. Šią teoriją pateiksime kiek supaprastinta forma.
Faktas yra tas, kad net iš pažiūros paprastų cheminių reakcijų mechanizmai yra gana sudėtingi ir apima kelis etapus. Taip yra su vandenilio halogenido pridėjimo reakcija. Vandenilio chlorido molekulė prie alkeno molekulės prisijungia ne iš karto, o dalimis. Pirmiausia pridedamas vandenilis P1+ protono pavidalu. Teigiamai įkrautas protonas artėja prie propileno molekulės. Kurį anglies atomą, sujungtą dviguba jungtimi, jis puls? Pasirodo, jis yra atokiausias, nes jame yra nedidelis neigiamas krūvis, žymimas b— (delta minusas). Bet kaip atsirado šis krūvis, šis nedidelis elektronų tankio perteklius?
Dėl to kalta metilo grupė. Atrodo, kad jis atstumia elektronus nuo savęs, todėl jie kaupiasi priešingame anglies atome, toliau nuo metilo grupės. Tik dar kartą pabrėžkime, kad šis elektronų tankio poslinkis yra labai mažas. Tai daug mažiau nei tuo atveju, jei visas elektronas persikeltų iš vidurinio anglies atomo į išorinį. Tada turėtume dėti pliusą virš vidurinio atomo, o minusą virš išorinio (dedame ženklą d-, kuris reiškia nedidelę viso neigiamo elektrono krūvio dalį).
Taigi dabar aišku, kad teigiamai įkrautas protonas daug lengviau priartės prie atokiausio anglies atomo, kuriame yra perteklinis elektronų tankis.
Teigiamai įkrautas protonas prisijungia prie neįkrautos molekulės ir perduoda jai savo krūvį. Kur bus nustatytas šis mokestis? Jei protonas prisijungtų prie vidurinio anglies atomo, ant tolimiausios anglies atsirastų krūvis. Tiesą sakant, protonas artėja prie tolimiausio anglies atomo, o krūvis atsiranda ant vidurinio anglies atomo. Taip, ir yra didelis skirtumas. Abu karbokationai (t. y. organinės dalelės, turinčios teigiamą anglies atomo krūvį) yra nestabilios ir jų gyvavimo laikas labai trumpas. Bet vis tiek antrasis katijonas yra stabilesnis: faktas yra tas, kad jį iš abiejų pusių supa metilo grupės; ir mes jau žinome, kad metilo grupės gali paaukoti elektronus ir juos atstumti. Pasirodo, metilo grupės iš dalies kompensuoja susidariusį teigiamą krūvį. Ir kuo mažesnis šis krūvis, tuo stabilesnė karbokacija. Pirmuoju atveju teigiamą krūvį užgesina tik viena etilo grupė, ši karbokatacija bus mažiau stabili nei antroji.
Paprastai kuo stabilesnė dalelė, tuo lengviau ją formuoti. Tai reiškia, kad antroji karbokacija bus gauta daug dažniau nei pirmoji. Antrasis reakcijos etapas – neigiamai įkrauto chloro jono pridėjimas prie karbokationo. Kadangi pirmojo etapo produktuose vyrauja antrojo tipo karbokacija, dėl visos reakcijos viena 1-chlorpropano molekulė gamina tūkstančius molekulių izomero, kuriame chloras yra prijungtas prie vidurinės anglies. Štai kodėl mes sakome, kad prisijungimas vyksta daugiausia pagal Markovnikovo taisyklę. Du veiksniai – protonų atakos vieta pirmajame etape ir po to susidariusio karbokationo stabilumas – lemia šios taisyklės įvykdymą.
Nesotieji junginiai lengvai prideda ne tik vandenilio chlorido, bet ir... daug kitų molekulių. Tipiški etileno cheminių virsmų pavyzdžiai pateikti diagramoje.
Skaitytojui gali kilti klausimas: ar yra organinių molekulių, pagamintų tik iš etileno blokų? Taip, jie egzistuoja. O paprasčiausias atstovas yra butadienas CH2=CH-CH=CH2. Šis junginys plačiai naudojamas sintetinio kaučiuko gamyboje. Angliavandenilio likopeno – raudonųjų kristalų – buvo rasta pomidoruose ir vaisiuose. Šios medžiagos anglies grandinėje yra 13 dvigubų jungčių.

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 prognozuoti.

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 tos pačios eilės, 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, tarp neorganinių – nemolekulinės.

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.