„Legătură chimică” - energia de distrugere a ratelor pe ionul _Ekul = Uresh. Principiile de bază ale metodei MO. Tipi perekrittya atomic AT. leagă și extinde MO-uri prin combinarea orbitalilor atomici s și s pz și pz px și px. H?C? C?H. ? - Coeficientul de aprovizionare. Qef =. Ao. Teorii de bază ale legării chimice.
„Tipuri de legături chimice” - Discursurile cu legături ionice creează particule cristaline ionice. Atomi. Electronegativitatea. Institutie de invatamant municipal liceul Nr 18 profesor de chimie Kalinina L.A. Ioni. De exemplu: Na1+ și Cl1-, Li1+ și F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:). După cum se întâmplă, ionul este încărcat negativ. Cadrul atomic este de mare valoare.
„Viața lui Mendelev” - 18 Linya D. I. Mendelev a absolvit gimnaziul din Tobolsk. 9 septembrie 1850 - 20 septembrie 1855 a început ora la Institutul Pedagogic Principal. „Dacă nu știi nume, vei muri și vei învăța discursuri” K. Liney. Viața și activitatea lui D.I. Mendelev. Ivan Pavlovici Mendelev (1783 – 1847), tată de multă vreme. Conform legii periodice.
„Vezi legătura chimică” - H3N. Al2O3. discursul lui Budova”. H2S. MgO. H2. Cu. Mg S.CS2. I.Scrie formule de discursuri: 1.cu K.M.S. 2.s K.P.S. 3. z I.S. K.M.S. NaF. C.K.P.S. Vă rugăm să rețineți tipul de liant chimic. Ce molecule reprezintă schema: A A ?
"Mendeleev" - triada de elemente a lui Dobereiner. Ghazi. Pratsya. Viața este o ispravă științifică. Sistem periodic de elemente (forma lungă). „Legea octavelor” a lui Newlands Activitate științifică. Rozchini. O nouă etapă a vieții. O altă versiune a sistemului de elemente al lui Mendelev. Parte din tabelul elementelor de L. Meyer. Conform legii periodice (1869).
„Viața și activitatea lui Mendelev” - Ivan Pavlovici Mendelev (1783 – 1847), tatăl de altădată. 1834, secolul 27 (anul 6) – D.I.Mendeleev s-a născut lângă orașul Tobolsk, lângă Siberia. 1907, 20 sіchnya (2 feroce) D. I. Mendelev a murit de paralizie cardiacă. D.I. Menedeleva (regiunea Pivdenno-Kazahstan, zona Shymkent). Providența. La 18 iunie 1849, D.I. Mendelev a absolvit gimnaziul din Tobolsk.
Nu există o singură teorie a legării chimice; legarea chimică este împărțită în covalentă (un tip universal de legare), ionică (un tip special de legare covalentă), metalică și apă.
Legătură covalentă
Formarea unei legături covalente este posibilă prin trei mecanisme: schimb, donor-acceptor și dativ (Lewis).
Zhidno mecanism de schimb Iluminarea legăturii covalente se datorează întăririi perechilor de electroni de carbon. În acest caz, un atom de pragne nu ar trebui adăugat la învelișul unui gaz inert. pentru a inversa finalizarea fluxului de energie curent. Formarea unei legături chimice de tip schimb este reprezentată de formulele Lewis, în care electronul de valență al unui atom este reprezentat prin puncte (Fig. 1).
Mic 1 Consolidarea unei legături covalente într-o moleculă de HCl printr-un mecanism de schimb
Odată cu dezvoltarea teoriei atomului boudian și a mecanicii cuantice, formarea unei legături covalente este dezvăluită ca suprapunerea orbitalilor de electroni (Fig. 2).
Mic 2. Crearea unei legături covalente pentru curbarea rakhunok a khmarurilor electronice
Cu cât suprapunerea orbitalilor atomici este mai mare, cu atât cuplajul este mai mare, cu atât cuplajul este mai mic și energia este mai mare. Legăturile covalente se pot forma prin intersectarea diferiților orbitali. Ca urmare a suprapunerii orbitalilor s-s, s-p, precum și a orbitalilor d-d, p-p, d-p cu lopeți de butoi, se creează o conexiune. Perpendicular pe linia care leagă nucleele a 2 atomi, se creează legături. Una – și una – legături create formează o legătură covalentă multiplă (sub-legată), caracteristică compușilor organici din clasa alchenelor, alcadienelor și altora.
Întărirea legăturii covalente mecanism donor-acceptor Să ne uităm la fundul cationului amoniu:
NH3 + H+ = NH4+
7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Atomul de azot are o pereche de electroni neîmpărtășită (electronii nu iau parte la legăturile chimice din mijlocul moleculei), iar cationul are un orbital liber, care este donor și acceptor de electroni, ca dar...
Să ne uităm la mecanismul dativ al formării unei legături covalente folosind exemplul unei molecule de clor.
17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Un atom de clor are o pereche neîmpărtășită de electroni și orbitali liberi, care pot dezvălui, de asemenea, puterea atât a donorului, cât și a acceptorului. Prin urmare, atunci când se formează o moleculă de clor, un atom de clor acționează ca donor, iar celălalt ca acceptor.
Golovnimi caracteristicile unei legături covalente e: saturație (legăturile de saturație se creează atunci când atomul primește atât de mulți electroni cât îi permite capacitatea de valență; legăturile de nesaturație se creează atunci când numărul de electroni adăugați se modifică peste puterile de valență ale atomului); rectitudine (această valoare este legată de geometria moleculei și de conceptul de „legătură de valență” - legătura dintre legături).
Ionny link
Nu există nicio legătură cu o legătură ionică pură, dar am dori să înțelegem o astfel de legătură chimică a atomilor, în care puterea electronilor atomului este creată pentru tranziția completă a puterii electronului ionic la elementul mai negativ al atomului b. Legătura ionică poate apărea numai între atomii elementelor electronegative și electropozitive care apar în prezența ionilor încărcați diferit - cationi și anioni.
VIZNACHENNYA
Ion se numesc particule încărcate electric care se formează prin fuziune și adăugarea unui electron la un atom.
Când se transferă un electron la atomi de metale și nemetale, aceștia trebuie să formeze o configurație stabilă a învelișului de electroni până când se formează miezul lor. Un atom nemetalic creează un înveliș de gaz inert care avansează în jurul miezului său, iar un atom de metal creează un înveliș de gaz inert avansat (Fig. 3).
Mic 3. Consolidarea legăturii ionice cu molecula fundă de clorură de sodiu
Moleculele, în care apare o legătură ionică pură, converg într-o stare de vorbire asemănătoare vaporilor. Legătura ionică este și mai intensă, iar legătura cu legătura are un punct de topire ridicat. În locul unei legături ionice covalente, rectitudinea și saturația nu sunt caracteristice, deoarece câmpul electric creat de ioni, totuși, se aplică tuturor ionilor în cadrul simetriei sferice.
Cu un clinchet metalic
Legătura metalică se realizează numai în metale – prin interacțiunea care combină atomii de metal într-o singură rețea. În lumină, legătura ia partea din electronii de valență și atomii metalului, ceea ce se datorează tuturor obligațiilor. În metale, electronii sunt generați în mod constant din atomi, care se mișcă în întregul metal. Atomii de metal, sărăciți de electroni, sunt transformați în ioni încărcați pozitiv, ceea ce îi va împiedica să accepte electronii care se prăbușesc. Acest proces continuu formează în mijlocul metalului ceea ce se numește „gaz electronic”, care leagă toți atomii metalului împreună (Fig. 4).
Legătura metalică este moale, astfel încât metalele sunt caracterizate de un punct de topire ridicat, iar prezența „gazului electronic” conferă metalelor maleabilitatea și plasticitatea.
Apel de apă
Legătura cu apă este mai specifică decât interacțiunile intermoleculare, deoarece Această vinovăție și valoare se află în natura chimică a vorbirii. Este creat între molecule în care atomii și atomii sunt legați de atomi care au electronegativitate mare (O, N, S). Vinovatul legăturii de apă se află din două motive, în primul rând, atomul de apă, care este legat de atomul electronegativ, nu are electroni și se poate pierde cu ușurință în norii de electroni ai altor atomi și, în alt mod, având o orbital s de valență, atomul de apă nud Este proiectat să accepte o pereche de electroni neîmpărtășită de la un atom electronegativ și să formeze legături cu acesta printr-un mecanism donor-acceptor.
1. Se transportă metalele de luncă-pământ5) până la s-elemente
6) până la p-elemente
7) până la d-elemente
8) la f - elemente
2. Câți electroni sunt prezenți în nivelul actual de energie al atomilor și al metalelor de calitate scăzută?
1) Unu 2) doi 3) trei 4) chotiri
3. În reacțiile chimice se dezvăluie atomii de aluminiu
3) putere oxidativă 2) putere acidă
4) 3) autorităţi universale 4) autorităţi de bază
4. Interacţiunea calciului cu clorul este adusă înaintea reacţiei
1) Desfacere 2) Conectare 3) Înlocuire 4) Schimb
5. Masa moleculară a bicarbonatului de sodiu:
1) 84 2) 87 3) 85 4) 86
3. Care atom este important - pentru siliciu - și de câte ori?4. Determinați masele moleculare lichide ale substanțelor simple: apă, acru, clor, cupru, diamant (carb). Ghiciți care sunt alcătuite din molecule biatomice și care sunt formate din atomi.
5. dizolvați masa moleculară lichidă a dioxidului de carbon gaz CO2 acid H2SO4 zahăr C12H22O11 alcool etilic C2H6O marmur CaCPO3
6. În peroxidul de apă, un atom cade într-un atom de apă. Găsiți formula peroxidului de apă, deoarece este clar că greutatea sa moleculară este egală cu 34. Care este raportul de masă dintre apă și acid din acest amestec?
7. De câte ori este o moleculă de dioxid de carbon mai importantă decât o moleculă de acid?
Ajută te rog, te rog, nevăstuică, profesor de clasa a VIII-a.
169338 0
Fiecare atom are același număr de electroni.
Când intră în reacții chimice, atomii produc, se umflă sau pierd electroni, obținând cea mai stabilă configurație electronică. Cea mai stabilă configurație este cea cu cea mai mică energie (ca în atomii gazelor nobile). Acest model este numit „regula octetului” (Fig. 1).
Mic 1.
Această regulă este pentru toată lumea tipuri de obligațiuni. Legăturile electronice dintre atomi le permit să formeze structuri stabile, de la cele mai simple cristale până la biomolecule pliabile care creează sisteme vii. Duhoarea se ridică din cristale cu un schimb continuu de discursuri. Când în spatele mecanismelor apar multe reacții chimice transfer electronic care joacă cel mai important rol în procesele energetice din organism.
O legătură chimică este o forță care îndepărtează doi sau mai mulți atomi, ioni, molecule sau orice combinație a acestora simultan..
Natura legăturii chimice este universală: este forța electrostatică a gravitației dintre electronii încărcați negativ și nucleele încărcate pozitiv, care este determinată de configurația electronilor învelișurilor exterioare ale atomilor. Capacitatea unui atom de a forma legături chimice se numește valenţă, sau etapa de oxidare. Asociat cu valența este conceptul de electroni de valență- electroni care formează legături chimice care se află în orbitalii de cea mai mare energie. Aparent, învelișul exterior al unui atom care se potrivește în orbitali se numește coajă de valență. În acest moment, nu este suficient să se indice prezența unei legături chimice, dar este necesar să se clarifice tipul acesteia: ionic, covalent, dipol, metalic.
Primul tip de conexiune -Ionna zv'azok
Similar cu teoria valenței electronilor a lui Lewis și Kossel, atomii pot obține o configurație electronică stabilă în două moduri: în primul rând, prin pierderea de electroni, prin transformarea în cationi, cu alte cuvinte, cumpărându-le, transformându-se în anyoni. Ca urmare a transferului electronic datorat forței electrostatice a gravitației dintre ionii din sarcinile semnului protagonist, se creează o legătură chimică, numită de Kossel " valent electric„(acum numit ionic).
În acest tip, anionii și cationii creează o configurație electronică stabilă din carcasa electronică externă umplută. Legăturile ionice tipice sunt create din grupele de cationi T și II ale sistemului periodic și anionii elementelor nemetalice din grupele VI și VII (subgrupe 16 și 17 - subgrup, calcogeniі halogeni). Legăturile din aceste părți nu sunt intense și nedirecționale, prin urmare se păstrează posibilitatea interacțiunii electrostatice cu alți ioni. În fig. 2 și 3 arată aplicarea legăturilor ionice, care este în concordanță cu modelul Kossel de transfer electronic.
Mic 2.
Mic 3. Legătura ionică într-o moleculă de sare de bucătărie (NaCl)
Aici este recomandabil să ghiciți despre acțiunile puterii, pentru a explica comportamentul discursurilor în natură, priviți cu atenție, priviți fenomenele despre aciziі bazele.
Distribuția apei a acestor substanțe include electroliți. Duhoarea se schimbă diferit indicatori. Mecanismul indicatorilor a fost extins de F.V. Ostwald. Având în vedere că indicatori ai acizilor și bazelor slabe, concentrația acestora în stări nedisociate și disociate scade.
Înlocuitor pentru neutralizarea acizilor. Nu toate cazurile sunt sparte lângă apă (de exemplu, acțiunile neînrudite sunt organice, astfel încât grupul OH, zokrema, trietilamină N(З 2 Н 5) 3); numiți baze diferite pajişti.
Acizii aposi reactioneaza intr-o reactie caracteristica:
a) cu oxizi metalici - cu sare si apa diluate;
b) cu metale - cu sare si apa diluate;
c) cu carbonați – cu săruri dizolvate, Z 2 ta N 2 O.
Puterea acizilor și bazelor poate fi descrisă printr-o serie de teorii. În conformitate cu teoria S.A. Arrhenius, acid și uretra, care se disociază cu crearea de ioni N+ , deoarece baza creează ioni VIN- . Această teorie nu dăunează bazelor organice, care conțin grupări hidroxil.
Sub rezerva protoniu Conform teoriei lui Brønsted și Lowry, un acid și o uree care combină molecule sau ioni care dau protoni ( donator protoni), iar baza este o substanță care este alcătuită din molecule sau ioni care acceptă protoni ( acceptori protoni). Este semnificativ faptul că în soluțiile apoase apar sub formă hidratată, astfel încât ionii apar ca hidroxoniu H3O+. Această teorie descrie reacțiile nu numai cu ioni de apă și hidroxid, ci și cele care apar fie cu un agent de eliberare, fie cu un agent neapos.
De exemplu, reacțiile dintre amoniac N.H. 3 (bază slabă) și clor în fază gazoasă, se creează clorură de amoniu solidă, iar într-un amestec egal de doi compuși există întotdeauna 4 particule, dintre care două sunt acizi, iar celelalte două sunt baze:
Această sumă la fel de importantă constă din două perechi de perechi de acizi și baze:
1)N.H. 4+ i N.H. 3
2) acid clorhidricі Cl ‑
Aici, acidul și baza perechii de piele diferă cu un proton. Acidul pielii are o bază asociată cu acesta. Un acid tare are o bază slabă, iar un acid slab are o bază tare.
Teoria Brønsted-Laury face posibilă explicarea rolului unic al apei pentru vitalitatea biosferei. Apa depusă într-o substanță care interacționează cu aceasta poate dezvălui puterea fie a unui acid, fie a unei baze. De exemplu, în reacțiile cu soluții apoase de acid otic, apa este baza, iar în reacțiile cu compuși apoși, amoniacul este acidul.
1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + SN 3 STOV- . Aici molecula de acid octoic donează un proton moleculei de apă;
2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + VIN- . Aici molecula de amoniac acceptă protonul moleculei de apă.
În acest fel, apa poate rezolva două pariuri:
1) H2O(acid) că VIN- (baza primita)
2) N 3 Pro+ (acid)ta H2O(Baza primită).
În prima fază, apa donează un proton, iar în cealaltă, îl acceptă.
Acest tip de putere se numește amfiprotonism. Compușii care reacționează cu acizii și bazele se numesc amfoternimic. În natura vie, astfel de discursuri sunt adesea folosite. De exemplu, aminoacizii sunt prezenți în săruri atât cu acizi, cât și cu baze. Prin urmare, peptidele creează cu ușurință reacții de coordonare cu prezența ionilor metalici.
Acest model este caracterizat de puterea de legare a ionilor - mișcarea către exterior a electronilor care se leagă de unul dintre nuclee. Aceasta înseamnă că între ioni există o regiune în care densitatea electronică este mai mică decât zero.
Un alt tip de conexiune -covalent zv'azok
Atomii pot crea configurații electronice stabile prin intermediul decuplării electronice.
O astfel de legătură este creată atunci când o pereche de electroni este împerecheată pe rând tip de piele atom. În acest caz, electronii și legătura sunt împărțite în mod egal între atomi. Capturile unei legături covalente pot fi numite homonucleare diatomic moleculele H 2 , N 2 , F 2. Acest tip de legare se găsește la alotropi O 2 ozon O 3 ta pentru o moleculă bogată în atom S 8, precum și molecule heteronucleare apa cu clor acid clorhidric, Dioxid de carbon Z 2, metan CH 4, etanol Z 2 N 5 VIN, sirka hexafluorura SF 6, acetilena Z 2 N 2. În toate aceste molecule, electronii sunt, totuși, ascunși, deoarece legăturile sunt îngroșate și îndreptate (Fig. 4).
Pentru biologi, este important ca în legăturile duble și triple razele covalente ale atomilor la cei cu o singură legătură să se modifice.
Mic 4. Legătura covalentă în molecula de Cl2.
Tipurile ionice și covalente de ligamente sunt două tipuri limită de impersonalitate a celorlalte tipuri de ligamente chimice, iar în practică există mai multe ligamente perineale.
Combinația a două elemente, separate la capetele opuse ale uneia dintre diferitele perioade ale sistemului Mendelev, este importantă pentru a crea legături ionice. Pe măsură ce elementele se apropie între perioade, caracterul ionic al proprietăților lor se schimbă și caracterul covalent crește. De exemplu, halogenurile și oxizii elementelor din partea stângă a tabelului periodic formează legături ionice importante ( NaCl, AgBr, BaSO4, CaCO3, KNO3, CaO, NaOH), precum și elementele combinate din partea dreaptă a tabelului - covalent ( H20, CO2, NH3, NO2, CH4, fenol C6H5OH, glucoza Z 6 H 12 Pro 6, etanol Z 2 N 5 VIN).
Legătura covalentă, în felul său, are încă o modificare.
În ionii atomici bogati și în moleculele biologice pliate, electronii pot fi generați doar unu atom. Vin se numește donator pariuri electronice. Un atom care împarte o pereche de electroni cu un donor este numit acceptor pariuri electronice. Acest tip de legătură covalentă se numește coordonare (donator-acceptator), saudativ) clincheind(Fig. 5). Acest tip de legătură este cel mai important pentru biologie și medicină, iar chimia elementelor d care sunt importante pentru metabolism este în mare măsură descrisă de legăturile de coordonare.
Orez. 5.
De regulă, într-un atom de metal complex acționează ca un acceptor de pereche de electroni; Cu toate acestea, în legăturile ionice și covalente, atomul de metal este un donor de electroni.
Esența legăturii covalente și varietatea acesteia - legătura de coordonare - pot fi clarificate folosind o altă teorie a acizilor și bazelor, bazată pe GN. Lewis. Am extins în continuare sensul termenilor „acid” și „bază” din teoria Brønsted-Lowry. Teoria lui Lewis explică natura creării ionilor complecși și partea reacțiilor de substituție nucleofilă care sunt create de CS.
Potrivit lui Lewis, acidul este un cerebrovin, care creează o legătură covalentă prin acceptarea perechii de electroni de la bază. Baza Lewis este numele dat unei rășini care conține o pereche de electroni singuri, care, donând electroni, creează o legătură covalentă cu acidul Lewis.
Teoria lui Lewis se extinde pentru a include reacții acido-bazice, precum și reacții în care protonii nu participă deloc. Mai mult, protonul însuși, conform acestei teorii, este și un acid, creând fragmente care acceptă o pereche de electroni.
De asemenea, conform acestei teorii, cationii sunt acizi Lewis, iar anionii sunt baze Lewis. Fundul poate provoca reacții jignitoare:
Este mai probabil ca fragmentele de electroni de la atomii de metal la atomii acceptori din moleculele covalente să nu li se permită să transfere complet electronii de la atomii de metal la atomii acceptori ai moleculelor covalente. Când pielea este conectată la ligament, ionul se află în câmpul electric al ionilor din semnul protejil, deci sunt polarizați reciproc, iar membranele lor sunt deformate.
Polarizare indicat de structura electronică, sarcina și dimensiunea ionului; Anionii au aceleași proprietăți, dar cationii au mai puțini. Cea mai mare polarizabilitate a cationilor este în cationi cu sarcină mai mare și dimensiuni mai mici, de exemplu, în Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Poate apărea o acțiune puternic polarizantă N+. Deoarece influxul de polarizare a ionilor este bidirecțional, schimbă semnificativ puterea acțiunilor pe care le creează.
Al treilea tip de conexiune -dipol-dipol zv'azok
Combinația de tipuri de legături tratate mai sus este împărțită în dipol-dipol intermolecular relaţiile reciproce, chemarea de asemenea vanderwaal'sovimi .
Puterea acestor interacțiuni constă în natura moleculelor.
Există trei tipuri de interacțiuni: dipol constant - dipol constant ( dipol-dipol greutate); dipol permanent - dipol indus ( inducţie greutate); dipol mittev - dipol de inducție ( dispersiv greutate, ca forțele londoneze; Mic 6).
Mic 6.
Un moment dipol-dipol există în moleculele cu legături covalente polare ( HCI, NH3, S02, H20, C6H5CI), iar puterea legăturii devine 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10-30 metri coulomb - C × m).
Biochimia arată un alt tip de conexiune - Vodnev conexiune, care este o cădere limită dipol-dipol greutate. Această legătură se realizează între un atom de apă și un mic atom electronegativ, cel mai adesea acid, fluor și azot. Cu atomi mari care prezintă electronegativitate similară (de exemplu, cu clor și sulf), legătura de apă pare semnificativ mai slabă. Apoi apa este expusă la o caracteristică fundamentală: atunci când electronii sunt extrași, care își leagă nucleul - protonul - devine gol și încetează să fie ecranat de electroni.
Prin urmare, atomul este transformat într-un mare dipol.
Legătura apoasă, spre deosebire de legătura van der Waals, este creată nu numai prin interacțiuni intermoleculare, ci în mijlocul unei molecule. intramolecular sunetul apei. În biochimie, legăturile adezive joacă un rol important, de exemplu, pentru stabilizarea structurii proteinelor sub formă de aspirale sau pentru crearea unei spirale subterane de ADN (Fig. 7).
Fig.7.
Legăturile de apă și van der Waals sunt semnificativ mai slabe, mai mici de ioni, covalente și de coordonare. Energia legăturilor intermoleculare este prezentată în tabel. 1.
Tabelul 1. Energia forțelor intermoleculare
Notă: Stadiul interacțiunilor intermoleculare este reflectat de indicatorii entalpiei de topire și evaporare (fierbere). Ionii necesită mult mai multă energie decât moleculele. Entalpiile de topire ale compușilor ionici sunt semnificativ mai mari decât cele ale compușilor cu molecule inferioare.
Al patrulea tip de conexiune -zgomot metalic
A fost descoperit un alt tip de legături intermoleculare - metalevium: legături ale ionilor metalici pozitivi cu electronii liberi. Obiectele biologice nu au acest tip de conexiune.
O scurtă privire asupra tipurilor de legături relevă un detaliu: un parametru important este atomul sau ionul metalului - donorul de electroni, iar atomul - acceptorul de electroni. mărimea.
Fără a intra în detalii, este semnificativ că razele covalente ale atomilor, razele ionice ale metalelor și razele van der Waals ale moleculelor care interacționează vor crește pe măsură ce numărul lor atomic crește în grupele sistemului periodic. Cu această valoare, razele ionice sunt cele mai mici, iar razele van der Waals sunt cele mai mari. De regulă, la coborârea grupului, razele tuturor elementelor cresc, atât covalente, cât și van der Waals.
Cea mai mare semnificație pentru biologi și medici se profilează coordonare(donator-acceptator) conexiuni care par a avea chimie de coordonare.
Bioanorganice medicale. G.K. Barașkov
Cele mai importante caracteristici ale conexiunii ar trebui să fie: rezistența, polaritatea, momentul dipolului, saturația, rectitudinea, valoarea, multiplicitatea conexiunii.
Apelul lui Dovzha– se numește spațiul dintre nucleele atomilor dintr-o moleculă. Conexiunea dovzhina este determinată de dimensiunea nucleelor și de gradul de suprapunere a armonicilor electronice.
Forța de legătură în HF este de 0,92∙10 -10, în HCl este de 1,28∙10 -10 m. Legătura chimică este cea mai mică, care este mai mică decât legătura sa.
Kutom zv'yazku (Valentny kutom) numită calea dintre liniile evidente care trec prin nucleele atomilor legați chimic. ∟HOH=104 0,5; ∟H2S=92,20; ∟H2Se =91 0,0.
Cea mai importantă caracteristică a unui liant chimic este energie, Ce înseamnă її? m_tsnіst.
Puterea unui liant este caracterizată de energia care este cheltuită la dizolvarea lui, care se măsoară în kJ, adăugată la 1 mol de rășină.
Prin urmare, natura extrem de valoroasă a legării este caracterizată de energia sublimării E subl. Vorbirea și energia de disociere a moleculelor pe atomi E dis. . Energia sublimării se referă la energia care este cheltuită pentru a transforma o substanță dintr-o stare solidă într-o stare asemănătoare gazului. Pentru moleculele diatomice, energia de legătură este aceeași cu energia de disociere a moleculei în doi atomi.
De exemplu, E dis. (și, de asemenea, E St.) în molecula de H2 devine 435 kJ/mol. Molecula F2 = 159 kJ/mol, molecula N2 = 940 kJ/mol.
Pentru moleculele diatomice și multiatomice de tip AB n energia medie de legare
з АВ n =А+nВ.
De exemplu, energia care se pierde în acest proces
până la 924 kJ/mol.
Conexiune energetică
E OH = = = = 462 kJ/mol.
Un rezumat despre structura moleculelor și discursul lui Budov va urmări rezultatele obținute prin diferite metode. În acest caz, informația nu este doar despre energia legăturilor, bobinelor de valență, ci și a altor puteri de vorbire, cum ar fi magnetice, optice, electrice, termice etc.
Totalitatea datelor obținute experimental despre discursul viitor va completa și consolida rezultatele metodelor rozrunkov cuantice-chimice, care vor ajuta la dezvoltarea conceptului de teorie cuantică-mecanică a cuplării chimice. Este important ca o legătură chimică să aibă electroni de valență. Elementele s și p au electroni de valență în orbitalii sferei exterioare, iar elementele d au electroni în orbitalii s ai sferei exterioare și orbitalii d în sfera frontală.
Natura liantului chimic.
Legătura chimică se creează numai în cazul în care atunci când atomii sunt apropiați, energia totală a sistemului (E con. + E pot.) scade.
Să ne uităm la natura legăturii chimice cu ionul molecular al apei H 2 +. (Apare atunci când moleculele de apă sunt dizolvate de electroni H 2; într-o descărcare gazoasă). Pentru un sistem molecular atât de simplu, ecuația lui Schrödinger este mai precisă.
În ionul de apă H 2 + un electron se prăbușește lângă câmpul a două nuclee - protoni. Distanța dintre nuclei ajunge la 0,106 nm, energia de legare (disocierea în atomi de H și ion H+) devine 255,7 kJ/mol. Asta face parte din mіtsna.
Ionul molecular H 2 + are două tipuri de forțe electrostatice – forța electronului greu al ambelor nuclee și transferul între nuclee. Puterea de expansiune se manifestă între nucleele încărcate pozitiv ale lui H A + și H A +, care pot fi folosite ca atac asupra Fig. 3. Puterea expansiunii nu este de a separa nucleele unul de celălalt.
Mic 3. Forța de atracție (a) și gravitația (b) dintre două nuclee, care apare atunci când sunt apropiate în ordinea dimensiunilor atomice.
Forțele acționează între un electron încărcat negativ și nucleele încărcate pozitiv H + și H + . Molecula se stabilește în așa fel încât forțele egale de gravitație și de convergență sunt egale cu zero, astfel încât mișcarea reciprocă a nucleelor poate fi compensată prin atracția electronului către nuclee. O astfel de compensare are loc datorită expansiunii electronului e - către nuclee (Fig. 3 b și c). Ceea ce este important aici nu este disponibilitatea electronului în spațiu (care nu poate fi măsurată), ci disponibilitatea electronului în spațiu. Creșterea puterii electronice în spațiu, cifra corespunzătoare. 3.b) corespunde proximității nucleelor, și mai presus de toate, Fig. 3.c) – împărțirea miezurilor, deci în acest caz forța gravitațională este îndreptată într-un singur butoi și divizarea miezurilor nu este compensată. Astfel, există o zonă de legătură, dacă densitatea electronică este distribuită între nuclee, și o zonă de puf sau anti-legare, dacă grosimea electronică este distribuită în spatele nucleelor.
De îndată ce un electron este pierdut din zona de legătură, se creează o legătură chimică. Dacă electronul este pierdut din zona pufoasă, legătura chimică nu este creată.
În funcție de natura distribuției puterii electronice în domeniul legăturii, există trei tipuri principale de legături chimice: covalente, ionice și metalice. Nu există loc pentru o legătură cu aspect curat și există o combinație a acestor tipuri de legături prezente.
Tipuri de conexiuni.
În chimie există următoarele tipuri de legături: legături covalente, ionice, metalice, legături apoase, legături van der Waals, legături donor-acceptor, legături dative.
Legătură covalentă
Când se formează o legătură covalentă, atomii împart câte un electron la un moment dat. Capul unei legături covalente este o legătură chimică din molecula de Cl2. Lewis (n. 1916) a presupus pentru prima dată că o astfel de legătură a doi atomi de clor împarte unul dintre electronii săi externi cu un alt atom de clor. Pentru a suprapune orbitalii atomici, doi atomi trebuie să se apropie unul de altul. O pereche de electroni creează o legătură covalentă. Acești electroni ocupă un orbital strâns, iar spatele lor este îndreptat în direcția opusă.
Astfel, o legătură covalentă are ca rezultat întărirea electronilor de la diferiți atomi ca urmare a împerecherii electronilor din spinii de bază.
O legătură covalentă este un tip mai larg de legătură. Legăturile covalente se pot forma în molecule și cristale. Vaughn apare între atomi unici (în molecule de H 2, Cl 2, diamante) și între diferiți atomi (în molecule de H 2 O, NH 3 ...)
Mecanismul legăturii covalente
Să ne uităm la mecanism prin iluminarea moleculei de H 2.
H+H=H2, ∆H=-436 kJ/mol
Nucleul unui atom liber este ascuțit de o umbră de electroni simetrică sferic, creată de un electron 1s. Când atomii sunt aduși mai aproape de punctul de contact, apare o suprapunere frecventă a electronilor lor (orbitalii) (Fig. 4).
Mic 4. Mecanismul formării legăturilor în molecula de apă.
De îndată ce câțiva atomi sunt aproape, distanța dintre nuclee este de 0,106 nm, apoi după ce zgomotul electronic se oprește, distanța dintre nuclee devine 0,074 nm.
Ca urmare, între centrele nucleelor apare o masă moleculară cu doi electroni, ceea ce are ca rezultat o densitate maximă de electroni în spațiul dintre nuclee. O creștere a densității sarcinii negative dintre nuclee corespunde unei creșteri puternice a forțelor gravitaționale dintre nuclee, ceea ce duce la energie vizibilă. Legătura chimică este mai importantă deoarece există mai multă suprapunere a orbitalilor electronilor. Prin război, o legătură chimică între doi atomi ajunge la configurația electronică a atomului de gaz nobil - heliu.
Există două metode care explică din pozițiile cuantice-mecanice ale creării zonei de blocare a daunelor electronice și crearea unei legături covalente similare. Una dintre ele se numește metoda BC (legături de valență), iar cealaltă este metoda MO (orbitali moleculari).
Metoda legăturii de valență dezvăluie suprapunerea orbitalilor atomici ai unei perechi vizibile de atomi. În metoda MO, molecula este privită ca un întreg, iar distribuția densității electronilor (per electron) este răspândită în întreaga moleculă. Pozițiile MO 2H H 2 sunt asociate cu tensiunea nucleelor față de praful de electroni amestecat între aceste nuclee.
Imaginea unei legături covalente
Legăturile sunt descrise în diferite moduri:
1). Pentru ajutor suplimentar de la electroni, puteți vedea ideea
Cum se arată nivelul de stabilitate al moleculelor de apă cu o diagramă
N∙ + N∙ → N: N
2). Cu ajutorul nucleelor pătrate (orbitali), ca plasarea a doi electroni cu spini opuși într-un nucleu cuantic molecular
Această diagramă arată că nivelul de energie moleculară este mai scăzut decât nivelurile atomice anterioare, ceea ce înseamnă că nivelul de energie moleculară este mai stabil, mai puțin atomic.
3). Legătura covalentă este reprezentată de orez
De exemplu, N - N. Acest orez simbolizează o pereche de electroni.
Dacă există o legătură covalentă între atomii unui vin (o pereche de electroni), atunci se numește singur dacă este mai mare, atunci este multiplu subordonat(două pariuri electronice), triplu(Trei pariuri electronice). O singură legătură este reprezentată de un rând, o sublink este reprezentată de două, iar o legătură triplă este reprezentată de trei.
Desenul dintre atomi arată că au câțiva electroni.
Clasificarea legăturilor covalente
Legăturile σ-, π-, δ sunt separate prin suprapunerea directă a semnalelor electronice. Legătura σ apare atunci când axa electronică a axei, care conectează nucleele atomilor, interacționează între ele.
Aplicați legătura σ:
Mic 5. Crearea unei legături σ între electronii s-, p-, d.
Capul de întărire a legăturii σ la suprapunerea s-s-khmar este păzit în molecula de apă.
Legătura π apare atunci când electronii se suprapun pe ambele părți de-a lungul axei care conectează nucleele atomilor.
Mic 6. Formarea legăturii π între electronii p, d.
Conexiunea δ apare atunci când două elemente d-electronice sunt încrucișate în planuri paralele. Legăturile δ sunt mai mici, legăturile π mai mici și legăturile π sunt mai mici decât legăturile σ.
Puterea legăturii covalente
A). Polaritate.
Există două tipuri de legături covalente: nepolare și polare.
În cazul unei legături covalente nepolare, umbra electronilor, creată de o pereche ascunsă de electroni, este distribuită în spațiu simetric pe nucleele atomilor. Exemple sunt moleculele diatomice care sunt formate din atomi ai unui element: H 2 , Cl 2 , 2 , N 2 , F 2 . Duhoarea vaporilor de electroni, totuși, aparține ambilor atomi.
În cazul unei legături polare, densitatea de electroni care rezolvă legătura este deplasată la un atom cu electronegativitate mai mare.
Exemplele sunt molecule: HCl, H 2 Pro, H 2 S, N 2 S, NH 3 și așa mai departe. Să aruncăm o privire la crearea moleculei de HCl, care poate fi reprezentată printr-o diagramă pas cu pas
Perechea de electroni este înlocuită cu atomul de clor, deoarece Electronegativitatea aparentă a atomului de clor (2.83) este mai mare decât cea a atomului de apă (2.1).
b). Intensitate.
Numărul de atomi implicați într-un număr limitat de legături covalente se numește saturație a legăturii covalente. Prezența legăturilor covalente este determinată de faptul că interacțiunea chimică ia o parte dintr-un electron de la nivelurile de energie externe, astfel încât un număr de electroni sunt schimbate.
V) . Corectitudineși hibridizarea unei legături covalente.
O legătură covalentă este caracterizată prin dreptate și spațiu. Aceasta înseamnă că norii electronici creează o formă asemănătoare cântecului și este posibilă suprapunerea maximă datorită orientării spațioase a cântecului.
Dreptatea legăturii covalente înseamnă forma geometrică a moleculelor.
De exemplu, pentru apă, arată ca un aspect din trei piese.
Mic 7. Structura moleculei de apă este simplă.
S-a stabilit experimental că distanța dintre o moleculă de apă H2O și acid între nuclee este de 0,096 nm (96 pm). Tăiați între liniile care trec prin miezuri și devin 104,50. Astfel, molecula de apa ia o forma unica si poate fi vazuta sub forma bebelusului prezentat.
Hibridizare
Cum să arăți cercetări experimentale și teoretice (Slater, Pauling) atunci când se creează anumite situații, cum ar fi BeCl 2 BeF 2 BeBr 2, starea electronilor de valență ai unui atom dintr-o moleculă nu este descrisă prin s-, p-, d pur -Funcții Hwil, dar prin Alte combinații. Astfel de structuri mixte se numesc orbitali hibrizi, iar procesul de amestecare se numește hibridizare.
Cum să arăți structura chimică cuantică a amestecării orbitalilor s și p ai unui atom - un proces care este favorabil pentru formarea unei molecule. Care tip pare să aibă mai multă energie decât atunci când legăturile sunt formate în partea orbitalilor s și p puri. Prin urmare, hibridizarea orbitalilor de electroni ai atomului duce la o scădere mare a energiei sistemului și la o creștere a stabilității moleculei. Orbitul hibridizat are o alungire mai mare pe o parte a nucleului și sub cealaltă. Prin urmare, densitatea de electroni în zona de suprapunere a orbitei hibride va fi mai mare decât densitatea de electroni în zona de suprapunere în apropierea orbitalilor s și p, drept urmare legăturile create de electroni. a orbitei hibride Italia, se caracterizează printr-o mare importanță.
Există o serie de tipuri de mori hibride. În timpul hibridizării orbitalilor s și p (numită hibridizare sp), apar doi orbitali hibrizi, separați unul de celălalt la 180 0 . Și aici se stabilește o structură liniară. Această configurație (structură) este tipică pentru majoritatea halogenurilor metalice de pășuni (de exemplu, BeX 2, unde X=Cl, F, Br). Temperatura în acest moment este de 1800C.
Mic 8. sp-hibridare
Același tip de gibidiza, titlurile SP 2 -gbridizatsya (tortura cu aceleași vaci p -orbitali), dau trupelor orbitalului gibid, yaki roshtashovy va fi unul la unu pіd kutu 120 0. Cu aceasta, se stabilește structura trigonală a moleculei (sau structura tricutanată obișnuită). Astfel de structuri sunt cunoscute ca BX3 (X=Cl, F, Br).
Mic 9. sp 2 -hibridare.
Hibridizarea Sp 3 are loc la fel de des, deoarece este creată dintr-un orbital s și trei p. În acest caz, orbitalii hibrizi sunt orientați în spațiu simetric cu vârfurile tetraedrului, astfel încât să fie localizați sub spațiul de 109 0 28 ". Această poziție spațială se numește tetraedrică. Această structură este potrivită pentru moleculele de NH 3, N 2 Despre si pentru elemente din perioada a II-a.in spatiu deschis poti arata ca un bebelus care paseste
Mic 10. Mai mult spațiu pentru a topi legăturile din molecula de amoniac,
desene pentru zonă.
Formarea legăturilor tetraedrice pentru hibridizarea sp 3 se poate face sub forma unei etape (Fig. 11):
Mic 11. Formarea de legături tetraedrice în timpul hibridizării sp 3.
Formarea legăturilor tetraedrice în timpul hibridizării sp 3 pe fundul moleculei CCl 4 este prezentată în Fig. 12.
Fig. 12. Formarea legăturilor tetraedrice în timpul sp 3 – hibridizarea moleculei CCl 4
Hibridizarea are loc nu numai în orbitalii s și p. Pentru a clarifica elementele stereochimice din III și perioadele ulterioare, este nevoie ca orbitalii hibrizi să includă simultan orbitalii s-, p-, d.
Pentru a vorbi cu o legătură covalentă se poate vedea:
1. rezultate organice;
2. solide și compuși rari în care se formează legături între perechi de atomi de halogen, precum și între perechi de atomi de apă, azot și acid, de exemplu, H2;
3. elemente din grupa VI (de exemplu, lănci spiralate teluru), elemente din grupa V (de exemplu, mish'yak), elemente din grupa IV (diamant, siliciu, germaniu);
4. elemente care sunt ordonate după regula 8-N (cum ar fi InSb, CdS, GaAs, CdTe), dacă elementele lor sunt aranjate în tabelul periodic al lui Mendelev în grupe II-VI, III-V.
În solidele cu o legătură covalentă se pot crea diferite structuri cristaline din același motiv, energia legăturii este practic aceeași. De exemplu, structura ZnS poate fi cubică (zinc blendă) sau hexagonală (wurtzit). Dislocarea celor mai apropiate sussides în înșelăciunea zincului și wurtzitei este însă aceeași și mica diferență a energiilor acestor două structuri este indicată de dislocarea atomilor care îi urmează pe cei mai apropiați. Această varietate de vorbire se numește alotropie sau polimorfism. O altă aplicație a alotropiei este carbura de siliciu, care are o gamă largă de politipuri de diferite structuri, de la pur cubic la hexagonal. Acestea sunt modificări cristaline numerice ale ZnS, SiC și la temperatura camerei.
Ionny link
Legatura ionică este forța electrostatică a gravitației dintre ioni și sarcinile semnului protagonist (împreună + și -).
Afirmația despre legătura ionică a fost formulată pe baza ideilor lui V. Kossel. Vin a presupus (1916) că atunci când doi atomi interacționează, unul dintre ei eliberează, iar celălalt primește, electroni. Astfel, o legătură ionică este creată ca urmare a transferului unuia sau mai multor electroni de la un atom la altul. De exemplu, în clorura de sodiu, legătura ionică este creată prin transferul unui electron de la atomul de sodiu la atomul de clor. Ca urmare a acestui transfer, se creează un ion de sodiu cu o sarcină de +1 și un ion de clor cu o sarcină de -1. Duhoarea este atrasă una câte una de forțele electrostatice, dizolvând molecula stabilă. Modelul de transfer de electroni, propus de Kossel, ne permite să explicăm crearea unor astfel de compuși precum fluorură de litiu, oxid de calciu, oxid de litiu.
Cei mai tipici compuși ionici sunt alcătuiți din cationi metalici, care aparțin grupelor I și II ale sistemului periodic, și anioni ai elementelor nemetalice, care aparțin grupelor VI și VII.
Ușurința creării unei conexiuni ionice depinde de ușurința creării cationilor și anionilor care intră înainte. Ușurința de a ilumina o substanță cu energie de ionizare mai mică este exercitată de atomul care cedează electroni (donatorul de electroni), iar atomul care primește electroni (acceptorul de electroni) are o mare afinitate pentru electroni. Sporiditate la electroni- În lumea creării unui atom, se adaugă un electron. Aceasta înseamnă pur și simplu o schimbare a energiei care are loc atunci când un mol de anioni cu o singură încărcare este creat dintr-un mol de atomi. Acesta este ceea ce se numește conceptul de „prima sporiditate la electron”. O altă relație cu electronul este schimbarea energiei care are loc atunci când un mol de anioni încărcați dublu este creat dintr-un mol de anioni încărcați unic. Este clar că energia de ionizare și sporiditatea electronului sunt transferate substanțelor asemănătoare gazului și caracteristicile atomilor și ionilor într-o stare asemănătoare gazului. Se respecta urmele ale mamei, astfel incat majoritatea acestor parti sunt cele mai rezistente la o suprafata dura. Acest aranjament se explică prin fundațiile lor la starea solidă a rocilor cristaline. Mâncarea este de vină. De ce ionii sunt mai stabili sub formă de roci cristaline și nu într-o stare asemănătoare gazului? Alimentarea se bazează pe distribuția energiei rețelei cristaline, pe baza unui model electrostatic. Pe lângă aceasta, această dezvoltare include și o revizuire a teoriei legării ionilor.
Pentru a decomprima energia orbitelor cristaline, este necesar să se determine cantitatea de muncă care va trebui cheltuită pentru distrugerea orbitelor cristaline din crearea ionilor asemănătoare gazului. Pentru a realiza dezvoltarea vikorystului, există declarații despre forțele gravitaționale și de îndepărtare. Expresia energiei potențiale a interacțiunii ionilor individual încărcați provine din energia subsumată a gravitației și energia difuziei.
E = E in + E out (1).
Cum este luată energia ionilor grei coulombieni de diferite semne, de exemplu, Na + și Cl - pentru a conecta NaCl
E primit = -e 2 / 4πε 0 r (2),
Fragmentele distribuie sarcina de electroni în învelișul de electroni umplut într-o manieră simetrică sferic. Acest lucru se datorează faptului că principiul Pauli este rezultatul blocării învelișurilor de umplere ale anionului și cationului, astfel încât să se poată apropia unul de celălalt și să fie separate. Energia de sinteză se schimbă rapid cu interfața internucleară și poate fi scrisă sub forma a doi viruși din apropiere:
E ott = A/r n (n?12) (3)
E ott = B∙exp(-r/ρ) (4),
de A și B – constante, r-distanța dintre ioni, ρ – parametru (doubzhina este caracteristică).
Trebuie remarcat faptul că multe dintre aceste expresii nu indică un proces mecanic cuantic complex care poate duce la finalizare.
Indiferent de apropierea acestor formule, este posibil să se descrie cu precizie și să se descrie clar legătura chimică în moleculele unor astfel de compuși ionici precum NaCl, KCl, CaO.
Deoarece câmpul electric al ionului are simetrie sferică (Fig. 13), atunci legătura ionică, atunci când este înlocuită cu una covalentă, nu are dreptate. Interacțiunea a doi ioni încărcați pe termen lung este compensată de forțele de legătură directă care leagă centrele nucleelor ionice; în alte direcții, nu se realizează compensarea câmpurilor electrice ale ionilor. Prin urmare, există interacțiuni semnificative cu alți ioni. În acest fel, legătura ionică nu suferă de saturație.
Mic 13. Simetria sferică a câmpului electrostatic
taxe variate.
Ca urmare a indirectității și a lipsei de saturație a legăturii ionice, energia este cea mai vizibilă atunci când pielea descarcă numărul maxim de ioni ai semnului protil. Prin urmare, cea mai frumoasă formă a cristalului ionic este cristalul. De exemplu, într-un cristal de NaCl, cationul pielii conține șase anioni în cele mai apropiate vase.
Numai la temperaturi ridicate într-o stare asemănătoare gazului moleculele ionice apar ca molecule neasociate.
În acești compuși, numărul de coordonare depinde de specificul structurii electronice a atomilor, ca în compușii covalenti, și este determinat de mărimea ionilor. Când razele ionilor sunt potrivite în intervalul 0,41 - 0,73, se evită coordonarea octaedrică a ionilor, cu o potrivire de 0,73-1,37 - coordonare cubică etc.
Astfel, în cele mai avansate minți, sunete ionice și discursuri cristaline. Conceptul de molecule binare, de exemplu, NaCL, CsCl, nu se apropie de ele. Cristalul pielii este compus dintr-un număr mare de ioni.
O legătură ionică poate fi folosită ca legătură polară de limită, deoarece sarcina efectivă a atomului este aproape de unu. Pentru o legătură nepolară pur covalentă, sarcina efectivă a atomilor este aproape de zero. În râurile reale, există puține legături ionice sau covalente. În cea mai mare parte, natura legăturii este intermediară între covalentă nepolară și ionică polară. Deci, în acești compuși, legătura covalentă este adesea de natură ionică. Natura legăturii ionice și covalente în reprezentările reale ale vorbirii asupra copilului 14.
Mic 14. Natura ionică și covalentă a legăturii.
Porțiunea naturii ionice a legăturii se numește nivel de ionicitate. Vaughn se caracterizează prin sarcinile eficiente ale atomilor dintr-o moleculă. Nivelul de ionicitate crește datorită diferenței mai mari de electronegativitate creată de atomii lor.
Legătură metalică
În atomii metalici, electronii de valență exteriori se pierd mult mai slab decât în atomii nemetalici. Aceasta înseamnă că legătura electronilor cu atomii vecini se pierde pe o perioadă lungă de timp și se consolidează. Se stabilește un ansamblu de electroni externi. Fundamentul unui astfel de sistem electronic duce la eliberarea de forțe care disipă metalul pozitiv în zona înconjurătoare, indiferent de sarcina lor simultană. O astfel de legătură se numește metalevim. O conexiune similară caracteristică metalului se găsește în starea de vorbire dură și rară. Un liant metalic este unul dintre tipurile de lianți chimici. Este conectat la electronii externi localizați care formează legături cu atomul și de aceea se numesc electroni liberi (Fig. 15).
Mic 15. Legătură metalică.
Următoarele fapte confirmă existența legăturii metalice. Toate metalele au o conductivitate termică ridicată și o conductivitate electrică ridicată, ceea ce asigură prezența electronilor liberi. În plus, acest mobilier are proprietăți bune de îndoire a metalelor până la culoarea deschisă, strălucirea și transparența lor, ductilitate ridicată, coeficient de temperatură pozitiv al suportului electric.
Stabilitatea oxizilor metalici cristalini nu poate fi explicată prin astfel de tipuri de legături precum ionice și covalente. Legăturile ionice dintre atomii metalici de la nodurile rețelei cristaline sunt imposibile, fragmentele poartă aceeași sarcină. Legătura covalentă dintre atomii de metal este, de asemenea, cu rezistență scăzută, fragmentele atomului de piele variază de la 8 până la 12 vase cele mai apropiate, iar formarea legăturilor covalente dintr-un astfel de număr de perechi de electroni ascunse este necunoscută.
p align="justify"> Structurile metalice se caracterizează prin faptul că duhoarea poate atinge o distribuție rară a atomilor (regiunile internucleare sunt mari) iar numărul vaselor cele mai apropiate de atomul pielii din rețeaua cristalină este mare. Tabelul 1 prezintă trei tipuri de structuri metalice.
tabelul 1
Caracteristicile structurilor celor mai largi trei metale
Bachimo, atomul pielii participă la iluminarea unui număr mare de legături (de exemplu, cu 8 atomi). Un număr atât de mare de legături (8 sau 12 atomi) nu poate fi localizat simultan în spațiu. Conexiunea poate interacționa cu rezonanța suplimentară a fluxului colateral al electronilor externi ai atomului pielii, ducând la colectivizarea tuturor electronilor externi ai cristalului cu dizolvarea gazului de electroni. În multe metale, pentru a forma o legătură metalică, este suficient să luați câte un electron de la fiecare atom. Ar trebui să fii atent și la zbor, care are doar un electron în învelișul exterior. Cristalul are o rețea de ioni Li+ (cu o rază de 0,068 nm), exudată de gazul de electroni.
Mic 16. Diferite tipuri de ambalaje cristaline: ambalaj cu fante a-hexagonale; ambalare cubică centrată pe față; Ambalare cubică centrată în V.
Există asemănări între metal și legăturile covalente. Acest lucru se datorează faptului că resentimentele se bazează pe electronii de valență întăriți. Cu toate acestea, o legătură covalentă conectează doar doi atomi învecinați, iar electronii de bază sunt în imediata apropiere a atomilor conectați. Într-o legătură metalică, un număr de atomi iau parte la electronii de valență întăriți.
Astfel, conceptul unei legături metalice este indisolubil legat de fenomenele metalelor ca o colecție de particule de ioni încărcate pozitiv, cu spații mari între ionii umpluți cu gaz de electroni, în care sistemul este lipsit de neutru electric macroscopic.
Pe lângă tipurile de legături chimice menționate mai sus, există și alte tipuri de legături, care sunt intermoleculare: legătură apoasă, interacțiune van der Waals, interacțiune donor-acceptor.
Interacțiunea donor-acceptor a moleculelor
Mecanismul de formare a unei legături covalente între doi electroni ai unui atom și un singur orbital se numește donor-acceptor. Un atom sau o parte care este folosită pentru legare, o substanță cu doi electroni, se numește donor. Un atom sau o parte cu un orbital liber care acceptă o pereche de electroni se numește acceptor.
Principalele tipuri de interacțiuni intermoleculare. Apel de apă
Între moleculele saturate de valență, la distanțe care depășesc dimensiunea particulelor, pot apărea forțe electrostatice ale gravitației intermoleculare. Ele sunt numite forțe van der Waals. Interacțiunile Van der Waals apar întotdeauna între atomi distanțați, dar joacă un rol important doar în absența unor mecanisme puternice de legare. Această interacțiune slabă cu o energie caracteristică de 0,2 eV/atom are loc între atomi neutri și între molecule. Numele interacțiunii este legat de teoria van der Waals, deși el însuși a presupus deja că relația dintre interacțiunile slabe dintre moleculele de gaz descrie mult mai clar puterea gazelor reale. , nivelul inferior va deveni un gaz ideal. Cu toate acestea, natura acestei forțe a fost explicată abia în 1930 de Londra. În prezent, înainte de Van der Waals, există trei tipuri de interacțiuni: orientare, inducție, dispersie (efectul Londra). Energia Van der Waals este determinată de suma interacțiunilor orientative, inductive și dispersive.
E in = E sau + E ind + E disp (5).
Interacțiunea de orientare (sau interacțiunea dipol-dipol) se manifestă între moleculele polare, care, când sunt apropiate, se rotesc (orientează) una spre alta cu poli diferiți, astfel încât energia potențială a sistemului de molecule devine imaginară diferită. Energia interacțiunii de orientare este aceeași cu momentul dipol mai mare al moleculelor μ și cu distanța mai mică l dintre ele:
E sau = -(μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),
unde ε0 este staționar electric.
Interacțiunea inductivă este asociată cu procesele de polarizare a moleculelor prin dipoli de ieșire. Acest lucru este mai important decât polarizabilitatea mai mare a moleculei nepolare α și momentul dipol mai mare μ al moleculei polare.
E ind = -(αμ 2)/ (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7).
Polarizarea unei molecule nepolare se numește deformare, iar polarizarea este asociată cu deformarea particulei, în care μ caracterizează deplasarea particulelor de electroni și a nucleelor în poziții excesive.
Interacțiunea dispersivă (efectul Londra) are loc în orice moleculă, indiferent de polaritatea lor curentă. Ca urmare a separării mittev a centrelor de greutate a sarcinilor deșeurilor electronice și a nucleelor, se creează un dipol mittev, care induce dipoli mittev în alte părți. Fluxul dipolilor mănușilor devine din ce în ce mai convenabil. Ca urmare, părțile arteriale simt o greutate reciprocă. Energia interacțiunii dispersive constă în energia de ionizare E I și polarizarea moleculelor α
E disp = - (E I 1 ∙E I 2)∙ α 1 α 2 /(E I 1 +E I 2) l 6 (8).
Caracterul intermediar dintre valență și interacțiunile intermoleculare este legătura de apă. Energia legăturii de apă este mică, 8 – 80 kJ/mol, dar este mai mare decât energia de interacțiune van der Waals. Legătura de apă este caracteristică unor lichide precum apa, alcoolii, acizii și formațiunile de atomi de apă polarizați pozitiv. Dimensiunea mică și abundența electronilor interni permit unui atom de apă, care este prezent în aceeași zonă unită, să intre într-o interacțiune suplimentară cu un atom polarizat negativ, nelegat covalent, al altuia sau altuia.Da molecule
A δ--H δ+…. A 5--H 5+.
Apoi are loc o asociere de molecule. Asocierea moleculelor duce la o modificare a volatilității, la creșterea punctului de fierbere și a căldurii de evaporare, la creșterea vâscozității și a pătrunderii dielectrice.
Apa este un reactiv deosebit de potrivit pentru crearea unei legături de apă, fragmentele moleculei sale conțin doi atomi de apă și doi vapori nedivizați ai unui atom de acid. Acest lucru se datorează momentului dipol ridicat al moleculei (μ D = 1,86 D) și capacității de a forma mai multe legături de apă: două ca donor de protoni și două ca acceptor de protoni.
(N 2 Pro….N – Pro…N 2 Pro) de 2 ori.
Din experimente reiese clar că datorită unei modificări a greutății moleculare într-un număr de semielemente pe bază de apă din perioada a treia și timpurie, punctul de fierbere crește. Deoarece această regulă este lăsată să se răcească înainte de apă, atunci temperatura de fierbere nu este de 100 0 C, ci de 280 0 C. Această frecare confirmă existența liantului de apă în apă.
Experimentele au arătat că asociațiile moleculare se formează rar în apă, în special în apa solidă. Gheața conține boabe cristaline tetraedrice. În centrul tetraedrului se află un atom de acid al unei molecule de apă, la mai multe vârfuri sunt atomi de molecule de apă legați prin legături de apă de la cele mai apropiate molecule de apă. În apa rară, legăturile de apă sunt frecvent unite, iar structura sa menține un echilibru dinamic între moleculele asociate și moleculele puternice.
Metoda legăturii de valență
Teoria legăturilor de valență sau a perechilor de electroni localizați provine din poziția că fiecare pereche de atomi dintr-o moleculă este eliminată odată de una sau mai multe perechi de electroni ocupanți. Această teorie a legăturilor de valență are o legătură chimică localizată între doi atomi, care este bicentrată și două electronice.
Metoda legăturii de valență se bazează pe următoarele principii de bază:
Fiecare pereche de atomi dintr-o moleculă este eliminată deodată de una sau mai multe perechi de electroni;
O singură legătură covalentă este formată din doi electroni cu spin antiparalel, dispuși în orbitalii de valență ai atomilor care sunt legați;
Când se stabilește legătura, funcțiile centrale ale electronilor sunt întrerupte, ducând la creșterea densității electronilor dintre atomi și la o modificare a energiei solare a sistemului;
