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 (paprastai tai yra elementų atomai, kurie sudaro tipinius metalus, ir elementų atomai, sudarantys tipiškus nemetalus); 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 sodrumo. 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 molekulinis 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), molekulinis(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.

Daugumos elementų atomai neegzistuoja atskirai, nes gali sąveikauti vienas su kitu. Dėl šios sąveikos susidaro sudėtingesnės dalelės.

Cheminio ryšio prigimtis yra elektrostatinių jėgų, kurios yra elektros krūvių sąveikos jėgos, veikimas. Tokius krūvius turi elektronai ir atomų branduoliai.

Elektronai, esantys išoriniuose elektroniniuose lygiuose (valentinių elektronų), būdami toliausiai nuo branduolio, su juo sąveikauja silpniausiai, todėl gali atitrūkti nuo branduolio. Jie yra atsakingi už atomų sujungimą vienas su kitu.

Sąveikos rūšys chemijoje

Cheminių jungčių tipus galima pateikti šioje lentelėje:

Joninio ryšio charakteristikos

Cheminė reakcija, kuri atsiranda dėl jonų trauka turintys skirtingus krūvius vadinami joniniais. Taip atsitinka, jei sujungiami atomai turi didelį elektronegatyvumo skirtumą (tai yra, gebėjimą pritraukti elektronus), o elektronų pora pereina į labiau elektronegatyvų elementą. Šio elektronų pernešimo iš vieno atomo į kitą rezultatas yra įkrautų dalelių – jonų – susidarymas. Tarp jų atsiranda trauka.

Jie turi žemiausius elektronegatyvumo indeksus tipiški metalai, o didžiausi yra tipiški nemetalai. Taigi jonai susidaro sąveikaujant tipiniams metalams ir tipiškiems nemetalams.

Metalo atomai tampa teigiamai įkrautais jonais (katijonais), atiduodančiais elektronus išoriniams elektronų lygiams, o nemetalai priima elektronus ir taip virsta neigiamai įkrautas jonai (anijonai).

Atomai pereina į stabilesnę energijos būseną, užbaigdami savo elektronines konfigūracijas.

Joninis ryšys yra nekryptinis ir neprisotinamas, kadangi atitinkamai elektrostatinė sąveika vyksta visomis kryptimis, jonas gali pritraukti priešingo ženklo jonus visomis kryptimis.

Jonų išsidėstymas yra toks, kad aplink kiekvieną yra tam tikras skaičius priešingai įkrautų jonų. Joninių junginių „molekulės“ sąvoka neturi prasmės.

Švietimo pavyzdžiai

Ryšys natrio chloride (nacl) susidaro dėl elektrono perkėlimo iš Na atomo į Cl atomą, kad susidarytų atitinkami jonai:

Na 0 - 1 e = Na + (katijonas)

Cl 0 + 1 e = Cl – (anijonas)

Natrio chloride aplink natrio katijonus yra šeši chloro anijonai, o aplink kiekvieną chlorido joną – šeši natrio jonai.

Kai bario sulfido atomai sąveikauja, vyksta šie procesai:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba paaukoja du savo elektronus sierai, todėl susidaro sieros anijonai S 2- ir bario katijonai Ba 2+.

Metalo cheminė jungtis

Elektronų skaičius išoriniuose metalų energijos lygiuose yra mažas, jie lengvai atskiriami nuo branduolio. Dėl šio atsiskyrimo susidaro metalų jonai ir laisvieji elektronai. Šie elektronai vadinami „elektronų dujomis“. Elektronai laisvai juda visame metalo tūryje ir yra nuolat surišti bei atskirti nuo atomų.

Metalinės medžiagos struktūra yra tokia: kristalinė gardelė yra medžiagos skeletas, o tarp jos mazgų elektronai gali laisvai judėti.

Galima pateikti šiuos pavyzdžius:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalentinis: polinis ir nepolinis

Dažniausias cheminės sąveikos tipas yra kovalentinis ryšys. Sąveikaujančių elementų elektronegatyvumo reikšmės smarkiai nesiskiria, todėl įvyksta tik bendros elektronų poros poslinkis į labiau elektronegatyvų atomą.

Kovalentinė sąveika gali būti suformuota mainų mechanizmu arba donoro-akceptoriaus mechanizmu.

Keitimosi mechanizmas realizuojamas, jei kiekvienas iš atomų turi nesuporuotų elektronų išoriniuose elektroniniuose lygiuose, o atominių orbitų sutapimas lemia elektronų poros atsiradimą, kuri jau priklauso abiem atomams. Kai vienas iš atomų turi elektronų porą išoriniame elektroniniame lygyje, o kitas turi laisvą orbitalę, tada, kai atominės orbitalės persidengia, elektronų pora dalijamasi ir sąveikauja pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą.

Kovalentiniai pagal daugumą skirstomi į:

• paprastas arba viengubas;
• dvigubas;
• trigubai.

Dvigubi užtikrina dviejų elektronų porų pasidalijimą iš karto, o trigubos – tris.

Pagal elektronų tankio (poliškumo) pasiskirstymą tarp surištų atomų kovalentinis ryšys skirstomas į:

• nepolinis;
• poliarinis.

Nepolinį ryšį sudaro identiški atomai, o polinį – skirtingą elektronegatyvumą.

Panašaus elektronegatyvumo atomų sąveika vadinama nepoliniu ryšiu. Bendroji elektronų pora tokioje molekulėje nepritraukia nei vieno atomo, o vienodai priklauso abiem.

Dėl elektronegatyvumu besiskiriančių elementų sąveikos susidaro poliniai ryšiai. Tokio tipo sąveikoje bendros elektronų poros pritraukiamos prie labiau elektronegatyvesnio elemento, bet nėra visiškai perkeliamos į jį (tai yra, jonai nesusidaro). Dėl šio elektronų tankio poslinkio ant atomų atsiranda daliniai krūviai: kuo elektronegatyvesnis turi neigiamą krūvį, o mažesnis – teigiamą.

Kovalencijos savybės ir charakteristikos

Pagrindinės kovalentinio ryšio savybės:

• Ilgis nustatomas pagal atstumą tarp sąveikaujančių atomų branduolių.
• Poliškumą lemia elektronų debesies poslinkis vieno iš atomų link.
• Kryptingumas – tai savybė formuoti erdvėje orientuotus ryšius ir atitinkamai tam tikras geometrines formas turinčias molekules.
• Sotumą lemia galimybė sudaryti ribotą skaičių ryšių.
• Poliarizaciją lemia galimybė pakeisti poliškumą veikiant išoriniam elektriniam laukui.
• Energija, reikalinga ryšiui nutraukti, lemia jo stiprumą.

Kovalentinės nepolinės sąveikos pavyzdys gali būti vandenilio (H2), chloro (Cl2), deguonies (O2), azoto (N2) ir daugelio kitų molekulės.

H · + · H → H-H molekulė turi vieną nepolinį ryšį,

O: + :O → O=O molekulė turi dvigubą nepolinę,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekulė yra triguba nepolinė.

Cheminių elementų kovalentinių ryšių pavyzdžiai yra anglies dioksido (CO2) ir anglies monoksido (CO), vandenilio sulfido (H2S), druskos rūgšties (HCL), vandens (H2O), metano (CH4), sieros oksido (SO2) ir daugelis kitų .

CO2 molekulėje ryšys tarp anglies ir deguonies atomų yra kovalentinis polinis, nes labiau elektronegatyvus vandenilis pritraukia elektronų tankį. Deguonis turi du nesuporuotus elektronus savo išoriniame apvalkale, o anglis gali sudaryti keturis valentinius elektronus, kad susidarytų sąveika. Dėl to susidaro dvigubos jungtys ir molekulė atrodo taip: O=C=O.

Norint nustatyti jungties tipą tam tikroje molekulėje, pakanka atsižvelgti į ją sudarančius atomus. Paprastos metalinės medžiagos sudaro metalinį ryšį, metalai su nemetalais sudaro joninį ryšį, paprastos nemetalinės medžiagos sudaro kovalentinį nepolinį ryšį, o molekulės, susidedančios iš skirtingų nemetalų, susidaro per polinį kovalentinį ryšį.

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, daugiau ar mažiau 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(valentas) 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. Daugiau elektronegatyvumo skirtumas atomų, tuo labiau pasislenka elektronų pora.

Jei sąveikaujančių atomų elektronegatyvumas yra lygus arba apytiksliai 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 - POLARAS 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 jėga 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 nesiskiria 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 dauginimasis lygus 3, nes tarp kiekvieno atomo išoriniame energijos lygyje yra 3 nesuporuoti elektronai, o atomai sudaro 3 bendras elektronų poras N≡N.

Kovalentinio ryšio ilgis

Cheminio ryšio 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 sudarant 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 ilgesnė cheminė jungtis, tuo lengviau ji 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 metalų 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 elektronų 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

Pastaba:

• 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 , mažiau 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.

Visi šiuo metu žinomi cheminiai elementai, esantys periodinėje lentelėje, yra suskirstyti į dvi dideles grupes: metalus ir nemetalus. Kad jie taptų ne tik elementais, bet ir junginiais, cheminėmis medžiagomis ir galėtų tarpusavyje sąveikauti, jie turi egzistuoti paprastų ir sudėtingų medžiagų pavidalu.

Štai kodėl vieni elektronai bando priimti, o kiti – atiduoti. Taip papildydami vienas kitą, elementai sudaro įvairias chemines molekules. Bet kas juos laiko kartu? Kodėl egzistuoja tokios stiprios medžiagos, kad net rimčiausių instrumentų negalima sunaikinti? Kiti, priešingai, sunaikinami nuo menkiausio poveikio. Visa tai paaiškinama įvairių tipų cheminių ryšių tarp atomų susidarymu molekulėse, tam tikros struktūros kristalinės gardelės susidarymu.

Cheminių jungčių rūšys junginiuose

Iš viso yra 4 pagrindiniai cheminių jungčių tipai.

1. Kovalentinis nepolinis. Jis susidaro tarp dviejų vienodų nemetalų dėl elektronų pasidalijimo, bendrų elektronų porų susidarymo. Jo formavime dalyvauja valentinės nesuporuotos dalelės. Pavyzdžiai: halogenai, deguonis, vandenilis, azotas, siera, fosforas.
2. Kovalentinis polinis. Susidaro tarp dviejų skirtingų nemetalų arba tarp metalo su labai silpnomis savybėmis ir nemetalo su silpnu elektronegatyvumu. Jis taip pat pagrįstas bendromis elektronų poromis ir jų traukimu link savęs atomo, kurio elektronų afinitetas yra didesnis. Pavyzdžiai: NH 3, SiC, P 2 O 5 ir kt.
3. Vandenilinė jungtis. Nestabiliausias ir silpniausias, jis susidaro tarp labai elektronegatyvaus vienos molekulės atomo ir teigiamo kitos molekulės atomo. Dažniausiai tai atsitinka, kai vandenyje ištirpsta medžiagos (alkoholis, amoniakas ir kt.). Šio ryšio dėka gali egzistuoti baltymų, nukleorūgščių, kompleksinių angliavandenių ir t.t. makromolekulės.
4. Joninis ryšys. Jis susidaro dėl skirtingai įkrautų metalų ir nemetalų jonų elektrostatinės traukos jėgų. Kuo stipresnis šio rodiklio skirtumas, tuo aiškiau išreiškiamas joninis sąveikos pobūdis. Junginių pavyzdžiai: dvejetainės druskos, kompleksiniai junginiai – bazės, druskos.
5. Metalo jungtis, kurios susidarymo mechanizmas ir savybės bus aptartos toliau. Jis susidaro įvairių rūšių metaluose ir jų lydiniuose.

Yra toks dalykas kaip cheminės jungties vienybė. Tiesiog sakoma, kad kiekvienos cheminės jungties neįmanoma laikyti standartu. Visi jie yra tik sutartinai paskirti vienetai. Juk visos sąveikos grindžiamos vienu principu – elektronų statine sąveika. Todėl joninės, metalinės, kovalentinės ir vandenilio jungtys turi tą pačią cheminę prigimtį ir yra tik ribiniai vienas kito atvejai.

Metalai ir jų fizinės savybės

Metalai randami daugumoje visų cheminių elementų. Taip yra dėl jų ypatingų savybių. Didelę jų dalį žmonės gavo per branduolines reakcijas laboratorinėmis sąlygomis, jie yra radioaktyvūs, jų pusinės eliminacijos laikas trumpas.

Tačiau dauguma yra natūralūs elementai, kurie sudaro ištisas uolienas ir rūdas ir yra svarbiausių junginių dalis. Būtent iš jų žmonės išmoko lieti lydinius ir pagaminti daug gražių ir svarbių gaminių. Tai varis, geležis, aliuminis, sidabras, auksas, chromas, manganas, nikelis, cinkas, švinas ir daugelis kitų.

Visiems metalams galima nustatyti bendras fizines savybes, kurios paaiškinamos metalinės jungties susidarymu. Kokios yra šios savybės?

1. Tamprumas ir lankstumas. Yra žinoma, kad daugelis metalų gali būti valcuoti net iki folijos (aukso, aliuminio). Kiti gamina vielą, lanksčius metalo lakštus, gaminius, kurie gali deformuotis veikiant fiziniam poveikiui, tačiau sustojus iš karto atkuria formą. Būtent šios metalų savybės vadinamos kaliumu ir lankstumu. Šios savybės priežastis yra metalinis jungties tipas. Kristale esantys jonai ir elektronai slysta vienas kito atžvilgiu nelūždami, o tai leidžia išlaikyti visos struktūros vientisumą.
2. Metalinis blizgesys. Taip pat paaiškinama metalinė jungtis, formavimosi mechanizmas, jo charakteristikos ir savybės. Taigi ne visos dalelės sugeba sugerti arba atspindėti to paties bangos ilgio šviesos bangas. Daugumos metalų atomai atspindi trumpųjų bangų spindulius ir įgauna beveik tokią pačią sidabro, balto ir šviesiai melsvo atspalvio spalvą. Išimtys yra varis ir auksas, jų spalvos yra atitinkamai raudona-raudona ir geltona. Jie gali atspindėti ilgesnės bangos spinduliuotę.
3. Šilumos ir elektros laidumas. Šios savybės taip pat paaiškinamos kristalinės gardelės struktūra ir tuo, kad ją formuojant realizuojamas metalinis ryšys. Dėl kristalo viduje judančių „elektronų dujų“, elektros srovė ir šiluma akimirksniu ir tolygiai paskirstomi tarp visų atomų ir jonų ir yra praleidžiami per metalą.
4. Kietos agregacijos būsenos normaliomis sąlygomis. Vienintelė išimtis čia yra gyvsidabris. Visi kiti metalai būtinai yra stiprūs, kieti junginiai, taip pat jų lydiniai. Tai taip pat yra metalų sujungimo rezultatas. Šio tipo dalelių surišimo susidarymo mechanizmas visiškai patvirtina savybes.

Tai pagrindinės metalų fizikinės charakteristikos, kurias paaiškina ir tiksliai lemia metalinio ryšio susidarymo schema. Šis atomų sujungimo būdas aktualus būtent metaliniams elementams ir jų lydiniams. Tai yra, jiems kietoje ir skystoje būsenoje.

Metalo tipo cheminė jungtis

Koks jo ypatumas? Reikalas tas, kad toks ryšys susidaro ne dėl skirtingai įkrautų jonų ir jų elektrostatinės traukos ir ne dėl elektronegatyvumo skirtumo bei laisvųjų elektronų porų buvimo. Tai reiškia, kad joniniai, metaliniai, kovalentiniai ryšiai turi šiek tiek skirtingą pobūdį ir išskirtines sujungiamų dalelių savybes.

Visi metalai turi šias charakteristikas:

• mažas elektronų skaičius viename (išskyrus kai kurias išimtis, kurios gali turėti 6,7 ir 8);
• didelis atominis spindulys;
• maža jonizacijos energija.

Visa tai prisideda prie lengvo išorinių nesuporuotų elektronų atskyrimo nuo branduolio. Tuo pačiu metu atomas turi daug laisvų orbitų. Metalinės jungties susidarymo diagrama tiksliai parodys daugybės skirtingų atomų orbitinių ląstelių sutapimą, kurios sudaro bendrą intrakristalinę erdvę. Į jį iš kiekvieno atomo paduodami elektronai, kurie pradeda laisvai klajoti per skirtingas gardelės dalis. Periodiškai kiekvienas iš jų prisijungia prie jono tam tikroje kristalo vietoje ir paverčia jį atomu, tada vėl atsiskiria, kad susidarytų jonas.

Taigi metalinis ryšys yra ryšys tarp atomų, jonų ir laisvųjų elektronų bendrame metalo kristale. Elektronų debesis, laisvai judantis struktūroje, vadinamas „elektronų dujomis“. Tai paaiškina daugumą metalų ir jų lydinių.

Kaip tiksliai realizuojasi metalo cheminė jungtis? Galima pateikti įvairių pavyzdžių. Pabandykime pažvelgti į tai ant ličio gabalėlio. Net jei paimsite jį žirnio dydžio, atomų bus tūkstančiai. Taigi įsivaizduokime, kad kiekvienas iš šių tūkstančių atomų atiduoda savo vienintelį valentinį elektroną bendrajai kristalinei erdvei. Tuo pačiu metu, žinant tam tikro elemento elektroninę struktūrą, galite pamatyti tuščių orbitų skaičių. Litis turės 3 iš jų (antrojo energijos lygio p-orbitalės). Trys kiekvienam atomui iš dešimčių tūkstančių - tai bendra erdvė kristalo viduje, kurioje „elektronų dujos“ juda laisvai.

Medžiaga su metaliniu ryšiu visada yra stipri. Juk elektronų dujos neleidžia kristalui subyrėti, o tik išstumia sluoksnius ir iš karto juos atkuria. Jis blizga, turi tam tikrą tankį (dažniausiai didelį), lydomumą, lankstumą ir plastiškumą.

Kur dar parduodamas metalinis klijavimas? Medžiagų pavyzdžiai:

• metalai paprastų konstrukcijų pavidalu;
• visi metalų lydiniai vienas su kitu;
• visi skysti ir kietieji metalai ir jų lydiniai.

Tiesiog yra neįtikėtinai daug konkrečių pavyzdžių, nes periodinėje lentelėje yra daugiau nei 80 metalų!

Metalo jungtis: susidarymo mechanizmas

Jei vertinsime tai bendrai, pagrindinius dalykus jau apibūdinome aukščiau. Laisvųjų elektronų buvimas ir elektronai, kurie dėl mažos jonizacijos energijos lengvai atsiskiria nuo branduolio, yra pagrindinės sąlygos tokio tipo ryšiui susidaryti. Taigi paaiškėja, kad tai realizuojama tarp šių dalelių:

• atomai kristalinės gardelės vietose;
• laisvieji elektronai, kurie buvo valentiniai elektronai metale;
• jonai kristalinės gardelės vietose.

Rezultatas yra metalo jungtis. Susidarymo mechanizmas paprastai išreiškiamas tokiu užrašu: Me 0 - e - ↔ Me n+. Iš diagramos akivaizdu, kokių dalelių yra metalo kristale.

Patys kristalai gali būti įvairių formų. Tai priklauso nuo konkrečios medžiagos, su kuria susiduriame.

Metalo kristalų rūšys

Šiai metalo ar jo lydinio struktūrai būdingas labai tankus dalelių paketas. Jį suteikia jonai kristalų mazguose. Pačios grotelės erdvėje gali turėti skirtingas geometrines formas.

1. Į kūną orientuotos kubinės gardelės – šarminiai metalai.
2. Šešiakampė kompaktiška struktūra – visi šarminės žemės, išskyrus barį.
3. Į veidą orientuotas kubas – aliuminis, varis, cinkas, daug pereinamųjų metalų.
4. Merkurijus turi romboedrinę struktūrą.
5. Keturkampis – indis.

Kuo žemiau ir žemiau jis yra periodinėje sistemoje, tuo sudėtingesnis yra jo įpakavimas ir kristalo erdvinė organizacija. Šiuo atveju metalinis cheminis ryšys, kurio pavyzdžius galima pateikti kiekvienam esamam metalui, yra lemiamas kristalo konstrukcijoje. Lydiniai turi labai įvairias organizacijas erdvėje, kai kurios iš jų dar nėra iki galo ištirtos.

Komunikacijos ypatybės: nekryptinė

Kovalentiniai ir metaliniai ryšiai turi vieną labai ryškų skiriamąjį bruožą. Skirtingai nuo pirmojo, metalinis ryšys nėra kryptingas. Ką tai reiškia? Tai yra, kristalo viduje esantis elektronų debesis visiškai laisvai juda savo ribose įvairiomis kryptimis, kiekvienas elektronas gali prisijungti prie absoliučiai bet kokio jono struktūros mazguose. Tai yra, sąveika vykdoma skirtingomis kryptimis. Taigi jie sako, kad metalinė jungtis yra nekryptinė.

Kovalentinio ryšio mechanizmas apima bendrų elektronų porų, ty persidengiančių atomų debesų, susidarymą. Be to, tai vyksta griežtai išilgai tam tikros linijos, jungiančios jų centrus. Todėl jie kalba apie tokio ryšio kryptį.

Sotumas

Ši savybė atspindi atomų gebėjimą ribotai arba neribotai sąveikauti su kitais. Taigi kovalentiniai ir metaliniai ryšiai pagal šį rodiklį vėl yra priešingi.

Pirmasis yra prisotintas. Jo formavime dalyvaujantys atomai turi griežtai apibrėžtą valentinių išorinių elektronų skaičių, kurie tiesiogiai dalyvauja formuojant junginį. Jame nebus daugiau elektronų nei turi. Todėl susidariusių ryšių skaičių riboja valentingumas. Taigi ryšio prisotinimas. Dėl šios savybės dauguma junginių turi pastovią cheminę sudėtį.

Metalinės ir vandenilio jungtys, priešingai, yra nesočiosios. Taip yra dėl to, kad kristalo viduje yra daug laisvųjų elektronų ir orbitalių. Jonai taip pat atlieka svarbų vaidmenį kristalinės gardelės vietose, kurių kiekviena bet kada gali tapti atomu ir vėl jonu.

Kita metalinio ryšio ypatybė yra vidinio elektronų debesies delokalizacija. Tai pasireiškia nedidelio skaičiaus bendrų elektronų gebėjimu sujungti daugybę metalų atominių branduolių. Tai yra, tankis yra tarsi delokalizuotas, tolygiai paskirstytas tarp visų kristalo dalių.

Ryšių susidarymo metaluose pavyzdžiai

Pažvelkime į keletą konkrečių variantų, iliustruojančių, kaip susidaro metalinė jungtis. Medžiagų pavyzdžiai:

• cinko;
• aliuminio;
• kalio;
• chromo.

Metalinio ryšio susidarymas tarp cinko atomų: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. Cinko atomas turi keturis energijos lygius. Remiantis elektronine struktūra, jis turi 15 laisvų orbitalių – 3 p-orbitalėse, 5 4 d ir 7 4f. Elektroninė struktūra tokia: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, atome iš viso 30 elektronų. Tai reiškia, kad dvi laisvos valentinės neigiamos dalelės gali judėti 15 erdvių ir neužimtų orbitų. Ir taip yra kiekvienam atomui. Rezultatas yra didžiulė bendra erdvė, susidedanti iš tuščių orbitų ir nedidelio skaičiaus elektronų, kurie sujungia visą struktūrą.

Metalinis ryšys tarp aliuminio atomų: AL 0 - e - ↔ AL 3+. Trylika aliuminio atomo elektronų yra trijuose energijos lygiuose, kurių jie aiškiai turi daug. Elektroninė struktūra: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Laisvos orbitos - 7 vnt. Akivaizdu, kad elektronų debesis bus mažas, palyginti su visa vidine laisva erdve kristale.

Chromo metalo jungtis. Šis elementas ypatingas savo elektronine struktūra. Iš tiesų, norint stabilizuoti sistemą, elektronas nukrenta iš 4s į 3d orbitą: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0 . Iš viso yra 24 elektronai, iš kurių šeši yra valentiniai elektronai. Jie yra tie, kurie eina į bendrą elektroninę erdvę, kad sudarytų cheminį ryšį. Yra 15 laisvų orbitų, o tai vis dar yra daug daugiau, nei reikia užpildyti. Todėl chromas taip pat yra tipiškas metalo su atitinkama jungtimi molekulėje pavyzdys.

Vienas iš aktyviausių metalų, kuris net su paprastu vandeniu reaguoja su ugnimi, yra kalis. Kas paaiškina šias savybes? Vėlgi, daugeliu atžvilgių - metaliniu jungtimi. Šis elementas turi tik 19 elektronų, tačiau jie yra 4 energijos lygiuose. Tai yra, 30 skirtingų polygių orbitų. Elektroninė struktūra: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0. Tik du su labai maža jonizacijos energija. Jie laisvai atitrūksta ir patenka į bendrą elektroninę erdvę. Vienam atomui yra 22 judėjimo orbitalės, tai yra labai didelė laisva erdvė „elektronų dujoms“.

Panašumai ir skirtumai su kitų tipų jungtimis

Apskritai šis klausimas jau buvo aptartas aukščiau. Galima tik apibendrinti ir padaryti išvadas. Pagrindinės metalinių kristalų savybės, išskiriančios juos iš visų kitų jungčių tipų:

• kelių tipų dalelės, dalyvaujančios jungimosi procese (atomai, jonai arba atomai-jonai, elektronai);
• skirtingos erdvinės geometrinės kristalų struktūros.

Metalo ryšiai su vandeniliniais ir joniniais ryšiais turi bendrą neprisotinimą ir nekryptiškumą. Su kovalentiniu poliniu – stipri elektrostatinė trauka tarp dalelių. Atskirai nuo joninių – dalelių tipas kristalinės gardelės mazguose (jonai). Su kovalentiniais nepoliniais - atomais kristalo mazguose.

Įvairių agregacijos būsenų metalų ryšių rūšys

Kaip minėjome aukščiau, metalinė cheminė jungtis, kurios pavyzdžiai pateikti straipsnyje, susidaro esant dviem metalų ir jų lydinių agregacijos būsenoms: kietam ir skystam.

Kyla klausimas: kokio tipo jungtis yra metalo garuose? Atsakymas: kovalentinis polinis ir nepolinis. Kaip ir visi junginiai, kurie yra dujų pavidalo. Tai yra, kai metalas ilgą laiką kaitinamas ir iš kietos būsenos perkeliamas į skystą, ryšiai nenutrūksta ir išsaugoma kristalinė struktūra. Tačiau, kai reikia perkelti skystį į garų būseną, kristalas sunaikinamas ir metalinė jungtis paverčiama kovalentine.

CHEMINĖ RYŠIA

Cheminis ryšys yra dviejų atomų sąveika, vykstanti keičiantis elektronais. Kai susidaro cheminis ryšys, atomai linkę įgyti stabilų aštuonių elektronų (arba dviejų elektronų) išorinį apvalkalą, atitinkantį artimiausių inertinių dujų atomo struktūrą. Išskiriami šie cheminių jungčių tipai: kovalentinis(polinis ir nepolinis; mainai ir donoras-akceptorius), joninės, vandenilis Ir metalo.

KOVALENTINĖ RYŠYS

Tai atliekama dėl abiem atomams priklausančios elektronų poros. Kovalentiniams ryšiams formuoti yra mainų ir donorų-akceptorių mechanizmai.

1) Keitimo mechanizmas . Kiekvienas atomas prideda vieną nesuporuotą elektroną į bendrą elektronų porą:

2) Donoro-akceptoriaus mechanizmas . Vienas atomas (donoras) suteikia elektronų porą, o kitas atomas (akceptorius) – tuščią tos poros orbitą;

Du atomai negali bendrauti c kiek elektronų porų? Šiuo atveju jie kalba apie kartotiniai jungtys:

Jei elektronų tankis yra simetriškai tarp atomų, vadinamas kovalentiniu ryšiu nepoliarinis.

Jei elektronų tankis pasislenka link vieno iš atomų, tada vadinama kovalentine jungtimi poliarinis.

Kuo didesnis atomų elektronegatyvumo skirtumas, tuo didesnis jungties poliškumas.

Elektronegatyvumas yra atomo gebėjimas pritraukti elektronų tankį iš kitų atomų. Labiausiai elektroneigiamas elementas yra fluoras, elektropozityviausias – francis.

JONINĖ RYŠYS

Jonai- tai įkrautos dalelės, į kurias atomai virsta dėl elektronų praradimo ar pridėjimo.

(natrio fluoridas sudarytas iš natrio jonų Na+ ir fluoro jonai F - )

Jei atomų elektronegatyvumo skirtumas didelis, tai ryšį atliekanti elektronų pora eina į vieną iš atomų, ir abu atomai virsta jonais.

Cheminis ryšys tarp jonų dėl elektrostatinės traukos vadinamasjoninis ryšys.

VANDENILINIS RYŠYS

Vandenilinė jungtis - Tai ryšys tarp vienos molekulės teigiamai įkrauto vandenilio atomo ir kitos molekulės neigiamai įkrauto atomo. Vandenilio jungtis iš dalies yra elektrostatinė ir iš dalies donoro-akceptoriaus prigimtis.

Vandenilio jungčių buvimas paaiškina aukštą vandens, alkoholių ir karboksirūgščių virimo temperatūrą.

METALINĖ LINK

Metalų valentiniai elektronai yra gana silpnai surišti su jų branduoliais ir gali būti lengvai nuo jų atskirti. Todėl metale yra daug teigiamų jonų, esančių tam tikrose kristalų gardelės vietose, ir daug elektronų, laisvai judančių visame kristale. Elektronai metale sudaro ryšius tarp visų metalo atomų.

ORBITAL HIBRIDIZACIJA

Orbitinė hibridizacija yra kai kurių orbitalių formos pasikeitimas susidarant kovalentiniam ryšiui, siekiant efektyvesnio orbitų persidengimo.

A

sp 3 - Hibridizacija. Viena s orbita ir trys p - orbitalės virsta keturiomis identiškomis „hibridinėmis“ orbitomis, kurių kampas tarp ašių yra 109° 28".

sp 3 - hibridizacija, turi tetraedrinę geometriją ( CH4, NH3).

B

sp 2 - Hibridizacija. Viena s-orbitalė ir dvi p-orbitalės virsta trimis identiškomis „hibridinėmis“ orbitomis, kurių kampas tarp jų ašių yra 120°.

Molekulės, kuriose tai vyksta sp

Du sp - orbitos gali susidaryti dvi s – ryšiai (BeH 2, ZnCl 2). Dar du p - jungtys gali būti sudarytos, jei du p - hibridizacijoje nedalyvaujančiose orbitose yra elektronų (acetileno C 2 H 2).

Molekulės, kuriose tai vyksta sp - hibridizacija, turi tiesinę geometriją.

SKYRIAUS PABAIGA