Koje su vrste komunikacije u kemiji. Karakteristike kemijskih veza

Kemijska veza nastaje zbog interakcije električnih polja stvorenih elektronima i jezgrama atoma, tj. Kemijska veza ima električnu prirodu.

Pod, ispod kemijska komunikacija Razumjeti rezultat interakcije 2x ili više atoma koji dovode do stvaranja stabilnog multiatomičkog sustava. Uvjet za formiranje kemijske veze je smanjenje energije interakcijskih atoma, tj. Molekularno stanje tvari energično je profitabilnije od atomskog. Kada se formira kemijska veza, atomi nastoje dobiti završenu elektroničku ljusku.

Razlikovati: kovalentno, ion, metal, vodik i intermolekularne.

Kovalentna komunikacija - Najviše opći oblik Kemijska veza koja nastaje uspostavom elektroničkog para kroz mehanizam za razmjenu -Kada svaki od interakcijskih atoma opskrbljuje jedan elektron ili mehanizam za prihvaćanje donatoraAko se elektronski par prenosi u općoj upotrebi jednog atoma (donor - n, O, Cl, f) na drugi atom (acceptor je D-element atomi).

Karakteristike kemijske veze.

1 - mnoštvo priključaka - između 2 atoma je moguća samo 1 sigma-veza, ali zajedno s njom između istih atoma može biti PI i delta-veza, koja dovodi do stvaranja više odnosa. Multiplicitet se određuje brojem uobičajenih elektroničkih parova.

2 - Duljina komunikacije je inter-identična udaljenost u molekuli, što je veća mnoštvo, to je manje njezina duljina.

3 - Komunikacijska čvrstoća je količina energije potrebne za njegovu rupturu.

4 - zasićenje kovalentnih veza se manifestira u činjenici da jedan atomski orbital može sudjelovati u formiranju samo jedan K.S. Ova nekretnina određuje stehiometriju molekularnih spojeva.

5 - Fokus K.S. Ovisno o tom obliku i u kojem smjeru, elektronski oblaci u prostoru su u prostoru s njihovim međusobnim preklapanjem, mogu se formirati spojevi s linearnim i kutnim oblikom molekula.

Komunikacija – formira se između atoma koji su vrlo različiti u elektronegativnosti. To su spojevi glavnih podskupina 1 i 2 skupine s elementima glavnih podskupina od 6 i 7 skupina. Ionska se naziva kemijska veza, koja se provodi kao posljedica međusobne elektrostatičke atrakcije suprotno nabijenih iona.

Mehanizam za formiranje ionske komunikacije: a) formiranje iona interakcijskih atoma; b) formiranje molekule privlačenjem ionima.

Ionska nonfranchinacija i nezasićenost

Polja polja iona ravnomjerno raspoređuju u svim smjerovima. Stoga svaki ion može privući ione suprotnog znaka u bilo kojem smjeru. Ovo je beskonačnost ionske veze. Interakcija 2 iona suprotnog znaka ne dovodi do potpune međusobne naknade za svoje polja za napajanje. Stoga oni sačuvaju sposobnost privlačenja iona i drugih područja, tj. Ionsku komunikaciju karakterizira nezasuđenost. Stoga, svaki ion u ionskoj vezi privlači takav broj suprotnih znakova da se formira kristalna rešetka ionskog tipa. Nema molekula u ionskom kristalu. Svaki je ion okružen određenim brojem iona drugog znaka (koordinacijski broj iona).

Metalna komunikacija - Chem. Komunikacija u metalima. Metali imaju višak valencijskih orbitala i nedostataka elektrona. Pod približavanjem atoma, njihova Valentirana orbitala se preklapaju zbog kojih se elektroni slobodno kreću s jednog orbitalnog do drugog, spoj između metalnih atoma. Odnos se provodi relativno slobodni elektroni između metalnih iona u kristalnoj rešetki naziva se metalna kravata. Odnos je snažno delokaliziran i nije objavljen ili zasićenje, jer Valence elektroni su ravnomjerno raspoređeni preko kristala. Prisutnost slobodnih elektrona određuje postojanje zajednička svojstva Metali: neprozirnost, metalni sjaj, visoka struja i toplinska vodljivost, pupidnost i plastičnost.

Vodikov komunikacija - odnos između H atoma i snažnog negativnog elementa (F, Cl, N, O, S). Vodike mogu biti in-i intermolekularne. Sunce je slabije od kovalentne veze. Pojava zrakoplova je objašnjeno djelovanjem elektrostatičkih sila. Atom N posjeduje mali radijus i kada je raseljen ili povratak jednog elektrona H stječe snažnu pozitivnu naknadu koja djeluje na elektronegativnost.

Kovalentna komunikacija - to je odnos između dva atoma zbog formiranja zajedničkog elektronskog para.

Kovalentna ne-polarna komunikacija– ova veza između atoma s jednakim

struja.Na primjer: H2, O2, N2, Cl2 itd. Dipolni trenutak takvih spojeva je nula.

Kovalentna polarna komunikacija – ova veza između atoma s različitim elektronegativnošću.Područje preklapajućih oblaka elektrona pomiče se prema elektronegativnom atomu.

Na primjer, N-Cl (n B + → Cl -).

Kovalentna komunikacija ima svojstva:

- susitanost - sposobnost atoma da se dobije broj kemijskih veza koje odgovaraju njegovoj valenciji;

- upute - preklapanje elektroničkih oblaka javlja se u smjeru pružanjem maksimalne gustoće preklapanja.

Komunikacija– to je veza između suprotnih iona. Može se promatrati kao ekstremni slučaj kovalentne polarne komunikacije. Takva veza se javlja s velikom razlikom u elektronegalnosti atoma,

formiranje kemijske veze. Na primjer, u molekuli NAF-a, razlika

električna negativnost je 4,0 – 0.93 \u003d 3.07, što dovodi do praktično potpunog prijelaza elektrona iz natrija do FCTOUR:

Interakcija suprotnih iona znakova ne ovisi o smjeru, a koulorbove sile nemaju imovinu zasićenja. Na temelju toga, ulaz nema fokus i zasićenost.

Metalna komunikacija– to je povezivanje pozitivno nabijenih metalnih iona s besplatnim elektronima.

Većina metala ima brojna svojstva koja su uobičajena i različita od svojstava drugih tvari. Takva svojstva su relativno visoke temperature taljenja, sposobnost da odražavaju svjetlo, visoku toplinu i električnu vodljivost. To je posljedica formiranja između atoma metala posebnu vrstu komunikacijske komunikacije.

Na atomima metala, valentski elektroni su slabo povezani s njihovim jezgrama i lako se odbijaju od njih. Kao rezultat toga, pozitivno nabijene metalne ione i "slobodne" elektrone, čija je elektrostatska interakcija osigurava kemijska veza u kristalnoj rešetki metala.

Vodikov komunikacija– to je veza kroz atom vodika povezan s visokim izabranim elementom..

Atom vodika povezan s vrlo izabranim negativnim elementom (fluor, kisik, dušik itd.), Daje gotovo potpuno elektron s valencijom orbitalom. Rezultirajući slobodni orbitalni mogu komunicirati s intimnim par elektrona drugog elektronegativnog atoma, kao rezultat toga, nastaje vodikov vez. Na primjeru molekula vode i octena kiselina Vodikovu vezu prikazuju se crticama:

Ova veza je znatno slabija od ostalih kemijskih veza (njezin formiranje 10 ÷ 40 KJ / mol). Vodike se mogu pojaviti kao između razne molekulei unutar molekule.

Iznimno važnu ulogu vodikovih veza u takvim anorganske tvariKao voda, pluta kiselina, amonijak, itd., kao iu biološkim makromolekulama.

Kristali.

Postoje četiri vrste kemijskih veza: ionski, kovalentni, metalni i vodik.

Ionski kemijska komunikacija

Ionska kemijska komunikacija - To je veza koja se formira elektrostatičkom atrakcijom kationa do aniona.

Kao što znate, ova elektronska konfiguracija atoma je najstabilnija, na vanjskoj razini elektrona, kao što su atomi plemenitih plinova, 8 elektrona će biti (ili za prvu razinu energije - 2). U slučaju kemijskih interakcija, atomi imaju tendenciju da se stječu upravo tako stabilnu elektroničku konfiguraciju i često to postižu to ili kao rezultat dodavanja valentnih elektrona iz drugih atoma (proces oporavka), ili kao rezultat povratka njegovih valentnih elektrona ( proces oksidacije). Atomi koji su priloženi "drugi ljudi" elektroni pretvaraju u negativne ione ili anioni. Atomi koji su dali elektrone pretvore u pozitivne ione ili kationi. Jasno je da su sile elektrostatičke atrakcije nastale između aniona i kation, koje će svoje prijatelje držati blizu druge, čime se obavljaju ionska kemijska veza.

Budući da su kationi tvore uglavnom atome metala, a anioni su ne-metalni atomi, logično je zaključiti da je ova vrsta komunikacije karakteristična za spojeve tipičnih metala (elementi glavnih podskupina I i II skupina, osim magnezija i berilija ) s tipičnim ne-metalima (elementi glavne podskupine VII grupe). Klasičan primjer je stvaranje halogenida alkalijskih metala (fluorida, klorida itd.). Na primjer, razmotrite ioniziranu shemu formiranja u natrijevom kloridu:

Dva različito nabijena iona povezana s privlačnim silama ne gube sposobnost interakcije s suprotno nabijenim ionima, kao posljedica koji se formiraju spojevi s ionskom rešetkom kristala. Ionski spojevi su čvrste, izdržljive, vatrostalne tvari s visokom točkom taljenja.

Rješenja i topiju većine ionskih priključaka su elektroliti. Ova vrsta komunikacije je karakteristična za hidrokside tipičnih metala i mnoge soli kiselina koje sadrže kisik. Međutim, kada se formira ionska veza, ne pojavljuje se idealan (potpuni) tranzicija elektrona. Ionska veza je ekstremni slučaj kovalentne polarne komunikacije.

U ionskoj vezi, ioni su predstavljeni kao da u obliku električnih naknada s sferičnom simetrijom električnog polja, jednako se smanjuje s povećanjem udaljenosti od centra za punjenje (ion) u bilo kojem smjeru. Stoga interakcija iona ne ovisi o smjeru, tj. Ionsku vezu, za razliku od kovalenta, bit će izvanredni.

Ionska veza postoji iu amonijevim solima, gdje nema atoma metala (njihova uloga se igra amonijev kation).

Kovalentna kemijska komunikacija

Kovalentna kemijska veza je veza, koja se pojavljuje između atoma kroz formiranje općih elektroničkih parova.

Osnova njezina opisa također leži ideju stjecanja atoma. kemijski elementi Energetski povoljna i stabilna elektronska konfiguracija osam elektrona (za atom vodika od dva). Takve atome konfiguracije dobivaju se ne smanjenjem ili dodavanjem elektrona, kao u slučaju ionske komunikacije, već kroz formiranje općih elektronskih parova. Mehanizam za stvaranje takvog odnosa može se zamijeniti ili donor-akceptor.

Mehanizam razmjene djeluje kada atomi tvore opće elektronske parove kombinirajući nesparene elektrone. Na primjer:

1) H2 - vodik:

Komunikacija nastaje zbog formiranja općih elektronskih par atoma vodika (preklapajući S-orbitale):

Komunikacija nastaje zbog formiranja općeg elektronskog para S- i P-elektrona (preklapajući S-R-orbitale):

Mehanizam za prihvaćanje donatora za formiranje kovalentne veze razmotrit će na klasičnom primjeru formiranja amonijevog iona NH4 +:

Donator ima elektronički par, akceptor je slobodan orbital, koji ovaj par može zauzeti. U amonijevom ion, sve četiri veze s atomima vodika su kovalentne: tri su nastale zbog stvaranja općih elektronskih parova dušikovog atoma i atoma vodika na mehanizmu razmjene, koji je nastao na mehanizmu donatora. Sve četiri n-H priključci Amonijev kation je ekvivalentan.

Donator-akceptorska veza se formira u metilamonijevom ion [CH3NH3] +.

Kovalentne obveznice se klasificiraju ne samo mehanizmom za formiranje uobičajenih elektronskih parova koji povezuju atome, već i metodom preklapanja elektroničke orbitu-lei, prema broju uobičajenih elektroničkih parova, kao i da ih se prikazuje na jedan od vezani atomi.

Prema metodi preklapanja elektroničkih orbitala, razlikuju se kovalentne veze Sigma i PI.

U molekuli dušika, jedan opći par elektrona je formiran zbog sigma-veze (elektronski gustoća je u jednoj regiji koja se nalazi na liniji koja povezuje jezgru atoma; veza je jaka).

Dvije druge opće elektroničke parove formiraju i-linkovi, to jest, bočno preklapanje P-orbitala u dva područja; PI-Bond je manje izdržljivi od Sigma-Bond.

U molekuli dušika između atoma postoji jedna sigma-veza i dvije PI-veze koje su u međusobno okomitoj ravnini (od 3 nespremljenih P-elektrona svakog atoma interakcije).

Slijedom toga, komunikacija se može formirati preklapanjem elektroničkih orbitala:

i preklapajućim "čistim" i hibridnim orbitalnim:

sP2 -SR2 (C2N4) itd.

Prema broju uobičajenih elektroničkih parova, veznih atoma, tj. Mnoštvom, razlikovati kovalentna komunikacija:

1) Jednokrevetna:

2) Dvostruki:
Co

ugljični oksid (iv)

3) Triple:
C2n2
Ns \u003d -Sn acetilen

Prema stupnju raseljavanja zajedničkih elektroničkih parova, kovalentna veza može biti ne-polarna i polarna. U slučaju ne-polarne kovalentne veze, opći elektronički parovi nisu prebačeni na bilo koji od atoma, jer ti atomi imaju istu elektronegativnost (EO) - svojstvo odgađanja valentnih elektrona iz drugih atoma.

Kovalentna kemijska veza nastala između atoma s istom elektronegilnošću naziva se ne-polarna.
Kroz kovalentnu ne-polarnu vezu formiraju se molekule jednostavnih tvari-ne-metala.

Vrijednosti relativne elektronegabilnosti fosfora i vodika su gotovo iste: EO (H) \u003d 2.1; EO (p) \u003d \u003d 2,1, dakle, u molekuli fosfinskog pH 3 komunikacije između atoma fosfora i atoma vodika su kovalentni, ne-polarni.

Kovalentna kemijska veza između atoma elemenata čija se elektronenencija razlikuje pod nazivom polarna

Na primjer:

Nh3
amonijak

Dušik je više elektronegativni element od vodika, tako da se općenito elektronski parovi pomaknu na atom.

Polaritet molekule i polaritet komunikacije treba se razlikovati. Polaritet komunikacije ovisi o vrijednostima elektronegabilnosti vezanih atoma, a polaritet molekule ovisi o polariteta komunikacije i na geometriji molekule. Na primjer, komunikacija u molekuli ugljični dioksid C02 će biti polar, a molekula neće biti polarna, jer ima linearnu strukturu.

Molekula vode H20 je polarna, kao što se formira pomoću dvije kovalentne polarne veze H-\u003e 0 i ima kutni oblik. Non je kut valencije je 104,5 °, dakle, na atom kisika s djelomičnim negativnim nabojem, nastaje negativan pol molekule, a nastaje negativan pol molekule, a vodikov atomi s punjenjem 6+ su pozitivni. Molekula vode - dipol.

Tvari s kovalentnom vezom karakteriziraju kristalna rešetka od dvije vrste:

atomski - vrlo izdržljiv (dijamant, grafit, kvarc); Molekularno - U normalnim uvjetima, to su plinovi, hlapljive tekućine i krute tvari, ali nisko-tališta ili prazne tvari (Cl2, H20, jod I2, "suhi led" C02, itd.).

Intramolekularna kovalentna veza je izdržljiva, ali intermolekularna interakcija je vrlo slaba, kao rezultat kojih se nastavlja molekularna kristalna rešetka.

Metalna komunikacija

Komunikacija u metalima i legurama, koja se provodi relativno slobodni elektroni između metalnih iona u metalnoj kristalnoj rešetki, nazvan metal.

Takva veza nije nezasićena, karakterizirana malim brojem valentnih elektrona i veliki broj slobodnih orbitalnih, što je tipično za metalne atome. Shema obrazovanja za komunikaciju metala (M - metal):

_
M 0 - n<-> M n +.

Dospijeva prisutnost metalne komunikacije fizička svojstva Metali i legure: tvrdoća, električna vodljivost i toplinska vodljivost, strpljenje, plastičnost, metalni sjaj. Metalne veze tvari imaju metalnu kristalnu rešetku. U svojim čvorovima nalaze se ioni ili metalni atomi, između kojih se elektroni ("elektronički plin") premještaju ("elektronički plin").

Vodikov komunikacija

Kemijska veza između pozitivno polariziranih atoma vodika jedne molekule (ili dijela) i negativno polariziranih atoma snažno elektronegativnih elemenata koji imaju različit elektroničkog para druge molekule (ili njegovog dijela) nazivaju se vodik.

Mehanizam za formiranje vodikovih veza ima djelomično elektrostatički, djelomično donor-akceptorski znak. Ako postoji takva veza, čak i supstance niske molekularne težine mogu biti u normalnim uvjetima tekućine (alkohol, voda) ili lako ukapljeni plinovi (amonijak, fluorodo-rod).

U biopolimerima - proteinima ( sekundarna struktura) Postoji intramolekularna vodika veza između karbonilnog kisika i amino vodika.

Molekule polinukleotida - DNA (deoksiribonukleinska kiselina) su dvostruke spirale, u kojoj su dva nukleotidna lanča povezana s međusobnim vodikovim vezama. Istodobno, načelo komplementarness vrijedi, odnosno te se obveznice formiraju između određenih parova koji se sastoje od boranskih i pirimidinskih baza: adenin nukleotid (a) nalazi se timinska (T) i protiv gvanina (g) - citozin (C).

Molekularne tvari imaju molekularne kristalne rešetke.

Ujedinjena kemijska komunikacija

Podjela kemijskih veza za vrste uvjetovana je prirodom, budući da ih svi karakteriziraju određeni jedinstvo.

Ionska komunikacija može se promatrati kao ekstremni slučaj kovalentne polarne komunikacije.

Metalna veza kombinira kovalentnu interakciju atoma koristeći komunalne elektrone i elektrostatske atrakcije između tih elektrona i metalnih iona.

U tvari, često postoje veći slučajevi kemijske veze (ili "čiste" kemijske veze).

Na primjer, litij fluorid 1LK se odnosi na ionske spojeve. Zapravo, postoji link na 80% iona i 20% kovalentnog. Stoga je to točnije, dakle, očito je govoriti o stupnju polariteta (ionicitet) kemijske veze.

U nizu NF-NSL halogenih vodika - NT, stupanj polariteta komunikacije se smanjuje, za razliku u vrijednostima elektronegabilnosti atoma halogena i vodika se smanjuje, au astatomskom lijepljenju postaje gotovo ne-polarna (EO (H) \u003d 2.1; EO (AG) \u003d 2.2).

Različite vrste veza mogu se sadržavati u istim tvarima, na primjer:

1) u bazama - između atoma kisika i vodika u hidroksikupima, kovalentnoj polarnoj vezi i između metala i hidrooksoy - ionskog;

2) u solima kiseline koje sadrže kisik - između nemetalnih atoma i kiselog ostatka kisika - kovalentnog polara, i između metala i kiselog ostatka - ionskog;

3) u amonijevim solima, metimmonia, itd - između dušika i atoma vodika - kovalentnog polara, i između amonijevog iona ili metilmila i kiselog ostatka - ionskog;

4) u metalima peroksida (na primjer, Na2O2) - veza između atoma kisika je kovalentna, ne-polarna, i između metala i kisika - ionskog itd.

Različite vrste veza mogu se pomicati na drugu:

Za elektrolitsko disocijacija U vodi kovalentnih spojeva, kovalentna polarna veza ide u ionsku;

Uparavanju metala, metalna veza se pretvara u kovalentni ne-polarni i tako dalje.

Razlog jedinstva svih vrsta i vrsta kemijskih veza je isti fizička priroda - elektron-nuklearna interakcija. Formiranje kemijskih veza u svakom slučaju rezultat je elektronske nuklearne interakcije atoma popraćenih oslobađanjem energije (tablica 7).

Tablica 7 Tipovi kemijskih komunikacija

1. Često se izraz često nalazi: "Molekule plemenitih plinova jednosmjernog". Kako se podudara s istinom?

2. Zašto, za razliku od većine nemetalnih elemenata, najsjajniji predstavnici njih - halogeni - ne formiraju alotropne izmjene?

3. dati najpotpuniju karakteristiku kemijske veze u molekuli dušika koristeći sljedeće znakove: EU o vezanim atomima, mehanizam formacije, metoda preklapanja elektroničkih orbitala, mnoštvo komunikacije.

4. Odredite vrstu kemijske veze i razmotrite sheme njegove formiranja u tvarima koje imaju formule: CA, SAF2, F2, od 2.

5. Napišite strukturne formule tvari: CO, CAC2, CS2, FES2. Odredite stupnjeve oksidacije elemenata i njihove valente (u mogućim slučajevima) u tim tvarima.

6. Dokazati da sve vrste kemijskih komunikacija imaju zajedničku prirodu.

7. Zašto su molekule N2, CO i C2N2 nazvane Isoelektronic?

Osnovni i dodatni udžbenici

Kemijska veza. Struktura tvari.

Plan

1. Kemijska veza: Kovalentni (ne-polarni, polarni, dvokrevetni, trostruki); ionski; metalik; vodik; Sile intermolekularne interakcije.

2. Kristalne rešetke (molekularni, ionski, atomski, metalik).

Različite tvari imaju različitu strukturu. Od svih supstanci poznatih za danas, postoje samo inertni plinovi u obliku slobodnih (izoliranih) atoma, što je zbog visokog otpora elektroničke strukture, Sve ostale tvari (i trenutno su poznate više od 10 milijuna) sastoje se od povezanih atoma.

Kemijska komunikacija- To su sile interakcije između atoma ili skupina atoma, što dovodi do stvaranja molekula, iona, slobodnih radikala, kao i ionskih, atomskih i metalnih kristalnih rešetki, Po prirodi, kemijska veza je elektrostatičke sile. Glavna uloga u formiranju kemijske veze između atoma igraju njihov valentni elektroni, tj. Vanjski elektroni, najmanje čvrsto povezani s jezgrom. U prijelazu iz atomskog stanja do molekulske energije, energija se oslobađa zbog punjenja elektrona slobodnih orbitala vanjske razine elektrona do određenog stabilnog stanja.

Postojati različite vrste kemijska veza.

Kovalentna komunikacija je kemijska veza na štetu elektroničkih parova, Teorija kovalentne obveznice predložene 1916. godine. Američki znanstvenik Gilbert Lewis. Zbog kovalentne veze formiraju se većina molekula, molekularnih iona, slobodnih radikala i atomskih kristalnih kristalnih. Kovalentna veza karakterizira duljina (udaljenost između atoma), reference (određene prostorne orijentacije elektronskih oblaka u formiranju kemijske veze), zasićenosti (sposobnosti atoma da se formira određeni broj kovalentnih veza), energiju (količina energije koja mora biti exeked da razbije kemijsku vezu).

Kovalentna veza može biti Nebola i polar. Ne-polarna kovalentna komunikacija Pojavljuje se između atoma s istom električnom negativnošću (EO) (H2, O2, n 2, itd.). U tom slučaju, središte opće gustoće elektrona je na istoj udaljenosti od jezgre oba atoma. U smislu broja uobičajenih elektroničkih parova (tj. Multiplicity) razlikuju se između pojedinačnih, dvostrukih i trostrukih kovalentnih veza. Ako se formira samo jedan opći par elektrona, između dva atoma, tada se takva kovalentna veza zove single. Ako se dva ili tri opći elektronički parovi pojave između dva atoma, formiraju se višestruke veze - dvostruko i trostruko. Dvostruka veza se sastoji od jednog priključka i jedno-sredstva. Triple Bond se sastoji od jednog sila i dvokrevetnih kreveta.

Kovalentne veze, u formiranju na koji se zove područje preklapanja elektroničkih oblaka na liniji koja povezuje jezgru atoma, zove se - komunikacije, Kovalentne veze, u formiranju na koje se zove područje preklapanja elektroničkih oblaka na obje strane linije koja povezuje jezgru atoma, nazivaju se - priključci.

U obrazovanju - dolazi može sudjelovati s.- I. s-elektroni (H2), s.- I. p.-Elektroni (HCl), r- I.
r-Electroni (CL 2). Osim toga, može se formirati preklapanjem "čistim" i hibridnim orbitalima. U obrazovanju, samo može sudjelovati r- I. d.-Elektroni.

Ispod linija prikazuju kemijske veze u molekulama vodika, kisik i dušik:

gdje su parovi bodova (:) - upareni elektroni; "Prijelazi" (x) - nespareni elektroni.

Ako se formira kovalentna veza između atoma s različitim EO-om, središte opće gustoće elektrona pomaknut je prema atomu s većim EO. U ovom slučaju, odvija se kovalentna polarna komunikacija , Diatomična molekula povezana s kovalentnom polarnom vezom je dipol - elektronički sustav u kojem su centri pozitivnih i negativnih naknada na određenoj udaljenosti jedan od drugoga.

Grafički prikaz kemijskih veza u kloridnih molekula i vode je kako slijedi:

gdje strijele pokazuju premještanje opće gustoće elektrona.

Polarne i ne-polarne kovalentne veze formiraju mehanizam razmjene. Osim toga, postoje kovalentne veze s donatorom. Mehanizam obrazovanja je drugačiji. U tom slučaju, jedan atom (donator) osigurava pariranje electrona koji postaje uobičajeni par elektrona između njega i drugog atoma (akceptor). Prihvatitelj u formiranju takve veze pruža besplatan elektronski orbital.

Mehanizam kovalentnog komunikacijskog komunalnog komunalnog za donora ilustriran je na primjeru formacije amonijevog iona:

Dakle, u amonijevom ion, sva četiri veze su kovalentne. Tri od njih formiraju mehanizam razmjene, jedan - od strane donatora. Sva četiri veze su jednake, zbog sp. 3 hibridizacija dušičnog atoma orbitala. Valencija dušika u amonijevom ion je jednaka IV, jer Oblikuje četiri veze. Stoga, ako element formira komunikaciju i razmjenu, a prema mehanizmima donatora, tada je njegova valencija veća od broja nesparenih elektrona i određuje se ukupnim brojem orbitala na vanjskom elektroničkom sloju. Za dušik, posebno, najviša valencija je četiri.

Komunikacija – kemijska veza između iona provedenih snagom elektrostatičke atrakcije, Ionska komunikacija se formira između atoma koji imaju veću razliku u EO (\u003e 1.7); Drugim riječima, to je odnos između tipičnih metala i tipičnih nemetala. Teorija ionske komunikacije je 1916. godine predložio njemački znanstvenik Walter Kosel. Davanje svojih elektrona, atomi metala pretvaraju se u pozitivno nabijene ione - kationi; Nemetalni atomi, uzimajući elektrone, pretvaraju se u negativno nabijene ione - anioni, Postoji elektrostatička atrakcija između formiranih iona, koji se zove ionska veza. Ionska komunikacija karakterizira nezabičnost i nezasićenost; Za ionske spojeve, koncept "molekule" ne ima smisla. U kristalnoj rešetki ionskih priključaka oko svakog iona postoji određeni broj iona s suprotnim nabojem. Za spojeve NaCl i FES, karakteristična je kubična kristalna rešetka.

Formiranje ionske veze prikazano je u nastavku primjenom natrijevog klorida:

Ionska komunikacija je ekstremni slučaj polarne kovalentne veze. Ne postoji oštra granica između njih, vrsta komunikacije između atoma određena je razlikom u elektronegativnosti elemenata.

U formiranju jednostavnih tvari - metali - atomi vrlo lako mogu dati elektrone vanjske razine elektrona. Tako je u kristalima metala, dio njihovih atoma u ioniziranom stanju. U čvorovima kristalne rešetke postoje pozitivno nabijeni ioni i atomi metala, a između njih - elektroni koji se mogu slobodno kretati preko cijele kristalne rešetke. Ovi elektroni postaju zajednički svim atomima i metalnim ionima i nazivaju se "elektronički plin". Poziv između svih pozitivno nabijenih metalnih iona i slobodnih elektrona u kristalnoj rešetki metala metalni priključak.

Prisutnost metalne komunikacije je posljedica fizikalnih svojstava metala i legura: tvrdoća, električne vodljivosti, toplinske vodljivosti, pupidnosti, plastičnosti, metalnog sjaja. Besplatni elektroni mogu nositi toplinu i struju, tako da su uzrok glavnih fizikalnih svojstava koja razlikuju metale iz ne-metala su visoka električna i toplinska vodljivost.

Vodikov komunikacija Pojavljuje se između molekula, koji uključuje vodik i atome s visokim EO (kisik, fluor, dušik). Kovalentne veze H-O, H-F, H-N su snažno polarne, zbog čega se višak pozitivnog naboja akumulira na atom vodika, i na suprotnim stupovima - višak negativnog naboja. Između višestrukih stupova nalaze se sile elektrostatičke atrakcije - vodikove veze. Vodične veze mogu biti i intermolekularna i intramolekularna. Energija vodikovog veza je oko deset puta manje od energije uobičajene kovalentne veze, ali ipak vodikovne veze igraju važnu ulogu u mnogim fizikalno-kemijskim i biološkim procesima. Konkretno, DNA molekule su dvostruke spirale, u kojoj su dva lanci nukleotida međusobno povezane vodikovim vezama.

Stol

Mogu se prikazati intermolekularne vodikove veze između molekula vode i fluora (točke) kako slijedi:

Molekularne kristalne rešetke imaju molekularne kristalne veze. Prisutnost vodikovog veza dovodi do stvaranja molekula suradnika i, kao rezultat toga, povećati temperaturu taljenja i vrenja.

Osim navedenih osnovnih vrsta kemijskih veza, postoje i univerzalne interakcije između bilo koje molekule koje ne dovode do rupture ili stvaranja novih kemijskih veza. Te se interakcije nazivaju sile vandera. Oni određuju privlačnost molekula ove tvari (ili različite tvari) jedni drugima u tekućim i krutim agregatnim stanjima.

Različite vrste kemikalija određuju postojanje različitih vrsta kristalnih rešetaka (tablica).

Tvari koje se sastoje od molekula molekularna struktura, Ove tvari uključuju sve plinove, tekućine, kao i krute tvari s molekularno kristalnom mrežom, kao što je jod. Krutine s atomskim, ionskom ili metalnom rešetkom nemolekularna struktura, Nema molekula.

Kemijska komunikacija je sila koja drži česticu međusobno formiranjem tvari.

Ovisno o česticama koje imaju te sile, komunikacije su podijeljene na intramolekularne i intermolekularne.

Intramolekularne veze.

1. Kovalentna veza.

Kovalentna veza je opći par elektrona u dva nemetalna atoma.

Razmotrite o primjeru molekule vodika (H2), u kojoj se provodi kovalentna veza.

Vodokonske molekule se sastoje od dva atoma vodika (H), u kojoj je jedan elektron u vanjskoj razini energije:

Atomi nastoje u potpunosti ispuniti njihove orbitale. Za to se kombiniraju dva atoma. Oni čine svoje nesparene elektrone zajedničkim: i ispada ukupni elektronički par. Elektroni su postali upareni:

Ovaj opći elektronički par je kovalentna kemijska veza. Kovalentna veza označena je pomoću značajke koja povezuje atome ili dvije točke koje označavaju zajednički elektronski par:

Zamislite da na stolu ima dva susjeda. To su dva atoma. Moraju nacrtati sliku u kojoj je crveno i plava boja, Oni imaju zajednički par olovaka (jedan crveni, drugi plavi) je uobičajeni par elektrona. Oba susjeda na stolu koriste ove olovke. Dakle, ova dva susjeda su povezana s uobičajenim para olovaka, tj. kovalentna kemijska veza.

Postoje dva mehanizma za formiranje kovalentne kemijske veze.

1. Razmijenjen mehanizam za formiranje kovalentne veze.

U tom slučaju svaki atom omogućuje elektrone da formiraju kovalentnu vezu. Pogledali smo ovaj mehanizam kad su se upoznali s kovalentnom kravatom:

1. Mehanizam prihvaćanja donatora za formiranje kovalentne veze.

U ovom slučaju, ukupni par elektrona, ako ga možete staviti, nejednakosti.

Jedan atom ima NEP - par ometa elektrona (dva elektrona na istom orbitalnom). I pruža joj cjelinu da formira kovalentnu vezu. Ovaj atom se zove donator - Budući da pruža i elektrone za formiranje kemijske veze.

A drugi atom ima samo slobodan orbital. On uzima elektronički par. Ovaj atom se zove akceptor - On uzima i elektrone.

Klasični primjer je formiranje amonijevog iona NH4 +. Ona se formira interakcijom H + i amonijaka ion (NH3). Vodikov kation H + je prazan S-orbital.

Ova čestica će biti akceptor.

Atom dušik u amonijaku postoji NEP (marširanje elektroničkim putem).

Atom dušika u amonijaku bit će donator:

U ovom slučaju, plava i crvena olovka dovela je jedan susjed na stol. On "tretira" drugi. I oboje koriste olovke.

Specifične reakcije u kojima se formira takav ion smatrat će se kasnije u relevantnim dijelovima. Do sada, samo trebate zapamtiti princip za koje se formira kovalentna veza na mehanizmu donatora.

Kovalentna komunikacija je dvije vrste. Razlikovati kovalentnu polarnu i nepolar komunikaciju.

Kovalentna polarna komunikacija Proizlazi između atoma nemetala s različitim Vrijednosti elektronegabilnosti. To jest, između različitih nemetalnih atoma.

Atom s velikom vrijednosti elektronebabilnosti odgodit će se opći elektronički par o sebi.

Kovalentna ne-polarna komunikacija Proizlazi između atoma ne-metali s istim Vrijednosti elektronegabilnosti. Takvo stanje se izvodi ako se pojavi veza između atoma jedan kemijski element koji ne bude metallo, Budući da različite elektronenencije atomi mogu biti vrlo blizu jedni drugima, ali i dalje će se razlikovati.

Ukupni par elektrona neće se pomaknuti na bilo koji atom, jer svaki atom "povlači" s istom snagom: opći elektronički par će biti u sredini.

I naravno, kovalentna veza može biti pojedinačna, dvostruko i trostruko:

1. Ionska veza.

Ionska veza nastaje između atoma metala i nemetala. Budući da metal i nemetal ima veliku razliku u elektronegativnosti, elektronički par potpuno Odgođeno je na više elektronegativnog atoma - nemetalni atom.

Konfiguracija potpuno napunjene razine energije postiže se zbog formiranja uobičajenog elektrona. Nemetlall se uzima elektron elektron - ispunjava svoju vanjsku razinu. A metal je lakše dati svojim elektronima (ima ih nekoliko) i također ima potpuno ispunjenu razinu.

Prema tome, metal, dajući elektrone, postaje negativan naboj, postaje kation. I Nemetlall, koji primaju elektrone, dobiva negativnu zoru, postaje anion.

Ionska kemijska veza je elektrostatička atrakcija kationa za anion.

Ionska veza odvija se u solima, oksidima i hidroksidima metala. Iu drugim tvarima u kojima je metalni atom povezan s nemetalnim atomom (LI3N, CAH 2).

Ovdje trebate obratiti pozornost na jednu važnu značajku: ionska veza između kationa i aniona u svi potplati, Najčešći način opisujemo kao veza metal-nemetala. Ali potrebno je shvatiti da je to učinjeno samo za pojednostavljenje. U kompoziciji soli ne može biti atom metala. Na primjer, u amonijevim soli (NH4C1, (NH4) 2 tako 4. amonijev ion NH4 + je privučen soli anion je ionska veza.

Iskreno, ne postoji ionska veza. Ionska veza je samo ekstremni stupanj kovalentne polarne komunikacije. Svaka komunikacija ima svoj postotak "ionnosti" - to ovisi o razlici u elektronegalnosti. Ali B. Školski program, osobito u zahtjevi EME Ion i kovalentna veza su potpuno dva različita pojma koja se ne mogu miješati.

1. Metalna veza.

Sva veličanstvenost metalne komunikacije može se razumjeti samo s metalnom kristalnom rešetkom. Stoga ćemo kasnije razmotriti metalnu komunikaciju kada ćemo rastaviti kristalne rešetke.

Sve što je potrebno za znati je da se metalna komunikacija provodi u jednostavnim tvarima - metali.

Intermolekularne veze.

Intermolekularne veze su mnogo slabije intramolekularne, jer u njima nije uključen cjelokupni elektronički par.

1. Vodikove veze.

Vodikove veze se javljaju u tvarima u kojima je atom vodika povezan s atom s atom visoko značenje Struja (f, o, Cl, n).

U ovom slučaju veza atoma vodika postaje snažna polarna. Elektronski par se pomaknu iz atoma vodika na više elektronegativnog atoma. Zbog tog pomaka, na vodiku se pojavljuje djelomični pozitivan punjenje (8 +), a na elektronegativnom atomu pojavljuje se djelomični negativni punjenje (8-).

Na primjer, u molekuli fluoru:

Δ + jedna molekula privlači Δ + jedna molekula. Ovo je vodikov vezan. Grafički u dijagramu, označena je isprekidanom linijom:

Molekula vode može tvoriti četiri vodikove veze:

Vodikovim vezama određuju niže točke vrenja i tališta tvari između molekula od kojih se javljaju. Usporedite vodikov sulfid i vodu. Postoje vodikove veze u vodi - to je tekućina u normalnim uvjetima i plin sumporovodika.

1. Van der Waals snage.

To su vrlo slabe intermolekularne interakcije. Načelo pojave je isto kao u vodikovim vezama. Vrlo slabe djelomične naknade javljaju se pri fluktuacijama u ukupnom elektronskom paru. I postoje trenutne snage privlačnosti između tih optužbi.