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 eilės 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 stengiasi juos pritraukti kuo arčiau neigiamai įkrauto 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: prie jono ar jonų grupės gali prisijungti įvairus skaičius priešingai įkrautų jonų. 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.
Tai vienas iš įdomaus mokslo, vadinamo chemija, kertinių akmenų. Šiame straipsnyje mes analizuosime visus cheminių ryšių aspektus, jų svarbą mokslui, pateiksime pavyzdžių ir dar daugiau.
Kas yra cheminis ryšys
Chemijoje cheminė jungtis suprantama kaip abipusis atomų sukibimas molekulėje ir dėl tarp egzistuojančios traukos jėgos. Būtent dėl cheminių ryšių susidaro įvairūs cheminiai junginiai.
Cheminių jungčių tipai
Cheminio ryšio susidarymo mechanizmas labai priklauso nuo jo tipo ar tipo apskritai skiriasi šie pagrindiniai cheminių jungčių tipai:
- Kovalentinis cheminis ryšys (kuris savo ruožtu gali būti polinis arba nepolinis)
- Joninis ryšys
- Cheminis ryšys
kaip ir žmonės.
Kalbant apie tai, mūsų svetainėje tam yra skirtas atskiras straipsnis, o išsamiau galite perskaityti nuorodoje. Toliau išsamiau išnagrinėsime visus kitus pagrindinius cheminių jungčių tipus.
Joninė cheminė jungtis
Joninis cheminis ryšys susidaro dėl dviejų skirtingų krūvių jonų tarpusavio elektrinio traukos. Tokiuose cheminiuose ryšiuose esantys jonai paprastai yra paprasti, susidedantys iš vieno medžiagos atomo.
Joninio cheminio ryšio schema.
Būdingas joninio tipo cheminio ryšio bruožas yra jo neprisotinimas, todėl prie jono ar net visos jonų grupės gali prisijungti labai skirtingas priešingai įkrautų jonų skaičius. Joninės cheminės jungties pavyzdys yra cezio fluorido junginys CsF, kurio „joniškumo“ lygis yra beveik 97%.
Vandenilio cheminė jungtis
Dar gerokai prieš atsirandant šiuolaikinei cheminių jungčių teorijai jos šiuolaikine forma, chemikai pastebėjo, kad vandenilio junginiai su nemetalais turi įvairių nuostabių savybių. Tarkime, vandens ir kartu su vandenilio fluoridu virimo temperatūra yra daug aukštesnė nei galėtų būti, štai jau paruoštas vandenilinės cheminės jungties pavyzdys.
Paveikslėlyje parodyta vandenilinės cheminės jungties susidarymo schema.
Vandenilio cheminio ryšio pobūdį ir savybes lemia vandenilio atomo H gebėjimas sudaryti kitą cheminę jungtį, todėl šios jungties pavadinimas. Tokio ryšio susidarymo priežastis yra elektrostatinių jėgų savybės. Pavyzdžiui, bendras elektronų debesis vandenilio fluorido molekulėje yra taip pasislinkęs link fluoro, kad erdvė aplink šios medžiagos atomą yra prisotinta neigiamo elektrinio lauko. Aplink vandenilio atomą, ypač tą, kuriame nėra vienintelio elektrono, viskas yra priešingai, jo elektroninis laukas yra daug silpnesnis ir dėl to turi teigiamą krūvį. O teigiami ir neigiami krūviai, kaip žinote, traukia, ir tokiu paprastu būdu atsiranda vandenilio ryšys.
Cheminis metalų ryšys
Kokia cheminė jungtis būdinga metalams? Šios medžiagos turi savo cheminio ryšio tipą – visų metalų atomai nėra kažkaip išsidėstę, bet tam tikru būdu jų išsidėstymo tvarka vadinama kristaline gardele. Įvairių atomų elektronai sudaro bendrą elektronų debesį ir jie silpnai sąveikauja vienas su kitu.
Taip atrodo metalo cheminė jungtis.
Metalinės cheminės jungties pavyzdys gali būti bet koks metalas: natris, geležis, cinkas ir kt.
Kaip nustatyti cheminės jungties tipą
Priklausomai nuo jame dalyvaujančių medžiagų, jei yra metalas ir nemetalas, tai ryšys yra joninis, jei yra du metalai, tai metalinis, jei yra du nemetalai, tai kovalentinis.
Cheminių jungčių savybės
Norint palyginti skirtingas chemines reakcijas, naudojamos skirtingos kiekybinės charakteristikos, pavyzdžiui:
- ilgis,
- energija,
- poliškumas,
- jungčių tvarka.
Pažvelkime į juos išsamiau.
Ryšio ilgis yra pusiausvyros atstumas tarp atomų, sujungtų chemine jungtimi, branduolių. Paprastai matuojamas eksperimentiškai.
Cheminio ryšio energija lemia jo stiprumą. Šiuo atveju energija reiškia jėgą, reikalingą cheminiam ryšiui nutraukti ir atomams atskirti.
Cheminio ryšio poliškumas parodo, kiek elektronų tankis pasislenka link vieno iš atomų. Atomų gebėjimas perkelti elektronų tankį į save arba, paprastai tariant, „užtraukti antklodę ant savęs“ chemijoje vadinamas elektronegatyvumu.
Cheminio ryšio eiliškumas (kitaip tariant, cheminės jungties daugybinis skaičius) yra elektronų porų, kurios patenka į cheminį ryšį, skaičius. Tvarka gali būti visa arba trupmeninė, tuo didesnis elektronų, kurie atlieka cheminį ryšį, skaičius ir tuo sunkiau jį nutraukti.
Cheminis ryšys, vaizdo įrašas
Ir galiausiai mokomasis vaizdo įrašas apie įvairius cheminių jungčių tipus.
Vieningos cheminių ryšių teorijos nėra.
Kovalentinis ryšys
Kovalentinis ryšys galimas trimis mechanizmais: mainų, donoro-akceptoriaus ir datyvo (Lewiso).
Pagal mainų 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 susidarymo datyvinį mechanizmą, naudodami chloro molekulės pavyzdį.
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, netekę 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.
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.
Kovalentinis cheminis ryšys, jo atmainos ir susidarymo mechanizmai. Kovalentinių ryšių charakteristikos (poliškumas ir ryšio energija). Joninis ryšys. Metalinė jungtis. Vandenilinė jungtis
Cheminio ryšio doktrina yra visos teorinės chemijos pagrindas.
Cheminis ryšys suprantamas kaip atomų sąveika, sujungianti juos į molekules, jonus, radikalus ir kristalus.
Yra keturių tipų cheminės jungtys: joninės, kovalentinės, metalinės ir vandenilio.
Cheminių ryšių skirstymas į tipus yra sąlyginis, nes jiems visiems būdinga tam tikra vienybė.
Joninė jungtis gali būti laikoma kraštutiniu poliarinio kovalentinio ryšio atveju.
Metalinis ryšys sujungia kovalentinę atomų sąveiką, naudojant bendrus elektronus, ir elektrostatinį trauką tarp šių elektronų ir metalo jonų.
Medžiagoms dažnai trūksta ribinių cheminio surišimo atvejų (arba gryno cheminio surišimo).
Pavyzdžiui, ličio fluoridas $LiF$ yra klasifikuojamas kaip joninis junginys. Tiesą sakant, jame esanti jungtis yra $80%$ joninė ir $20%$ kovalentinė. Todėl, be abejo, teisingiau kalbėti apie cheminės jungties poliškumo (joniškumo) laipsnį.
Vandenilio halogenidų serijoje $HF-HCl-HBr-HI-HAt$ jungties poliškumo laipsnis mažėja, nes mažėja halogeno ir vandenilio atomų elektronegatyvumo reikšmių skirtumas, o vandenilio astatine ryšys tampa beveik nepolinis. $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2) $.
Tose pačiose medžiagose gali būti įvairių tipų jungčių, pavyzdžiui:
- bazėse: tarp deguonies ir vandenilio atomų hidrokso grupėse ryšys yra polinis kovalentinis, o tarp metalo ir hidrokso grupės – joninis;
- deguonies turinčių rūgščių druskose: tarp nemetalinio atomo ir rūgštinės liekanos deguonies - kovalentinis polinis, o tarp metalo ir rūgštinės liekanos - joninės;
- amonio, metilamonio druskose ir kt.: tarp azoto ir vandenilio atomų - kovalentinis polinis, o tarp amonio arba metilamonio jonų ir rūgšties liekanos - joninis;
- metalų peroksiduose (pavyzdžiui, $Na_2O_2$) ryšys tarp deguonies atomų yra kovalentinis nepolinis, o tarp metalo ir deguonies – joninis ir kt.
Įvairių tipų jungtys gali transformuotis viena į kitą:
— elektrolitiškai disociuojant kovalentinius junginius vandenyje, kovalentinė polinė jungtis virsta jonine jungtimi;
- kai metalai išgaruoja, metalo jungtis virsta nepoline kovalentine jungtimi ir pan.
Visų tipų ir tipų cheminių jungčių vienovės priežastis yra identiška jų cheminė prigimtis – elektronų ir branduolių sąveika. Bet kokiu atveju cheminės jungties susidarymas yra elektronų ir branduolių atomų sąveikos, lydimos energijos išsiskyrimo, rezultatas.
Kovalentinio ryšio sudarymo būdai. Kovalentinio ryšio charakteristikos: ryšio ilgis ir energija
Kovalentinis cheminis ryšys yra ryšys, susidarantis tarp atomų susidarant bendroms elektronų poroms.
Tokio ryšio susidarymo mechanizmas gali būti mainomas arba donoras-akceptorius.
aš. Keitimo mechanizmas veikia, kai atomai sudaro bendras elektronų poras, sujungdami nesuporuotus elektronus.
1) $H_2$ – vandenilis:
Ryšys atsiranda dėl to, kad vandenilio atomų $s$-elektronai (persidengiančios $s$-orbitalės) sudaro bendrą elektronų porą:
2) $HCl$ – vandenilio chloridas:
Ryšys atsiranda dėl to, kad susidaro bendra $s-$ ir $p-$ elektronų elektronų pora (persidengiančios $s-p-$orbitalės):
3) $Cl_2$: chloro molekulėje kovalentinis ryšys susidaro dėl nesuporuotų $p-$elektronų (persidengusių $p-p-$orbitalių):
4) $N_2$: azoto molekulėje tarp atomų susidaro trys bendros elektronų poros:
II. Donoro-akceptoriaus mechanizmas Panagrinėkime kovalentinio ryšio susidarymą amonio jono $NH_4^+$ pavyzdžiu.
Donoras turi elektronų porą, akceptorius turi tuščią orbitą, kurią ši pora gali užimti. 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 - pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą.
Kovalentiniai ryšiai gali būti klasifikuojami pagal elektronų orbitalių persidengimą, taip pat pagal jų poslinkį link vieno iš surištų atomų.
Cheminiai ryšiai, susidarę dėl persidengusių elektronų orbitalių išilgai ryšio linijos, vadinami $σ$ - obligacijos (sigma obligacijos). Sigma ryšys yra labai stiprus.
$p-$orbitalės gali persidengti dviejuose regionuose, sudarydamos kovalentinį ryšį dėl šoninio persidengimo:
Cheminiai ryšiai, susidarę dėl elektronų orbitalių „šoninio“ persidengimo už ryšio linijos ribų, t.y. dviejose srityse vadinamos $π$ -obligacijos (pi-obligacijos).
Autorius poslinkio laipsnis bendras elektronų poras su vienu iš atomų, kuriuos jie jungia, gali būti kovalentinis ryšys poliarinis Ir nepoliarinis.
Kovalentinis cheminis ryšys, susidaręs tarp vienodo elektronegatyvumo atomų, vadinamas nepoliarinis. Elektronų poros nėra perkeltos į vieną iš atomų, nes atomai turi tą patį EO – savybę pritraukti valentinius elektronus iš kitų atomų. Pavyzdžiui:
tie. paprastų nemetalinių medžiagų molekulės susidaro kovalentiniais nepoliniais ryšiais. Kovalentinis cheminis ryšys tarp elementų atomų, kurių elektronegatyvumas skiriasi, vadinamas poliarinis.
Kovalentinių ryšių ilgis ir energija.
Charakteristika kovalentinio ryšio savybės- jos ilgis ir energija. Nuorodos ilgis yra atstumas tarp atomų branduolių. Kuo trumpesnis cheminės jungties ilgis, tuo jis stipresnis. Tačiau ryšio stiprumo matas yra jungiamoji energija, kuris nustatomas pagal energijos kiekį, reikalingą ryšiui nutraukti. Paprastai jis matuojamas kJ/mol. Taigi, remiantis eksperimentiniais duomenimis, $H_2, Cl_2$ ir $N_2$ molekulių jungties ilgiai yra atitinkamai 0,074 $, 0,198 $ ir 0,109 $ nm, o jungties energija yra atitinkamai $ 436, 242 $ ir $ 946 $ kJ/mol.
Jonai. Joninis ryšys
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 jonų.
Cheminis ryšys, susidarantis tarp jonų, vadinamas joniniu.
Panagrinėkime šios jungties susidarymą gerai žinomo junginio natrio chlorido (valgomosios druskos) pavyzdžiu:
Atomų pavertimo jonais procesas pavaizduotas diagramoje:
Toks atomų pavertimas jonais visada vyksta tipinių metalų ir tipiškų nemetalų atomų sąveikos metu.
Apsvarstykite samprotavimo algoritmą (seką), kai registruojamas joninės jungties susidarymas, pavyzdžiui, tarp kalcio ir chloro atomų:
Vadinami skaičiai, rodantys atomų ar molekulių skaičių koeficientai, ir vadinami skaičiai, rodantys atomų arba jonų skaičių molekulėje indeksai.
Metalinė jungtis
Susipažinkime, kaip metalinių elementų atomai sąveikauja tarpusavyje. Metalai paprastai neegzistuoja kaip atskiri atomai, o gabalo, luito ar metalo gaminio pavidalu. Kas laiko metalo atomus viename tūryje?
Daugumos metalų atomuose yra nedidelis skaičius elektronų išoriniame lygyje – 1, 2, 3 USD. Šie elektronai lengvai pašalinami ir atomai tampa 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. Vadinasi, metalo tūryje atomai nuolat virsta jonais ir atvirkščiai.
Metalų ryšys tarp jonų per bendrus elektronus vadinamas metaliniu.
Paveiksle schematiškai parodyta natrio metalo fragmento struktūra.
Šiuo atveju nedidelis bendrų elektronų skaičius suriša daug jonų ir atomų.
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 – kietiems ir skystiems lydiniams.
Vandenilinė jungtis
Cheminis ryšys tarp vienos molekulės (ar jų dalies) teigiamai poliarizuotų vandenilio atomų ir neigiamai poliarizuotų stipriai elektronegatyvių elementų atomų, turinčių pavienes kitos molekulės elektronų poras ($F, O, N$ ir rečiau $S$ ir $Cl$). (arba jo dalis) vadinamas vandeniliu.
Vandenilio jungties susidarymo mechanizmas iš dalies yra elektrostatinis, iš dalies donoro-akceptoriaus pobūdžio.
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).
Medžiagos, turinčios vandenilinius ryšius, turi molekulines kristalines gardeles.
Molekulinės ir nemolekulinės struktūros medžiagos. Kristalinės gardelės tipas. Medžiagų savybių priklausomybė nuo jų sudėties ir struktūros
Medžiagų molekulinė ir nemolekulinė struktūra
Chemiškai sąveikauja ne atskiri atomai ar molekulės, o medžiagos. Tam tikromis sąlygomis medžiaga gali būti vienoje iš trijų agregacijos būsenų: kieta, skysta arba dujinė. Medžiagos savybės priklauso ir nuo cheminio ryšio tarp ją sudarančių dalelių – molekulių, atomų ar jonų – pobūdžio. Pagal ryšio tipą išskiriamos molekulinės ir nemolekulinės struktūros medžiagos.
Medžiagos, sudarytos iš molekulių, vadinamos molekulinės medžiagos. Tokiose medžiagose esantys ryšiai tarp molekulių yra labai silpni, daug silpnesni nei tarp molekulės viduje esančių atomų, ir net esant santykinai žemai temperatūrai jie nutrūksta – medžiaga virsta skysčiu, o po to – dujomis (jodo sublimacija). Medžiagų, susidedančių iš molekulių, lydymosi ir virimo temperatūra didėja didėjant molekulinei masei.
Molekulinėms medžiagoms priskiriamos atominės struktūros medžiagos ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), tarp jų yra metalų ir nemetalų.
Panagrinėkime fizines šarminių metalų savybes. Santykinai mažas jungties stiprumas tarp atomų lemia mažą mechaninį stiprumą: šarminiai metalai yra minkšti ir lengvai pjaustomi peiliu.
Didelis atomų dydis lemia mažą šarminių metalų tankį: litis, natris ir kalis yra net lengvesni už vandenį. Šarminių metalų grupėje virimo ir lydymosi temperatūra mažėja didėjant elemento atominiam skaičiui, nes Atomų dydis didėja, o ryšiai susilpnėja.
Į medžiagas nemolekulinės struktūros apima joninius junginius. Dauguma metalų junginių su nemetalais turi tokią struktūrą: visos druskos ($NaCl, K_2SO_4$), kai kurie hidridai ($LiH$) ir oksidai ($CaO, MgO, FeO$), bazės ($NaOH, KOH$). Joninės (ne molekulinės) medžiagos turi aukštą lydymosi ir virimo temperatūrą.
Kristalinės grotelės
Medžiaga, kaip žinoma, gali egzistuoti trimis agregacijos būsenomis: dujine, skysta ir kieta.
Kietosios medžiagos: amorfinės ir kristalinės.
Panagrinėkime, kaip cheminių jungčių savybės įtakoja kietųjų medžiagų savybes. Kietosios dalelės skirstomos į kristalinis Ir amorfinis.
Amorfinės medžiagos neturi aiškios lydymosi temperatūros, kai kaitinamos, jos palaipsniui suminkštėja ir virsta skysta būsena. Pavyzdžiui, plastilinas ir įvairios dervos yra amorfinės būsenos.
Kristalinėms medžiagoms būdingas teisingas dalelių, iš kurių jos susideda: atomų, molekulių ir jonų, išsidėstymas griežtai apibrėžtuose erdvės taškuose. Sujungus šiuos taškus tiesiomis linijomis, susidaro erdvinis karkasas, vadinamas kristaline gardele. Taškai, kuriuose yra kristalų dalelės, vadinami gardelės mazgais.
Priklausomai nuo dalelių, esančių kristalinės gardelės mazguose, tipo ir ryšio tarp jų pobūdžio, išskiriami keturi kristalų gardelių tipai: joninis, atominis, molekulinis Ir metalo.
Joninės kristalinės gardelės.
Joninės vadinamos kristalinėmis gardelėmis, kurių mazguose yra jonų. Jas sudaro medžiagos su joniniais ryšiais, kurios gali jungti ir paprastus jonus $Na^(+), Cl^(-)$, ir kompleksinius $SO_4^(2−), OH^-$. Vadinasi, druskos ir kai kurie metalų oksidai bei hidroksidai turi jonines kristalines gardeles. Pavyzdžiui, natrio chlorido kristalas susideda iš kintamų teigiamų $Na^+$ ir neigiamų $Cl^-$ jonų, sudarančių kubo formos gardelę. Ryšiai tarp jonų tokiame kristale yra labai stabilūs. Todėl medžiagos, turinčios joninę gardelę, pasižymi gana dideliu kietumu ir stiprumu, yra ugniai atsparios ir nelakios.
Atominės kristalinės gardelės.
Atominis vadinamos kristalinėmis gardelėmis, kurių mazguose yra atskiri atomai. Tokiose gardelėse atomai yra sujungti vienas su kitu labai stipriais kovalentiniais ryšiais. Medžiagų su tokio tipo kristalinėmis gardelėmis pavyzdys yra deimantas, viena iš alotropinių anglies modifikacijų.
Dauguma medžiagų, turinčių atominę kristalinę gardelę, turi labai aukštas lydymosi temperatūras (pavyzdžiui, deimantams jis yra didesnis nei $3500°C), yra stiprios ir kietos, praktiškai netirpios.
Molekulinės kristalinės gardelės.
Molekulinė vadinamos kristalinėmis gardelėmis, kurių mazguose išsidėsčiusios molekulės. Cheminės jungtys šiose molekulėse gali būti tiek polinės ($HCl, H_2O$), tiek nepolinės ($N_2, O_2$). Nepaisant to, kad molekulių viduje esantys atomai yra sujungti labai stipriais kovalentiniais ryšiais, tarp pačių molekulių veikia silpnos tarpmolekulinės traukos jėgos. Todėl medžiagos su molekulinėmis kristalinėmis gardelėmis turi mažą kietumą, žemą lydymosi temperatūrą ir yra lakios. Dauguma kietųjų organinių junginių turi molekulines kristalines gardeles (naftaleną, gliukozę, cukrų).
Metalinės kristalinės grotelės.
Medžiagos su metaliniais ryšiais turi metalines kristalines groteles. Tokių gardelių vietose yra atomai ir jonai (arba atomai, arba jonai, į kuriuos lengvai virsta metalo atomai, atiduodami savo išorinius elektronus „bendram naudojimui“). Ši vidinė metalų struktūra lemia jiems būdingas fizines savybes: kaliumą, plastiškumą, elektros ir šilumos laidumą, būdingą metalinį blizgesį.
