Aké sú typy komunikácie v chémii. Charakteristiky chemických spojení

Chemická väzba vzniká v dôsledku interakcie elektrických polí vytvorených elektrónmi a jadrálnymi atómami, t.j. Chemická väzba má elektrickú povahu.

Pod chemická komunikácia Pochopiť výsledok interakcie 2X alebo viac atómov, ktoré vedie k tvorbe stabilného multiomického systému. Podmienkou pre tvorbu chemickej väzby je zníženie energie interagujúcich atómov, t.j. Molekulový stav látky je energeticky výhodnejší ako atómový. Keď je vytvorená chemická väzba, atómy sa snažia získať dokončený elektronický obal.

Rozlišovať: kovalentný, ión, kov, vodík a intermolekulové.

Kovalentná komunikácia - väčšina. všeobecný formulár Chemická väzba vyplývajúca zriadením elektronického páru mechanizmus výmeny -Keď každý z interakčných atómov dodáva jeden elektrón, alebo mechanizmus darcovcovAk sa dvojice elektrónov prenáša vo všeobecnom použití jedným atómom (Donor - N, O, CL, F) na iný atóm (akceptor je atómy D-Elements).

Charakteristiky chemických spojení.

1 - Multiplicita pripojení - medzi 2 atómami je možné len 1 Sigma-väzbu, ale spolu s týmito rovnakými atómami môže byť PI a Delta-Bond, čo vedie k tvorbe viacerých vzťahov. Multiplicity je určený počtom bežných elektronických párov.

2 - Dĺžka komunikácie je inter-identická vzdialenosť v molekule, tým väčšia je multiplicity, tým menej jej dĺžka.

3 - Sila komunikácie je množstvo energie potrebnej na jeho prasknutie.

4 - Satubitie kovalentných dlhopisov sa prejavuje v tom, že jedna atómová orbitálna sa môže zúčastniť na formácii iba jedného K.S. Táto vlastnosť určuje stechiometriu molekulárnych zlúčenín.

5 - FOCUS K.S. V závislosti od ktorej formy a akej smery sú elektronické mraky vo vesmíre v priestore s ich vzájomným prekrývaním, môžu sa vytvoriť zlúčeniny s lineárnou a uhlovou formou molekúl.

Iónová komunikácia – tvorí sa medzi atómami, ktoré sú veľmi odlišné v elektronickejgativite. Toto sú zlúčeniny hlavných podskupín 1 a 2 skupín s prvkami hlavných podskupín 6 a 7 skupín. Ionic sa nazýva chemická väzba, ktorá sa vykonáva v dôsledku vzájomnej elektrostatickej príťažlivosti opačne nabitých iónov.

Mechanizmus na vytvorenie iónovej komunikácie: a) tvorba iónov interagujúcich atómov; b) tvorbu molekuly príťažlivosťou iónov.

Iónová nefrancination a nenasýtenosť

Power polia iónov sú rovnomerne distribuované vo všetkých smeroch. Z tohto dôvodu môže každý ión prilákať ióny opačného znaku v ľubovoľnom smere. Toto je nekonečnosť iónového spojenia. Interakcia 2 iónov opačného označenia nevedie k úplným vzájomným kompenzácii pre ich polia. Preto zachovávajú schopnosť prilákať ióny av iných oblastiach, t.j. ION Communication je charakterizovaná nenasýtením. Preto každý ión v iónové pripojenie priťahuje taký počet opačných signálových iónov za vzniku kryštálovej mriežky typu iónov. V iónovom kryštáli nie sú žiadne molekuly. Každý ión je obklopený určitým počtom iónov iného znamenia (koordinačné číslo iónov).

Kovová komunikácia - Chem. Komunikácia v kovoch. Kovy majú prebytok valencie orbitálov a nevýhode elektrónov. Pri zblížení atómov, ich valentné orbitvára sa prekrývajú, ku ktorým sa elektróny voľne pohybujú z jednej orbitálnej k inému, spojenie medzi všetkými atómami kovov. Vzťah sa uskutočňuje relatívne voľnými elektrónmi medzi iónmi kovov v kryštálovej mriežke sa nazýva kovová kravata. Vzťah je silne delokalizovaný a nie je odoslaný alebo saturácia, pretože Elektrony valencie sú rovnomerne rozložené cez kryštál. Prítomnosť voľných elektrónov určuje existenciu bežné vlastnosti Kovy: nepriehľadnosť, kovová trblietka, vysoká elektrina a tepelná vodivosť, pýti a plasticita.

Vodíková komunikácia - vzťah medzi atómom H a silno-negatívnym prvkom (F, Cl, N, O, S). Vodíkové väzby môžu byť in- a intermolekulové. Slnko je slabšie ako kovalentné pripojenie. Vznik lietadla je vysvetlený pôsobením elektrostatických síl. ATOM N má malý polomer a keď sa vysídlení alebo vracajú sa jediný elektrón H získava silný pozitívny náboj, ktorý pôsobí na elektronegativity.

Kovalentná komunikácia - toto je vzťah medzi dvoma atómami v dôsledku tvorby spoločného elektrónového páru.

Kovalentná ne-polárna komunikácia– toto spojenie medzi atómami s rovnakou

elektrická energia.Napríklad: H2, 02, N2, Cl2 atď. Dipól momentom takýchto pripojení je nula.

Kovalentná polárna komunikácia – toto spojenie medzi atómami s rôznou elektronegativitou.Oblasť prekrývajúcej sa elektrónových oblakov sa posúva smerom k intronegatívnemu atómu.

Napríklad N-Cl (N B + → CL -).

Kovalentná komunikácia má vlastnosti:

- sABY - Schopnosť atómu vytvoriť počet chemických väzieb zodpovedajúcich jeho valencii;

- pokyny - Prevzatie elektronických oblakov sa vyskytuje v smere tým, že poskytuje maximálnu hustotu prekrytia.

Iónová komunikácia– toto je spojenie medzi opačne účtovanými iónmi. Môže byť zobrazený ako extrémny prípad kovalentnej polárnej komunikácie. Takéto spojenie sa vyskytuje s veľkým rozdielom v elektronickej prihrátenosti atómov, \\ t

formovanie chemickej väzby. Napríklad v molekule NAF, rozdiel

elektrická negatívnosť je 4,0 – 0,93 \u003d 3,07, ktorý vedie k prakticky úplnému prechodu elektrónu z sodíka na fecour:

Interakcia opačných signálových iónov nezávisí od smeru a coulombové sily nemajú vlastnosť nasýtenia. Na základe toho vstupuje vstup a nasýtenie.

Kovová komunikácia– toto je pripojenie pozitívnych nabitých kovových iónov s bezplatnými elektrónmi.

Väčšina kovov má rad vlastností, ktoré sú bežné a odlišné od vlastností iných látok. Takéto vlastnosti sú relatívne vysoké teploty topenia, schopnosť odrážať svetlo, vysokú teplotu a elektrickú vodivosť. To je dôsledkom tvorby medzi atómami kovov špeciálnym typom komunikácie - kovové komunikácie.

Na atómoch kovov sú valenčné elektróny zle spojené s ich jadrami a môžu sa ľahko odtrhnúť od nich. V dôsledku toho, pozitívne nabité kovové ióny a "voľné" elektróny, ktorého elektrostatická interakcia, ktorej poskytujú chemickú väzbu v kryštálovej mriežke kovu.

Vodíková komunikácia– toto je väzba cez atóm vodíka spojený s vysoko zvoleným prvkom..

Atóm vodíka spojený s vysoko zvoleným negatívnym prvkom (fluór, kyslík, dusík atď.), Dáva takmer úplne elektrón s valenčnými orbitálnymi. Výsledná voľná orbitálna môže interagovať s založeným párom elektrónov iného elektronegatívneho atómu, v dôsledku toho vzniká vodíková väzba. Na príklad molekúl vody a octová kyselina Vodíková väzba je znázornená Dash Lines:

Toto spojenie je výrazne slabšie ako iné chemické väzby (jeho tvorba 10 ÷ 40 kJ / mol). Vodíkové väzby sa môžu vyskytnúť rôzne molekulya vo vnútri molekuly.

Mimoriadne dôležitú úlohu voči vodíkom anorganické látkyPodobne ako voda, plaváková kyselina, amoniak atď., ako aj v biologických makromolekulách.

Kryštály.

Existujú štyri typy chemických väzieb: iónové, kovalentné, kovové a vodík.

Iónový chemická komunikácia

Iónová chemická komunikácia - Toto je pripojenie tvorené elektrostatickou atrakciou katiónov k aniónom.

Ako viete, táto elektronická konfigurácia atómov je najstabilnejšia, na vonkajšej úrovni elektrónov, podobne ako atómy šľachtických plynov, 8 elektrónov bude (alebo pre prvú úroveň energie - 2). V prípade chemických interakcií atómy majú tendenciu získať presne takú stabilnú elektronickú konfiguráciu a často dosahujú to alebo v dôsledku pridania valenčných elektrónov z iných atómov (proces regenerácie), alebo v dôsledku návratu jeho valenčných elektrónov ( oxidačný proces). Atómy, ktoré pripojené "ostatní ľudia" elektróny sa zmenia na negatívne ióny alebo anióny. Atómy, ktoré poskytli ich elektróny, sa zmenili na pozitívne ióny alebo katióny. Je zrejmé, že sily elektrostatickej príťažlivosti vznikajú medzi aniónmi a katiónmi, ktoré budú držať svojho priateľa blízko seba navzájom, čím sa vykonáva iónová chemická väzba.

Vzhľadom na to, že katióny tvoria hlavne atómy kovov a anióny sú nekovové atómy, je logické dospieť k záveru, že tento typ komunikácie je charakteristický pre zlúčeniny typických kovov (prvky hlavných podskupín I a II skupiny, okrem horčíka a berýlium CE ) S typickými nekovovými spotrebami (prvky hlavnej skupiny podskupín VII). Klasickým príkladom je tvorba halogenidov alkalických kovov (fluoridy, chloridy atď.). Zvážte napríklad systém ionizovanej formácie v chlorid sodný:

Dva rôzne nabité ióny spojené s príťažlivými silami nestratia svoju schopnosť interakciu s opačne nabitými iónmi, v dôsledku čoho sú vytvorené zlúčeniny s iónovým kryštálovej mriežke. Iónové zlúčeniny sú tuhé, trvanlivé, žiaruvzdorné látky s vysokou teplotou topenia.

Roztoky a taveniny väčšiny iónových pripojení sú elektrolyty. Tento typ komunikácie je charakteristický pre hydroxidy typických kovov a mnohých solí kyselín obsahujúcich kyslík. Keď sa však vytvorí iónové pripojenie, ideálny (kompletný) prechod elektrónov sa však nevyskytuje. Ion pripojenie je extrémny prípad kovalentnej polárnej komunikácie.

V iónovej súvislosti sú ióny prezentované, ako keby vo forme elektrických nábojov s guľovou symetriou elektrického poľa, rovnako znižuje sa s rastúcou vzdialenosťou od stredu nabitia (ión) v ľubovoľnom smere. Preto interakcia iónov nezávisí od smeru, to znamená, že iónové pripojenie, na rozdiel od kovalentu, bude smerové.

Iónová väzba existuje aj v amóniových soliach, kde nie sú žiadne atómy kovov (ich úloha hrá amónny katión).

Kovalentná chemická komunikácia

Kovalentná chemická väzba je väzba, ktorá vzniká medzi atómami prostredníctvom tvorby všeobecných elektronických párov.

Základom jeho opisu tiež leží myšlienku nadobudnutia atómov. chemické prvky Energicky výhodná a stabilná elektronická konfigurácia ôsmich elektrónov (pre atóm vodíka z dvoch). Takéto konfiguračné atómy sa nezískajú nie je spätným získaním alebo pridaním elektrónov, ako v prípade iónovej komunikácie, ale prostredníctvom tvorby všeobecných elektronických párov. Mechanizmus na vytvorenie takéhoto vzťahu je možné vymeniť alebo prijať darcu.

Výmenný mechanizmus pôsobí, keď atómy tvoria všeobecné elektronické páry kombináciou nepárových elektrónov. Napríklad:

1) H2 - vodík:

Komunikácia vzniká v dôsledku tvorby všeobecných elektrónových párov S-Elektroniky atómov vodíka (prekrývajúce sa S-orbitals):

Komunikácia vzniká v dôsledku tvorby všeobecného elektrónového páru S- a P-Elektroniky (prekrývajúce sa S-R-orbitálne):

Mechanizmus darcovcov pre tvorbu kovalentného pripojenia sa zváži na klasickom príklade tvorby amónneho iónu NH4 +:

Darcom má elektronický pár, akceptor je voľný orbitálny, ktorý môže tento pár obsadiť. V amónnom ióne sú všetky štyri väzby s atómami vodíka kovalentné: tri boli vytvorené v dôsledku tvorby všeobecných elektronických párov atómov dusíka a atómov vodíka na výmenný mechanizmus, jeden vytvorený na mechanizme prijímača darcovstva. Všetky štyri n-H Pripojenia Amónny katión je ekvivalentný.

Donor-akceptorová väzba je vytvorená v metylamónium iónov [CH3NH3] +.

Kovalentné dlhopisy sú klasifikované nielen mechanizmom na vytvorenie spoločných elektronických párov spájajúcich atómy, ale aj metódou prekrývajúcej sa elektronických orbitov - lei, podľa počtu bežných elektronických párov, ako aj na zobrazenie ich jednému z viazané atómy.

Podľa spôsobu prekrývania sa elektronických orbitálov, kovalentné väzby Sigma a PI sa rozlišujú.

V molekule dusíka, jeden všeobecný elektrónový pár je vytvorený v dôsledku Sigma-Bond (Elektrónová hustota je v jednej oblasti umiestnenej na linke spájajúcej jadrá atómov; spojenie je silné).

Dve ďalšie všeobecné elektronické páry tvoria I-Links, to znamená, že bočné prekrývanie P-orbitov v dvoch oblastiach; PI-Bond je menej trvanlivý ako Sigma-Bond.

V molekule dusíka medzi atómami existuje jedna sigma-väzba a dva PI-väzby, ktoré sú vo vzájomne kolmých rovinách (od 3 nepárových P-elektrónov každého atómu interagovať).

V dôsledku toho môže byť komunikácia tvorená prekrývaním elektronických orbitílov:

a prekrývaním "čisté" a hybridné orbitálne:

sP2 -SR 2 (C2N4), atď.

Podľa počtu bežných elektronických párov, väzbových atómov, t.j. multiplicity, rozlišovať kovalentná komunikácia:

1) Single:

2) Double:
Co

oxid uhličitý (IV)

3) TRIPLY:
C2N2.
Ns \u003d -SN acetylén

Podľa stupňa posunu spoločných elektronických párov môže byť kovalentná väzba nepolárna a polárna. V prípade nepolárnej kovalentnej väzby nie sú všeobecné elektronické páry presúvané na niektorý z atómov, pretože tieto atómy majú rovnakú elektronegativitu (EO) - vlastnosť oneskorenia valenčných elektrónov z iných atómov.

Kovalentná chemická väzba vytvorená medzi atómami s rovnakou elektronickosťou sa nazýva nepolárne.
Prostredníctvom kovalentného nepolárneho spojenia sa vytvárajú molekuly jednoduchých látok - nekovových kovov.

Hodnoty relatívnej elektronibility fosforu a vodíka sú takmer rovnaké: EO (H) \u003d 2,1; EO (p) \u003d \u003d 2,1, preto v molekule fosfínovej pH3 komunikácie medzi atómmi fosforu a atómom vodíka sú kovalentné, nepolárne.

Kovalentná chemická väzba medzi atómami prvkov, ktorých elektrinantová sa líši, sa nazýva polárna

Napríklad:

NH3.
amoniak

Dusík je viac elektronegatívnym prvkom ako vodík, takže všeobecné elektronické páry sa posunujú do svojho atómu.

Polarita molekuly a polarita komunikácie by sa mala rozlíšiť. Polarita komunikácie závisí od hodnôt elektronibility viazaných atómov a polarita molekuly závisí od polarity komunikácie a na geometrii molekuly. Napríklad komunikácia v molekule oxid uhličitý C02 bude polárne a molekula nebude polárna, pretože má lineárnu štruktúru.

Vodná molekula H20 je polarna, pretože sa vytvára s použitím dvoch kovalentných polárnych väzieb H-\u003e 0 a má uhlový tvar. Non's valenčný uhol je 104,5 °, teda na atóme kyslíka s čiastočným negatívnym nábojom, je vytvorený záporný pól molekuly, a je vytvorený záporný pól molekuly a atómy vodíka s nabitím 6+ sú pozitívne. Vodná molekula - dipól.

Látky s kovalentnou väzbou sú charakterizované kryštálovou mriežkou dvoch typov:

atómový - veľmi odolný (diamant, grafit, kremeň); Molekulárne - za normálnych podmienok sú tieto plyny, prchavé tekutiny a pevné látky, ale nízko tavenie alebo voľné látky (CL2, H20, jód I2, "suchý ľad" C02 atď.).

Intramolekulárna kovalentná väzba je odolná, ale intermolekulárna interakcia je veľmi slabá, v dôsledku čoho je molekulárna kryštálová mriežka pokračovať.

Kovová komunikácia

Komunikácia v kovoch a zliatinách, ktoré sa vykonávajú relatívne voľné elektróny medzi iónmi kovov v kovovej kryštálovej mriežke, nazývanom kovu.

Takéto spojenie nie je nenasýtené, charakterizované malým počtom valenčných elektrónov a veľkým množstvom voľného orbitálneho, ktorý je typický pre atómy kovov. Kovový komunikačný systém (M - Metal):

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

Prítomnosť kovovej komunikácie je splatná fyzikálne vlastnosti Kovy a zliatiny: Tvrdosť, elektrická vodivosť a tepelná vodivosť, trpezlivosť, plasticita, kovový lesk. Kovové tie látky majú kovovú kryštálovú mriežku. Vo svojich uzloch sú ióny alebo atómy kovov, medzi ktorými sa elektróny ("elektronický plyn") presunú ("Elektronický plyn").

Vodíková komunikácia

Chemická väzba medzi pozitívnymi polarizovanými atómami vodíka jednej molekuly (alebo časti) a negatívne polarizovanými atómami silne elektróngatívnych prvkov, ktoré majú iný elektronický pár inej molekuly (alebo jeho časti), sa nazývajú vodík.

Mechanizmus tvorby vodíkových väzieb má čiastočne elektrostatický, čiastočne darcovský znak. Ak existuje taká väzba, aj látky s nízkou molekulovou hmotnosťou môžu byť za normálnych podmienok kvapalín (alkohol, voda) alebo ľahko skvapalnené plyny (amoniak, fluorodo-rod).

V Biopolyméry - proteíny ( sekundárna štruktúra) Existuje intramolekulárna vodíková väzba medzi karbonylovým kyslíkom a amino vodíkom.

Molekuly polynukleotidov - DNA (deoxyribonukleová kyselina) sú dvojité špirály, v ktorom sú navzájom spojené dva nukleotidové reťazce s každou ďalšou vodíkovými väzbami. Zároveň je zásada komplementárnosti platná, to znamená, že tieto dlhopisy sú vytvorené medzi určitými pármi pozostávajúcimi z purínovej a pyrimidínovej bázy: adenín nukleotid (A) sa nachádza tyminic (T) a proti guanínu (g) \u200b\u200b- cytozín C).

Molekulárne väzbové látky majú molekulárny krištáľové mriežky.

Jednotná chemická komunikácia

Rozdelenie chemických dlhopisov na typy je podmienené prírodou, pretože všetky z nich sú charakterizované určitou jednotou.

Ikonická komunikácia je možné zobraziť ako extrémny prípad kovalentnej polárnej komunikácie.

Kovové väzby kombinuje kovalentnú interakciu atómov s použitím komunálnych elektrónov a elektrostatickou atrakciou medzi týmito elektrónmi a iónmi kovov.

V látok sú často väčšie prípady chemickej väzby (alebo "čistých" chemických väzieb).

Napríklad fluorid lítny 1LK sa označuje s iónovými zlúčeninami. V skutočnosti existuje odkaz na 80% ión a 20% kovalentu. Preto je preto správne, že je zrejmé, hovoriť o stupni polarity (ionicity) chemickej väzby.

V rade NF-NSL halogénových vodíkových bohov - NT, stupeň polarity komunikácie klesá, pre rozdiel v hodnotách elektronibility atómov halogénu a poklesu vodíka a v astatómom lepenia sa stáva takmer nepolárnym (EO H) \u003d 2.1; EO (AG) \u003d 2.2).

Rôzne typy dlhopisov môžu byť obsiahnuté v rovnakých látkach, napríklad:

1) v bázach medzi atómami kyslíka a vodíka v hydroxogkupinách, kovalentnej polárnej väzbe a medzi kovom a hydroxidom - iónovým;

2) v soli kyslíkové kyseliny obsahujúce - medzi nekovovými atómami a kovalentnými kovalentnými polárnymi kovalentnými polárnymi, medzi kovom a zvyškom kyseliny a kyselinou;

3) v amóniových soliach, metymmoniak, atď. - medzi atómami dusíka a vodíka - kovalentným polárnym polárnym a medzi amóniovým iónom alebo metyllamóniom a kyselinou zvyškom - iónový;

4) U kovov peroxidy (napríklad Na202) - väzba medzi atómami kyslíka je kovalentná, nepolárna a medzi kovom a kyslíkom - iónovým, atď.

Rôzne typy pripojení sa môžu presunúť na druhé:

Pre elektrolytická disociácia Vo vode kovalentných zlúčenín ide kovalentné polárne spojenie do iónového;

Pri odparení kovov sa kovová väzba zmení na kovalentný nepolárny a tak ďalej.

Dôvodom jednotnosti všetkých typov a typov chemických väzieb je rovnaký fyzická povaha - elektrón-jadrová interakcia. Tvorba chemických väzieb v každom prípade je výsledkom elektrón-jadrovej interakcie atómov sprevádzaných uvoľňovaním energie (tabuľka 7).

Tabuľka 7 Typy chemických komunikácií

1. Často sa výraz často nachádza: "molekuly šľachtických plynov jednosmerného". Ako to zodpovedá pravde?

2. Prečo, na rozdiel od väčšiny nekovových prvkov, najjasnejšie predstavitelia - halogény - netvoria alotropné modifikácie?

3. Uveďte najkomplexnejšiu charakteristiku chemickej väzby v molekule dusíka pomocou nasledujúcich znakov: EÚ viazaných atómov, mechanizmus tvorby, spôsob prekrývajúceho sa elektronických orbitálov, multiplicity komunikácie.

4. Určite typ chemickej väzby a zvážte systémy jej tvorby v látok, ktoré majú vzorce: CA, SAF2, F2, OF2.

5. Napíšte štruktúrne vzorce látok: CO, CAC2, CS2, FES2. Určite stupne oxidácie prvkov a ich valencie (v prípadoch) v týchto látkach.

6. Dokážte, že všetky typy chemických komunikácií majú spoločnú povahu.

7. Prečo sú molekuly N2, CO a C2N2 nazývané izoelektronické?

Základné a ďalšie učebnice

Chemická väzba. Štruktúru látky.

Plán

1. Chemická väzba: kovalentná (nepolárna, polárna; jediná, dvojnásobná, trojitá); iónový; kovové; vodík; Sily intermolekulárnej interakcie.

2. Kryštálové mriežky (molekulárne, iónové, atómové, kovové).

Rôzne látky majú inú štruktúru. Zo všetkých látok známych dnes existujú iba inertné plyny vo forme voľných (izolovaných) atómov, čo je spôsobené vysokou odolnosťou ich elektronické štruktúry. Všetky ostatné látky (a sú v súčasnosti známe viac ako 10 miliónov) pozostávajú z príbuzných atómov.

Chemická komunikácia- Toto sú sily interakcie medzi atómami alebo skupinami atómov, čo vedie k tvorbe molekúl, iónov, voľných radikálov, ako aj iónových, atómových a kovových kryštalických grats. Pomocou prírody je chemická väzba elektrostatické sily. Hlavná úloha pri tvorbe chemického spojenia medzi atómami hrajú ich valenčné elektróny, t.j. vonkajšie elektróny, najmenej pevne spojené s jadrom. V prechode z atómového stavu na molekulárnu energiu sa energia uvoľňuje v dôsledku plnenia elektrónov voľných orbitálov vonkajšej elektróny na určitý stabilný stav.

Existovať rôzne druhy Chemická väzba.

Kovalentná komunikácia je chemická väzba vykonávaná na úkor elektronických párov. Teória kovalentnej väzby navrhnutá v roku 1916. Americký vedec Gilbert Lewis. Vďaka kovalentnej väzbe sa vytvára väčšina molekúl, molekulových iónov voľných radikálov a atómových kryštalických roštov. Kovalentná väzba je charakterizovaná dĺžkou (vzdialenosť medzi atómami), odkazom (určitá priestorová orientácia elektrónových oblakov pri tvorbe chemickej väzby), saturácia (schopnosť atómov za vzniku určitého počtu kovalentných väzieb), energie (množstvo energie, ktorá musí byť vylúčená, aby sa zlomila chemická väzba).

Kovalentná väzba môže byť Notolar a polárny. Non-polárna kovalentná komunikácia Vyskytuje sa medzi atómami s rovnakou elektrickou negatívnosťou (EO) (H2, 02, N2 atď.). V tomto prípade je stred všeobecnej hustoty elektrónov v rovnakej vzdialenosti od jadier oboch atómov. Z hľadiska počtu bežných elektronických párov (t.j. multiplicity) rozlišujú medzi jednoduchými, dvojitými a trojitými kovalentnými väzbami. Ak sa medzi dvoma atómami vytvorí len jeden všeobecný elektrónový pár, potom sa takéto kovalentné pripojenie nazýva jeden. Ak sa medzi dvoma atómami vyskytnú dva alebo tri všeobecné elektronické páry, vytvára sa viacero odkazov - dvojité a trojnásobné. Dvojitá väzba sa skladá z jednorazového pripojenia a jednosmerného. Trojlôžková väzba sa skladá z jednej sily a dvoch lôžok.

Kovalentné väzby, vo formácii, z ktorých je plocha prekrývajúcich sa elektronických oblakov na linke spájajúcej jadrá atómov, sa nazýva - Komunikácia. Kovalentné väzby, vo formácii, z ktorých je plocha prekrývajúcich sa elektronických oblakov umiestnená na oboch stranách linky spájajúcej jadrá atómov, sa nazýva - pripojenie.

Vo vzdelávaní - sa môže zúčastniť s.- I. s-elektróny (H2), s.- I. p. \\ t-Electrons (HCL), ročník- I.
ročník-Electrons (Cl 2). Okrem toho môže byť vytvorený prekrývaním "čistých" a hybridných orbitídov. Vo vzdelávaní sa môže zúčastniť ročník- I. d.-Electrons.

Pod čiarami ukazujú chemické väzby v molekulách vodíka, kyslíka a dusíka:

kde pár bodov (:) - spárované elektróny; "Crossings" (x) - nepárové elektróny.

Ak je medzi atómami s rôznym EO vytvorená kovalentná väzba, je stredná hustota elektrónov posunutá smerom k atómu s vyšším EO. V tomto prípade sa uskutočňuje kovalentná polárna komunikácia . Diatomická molekula spojená s kovalentnou polárnou väzbou je dipól - elektronický systém, v ktorom sú centrá pozitívnych a negatívnych poplatkov v určitej vzdialenosti od seba.

Grafický pohľad na chemické väzby v molekulách chloridov a vody je nasledovné:

kde šípky ukazujú posunutie všeobecnej hustoty elektrónov.

Polárne a nepolárne kovalentné väzby sú tvorené mechanizmom výmeny. Okrem toho donor-akceptor kovalentné dlhopisy. Mechanizmus vzdelávania je iný. V tomto prípade jeden atóm (darca) poskytuje lodný pár elektrónov, ktorý sa stáva spoločným dvojárom elektrónov medzi IT a iným atómom (akceptorom). Akceptor pri vytváraní takejto pripojenia poskytuje bezplatnú elektronickú orbitálnu.

Kovalentný komunikačný mechanizmus darcovca donorov je znázornený na príklad formácie amónneho iónu:

V amónnom iónovi sú teda všetky štyri väzby kovalentné. Tri z nich sú tvorené výmenným mechanizmom, jedným - prijímačom Donora. Všetky štyri väzby sú rovnaké, kvôli sp. 3-hybridizácia atómov dusičných atómov. Dusík valencia v amónnom ióne sa rovná IV, pretože Tvorí štyri väzby. Preto, ak prvok tvorí komunikáciu a výmenu a podľa mechanizmov akceptorov darcov, potom je jej valencia väčšia ako počet nepárových elektrónov a je určený celkovým počtom orbitálov na vonkajšej elektronickej vrstve. Pre dusík, najmä, najvyššia valencia je štyri.

Iónová komunikácia – chemická väzba medzi iónmi vykonávanými silou elektrostatickej príťažlivosti. Ikonická komunikácia je vytvorená medzi atómami, ktoré majú väčší rozdiel v EO (\u003e 1,7); Inými slovami, toto je vzťah medzi typickými kovmi a typickými nekovovými kovmi. Teória iónovej komunikácie bola navrhnutá v roku 1916 nemeckým vedcom Walter Kossel. Vydávanie elektrónov, kovy atómy sa zmenia na pozitívne nabité ióny - katióny; \\ T Nekovové atómy, užívajúce elektróny, premeniť negatívne nabité ióny - anióny. Medzi vytvorenými iónmi je elektrostatická atrakcia, ktorá sa nazýva iónová väzba. Iónová komunikácia sa vyznačuje nespočetnosťou a nenasýtením; Pre iónové zlúčeniny, koncepcia "molekuly" nedáva zmysel. V kryštálovej mriežke iónových spojov okolo každého iónu je určitý počet iónov s opačným nábojom. Pre zlúčeniny NaCl a FES je charakteristická kubická kryštalická mriežka.

Tvorba iónového spojenia je uvedená nižšie použitím príkladu chloridu sodného:

Iónová komunikácia je extrémnym prípadom polárnej kovalentnej väzby. Medzi nimi neexistuje ostré hranice, typ komunikácie medzi atómami je určený rozdielom v elektronickejgativity prvkov.

Pri tvorbe jednoduchých látok - kovy - atómy pomerne ľahko dávajú elektróny externej elektróny. V kryštáloch kovov je teda časť ich atómov v ionizovanom stave. V uzloch krištáľovej mriežky sú pozitívne nabité ióny a atómy kovov a medzi nimi - elektróny, ktoré sa môžu voľne pohybovať po celej krištáľovej mriežke. Tieto elektróny sa stanú spoločnými pre všetky atómy a ióny kovov a nazývajú sa "elektronický plyn". Vzťah medzi všetkými pozitívnymi nabitými kovovými iónmi a voľnými elektrónmi v kryštálovej mriežke kovov sa nazýva kovové pripojenie.

Prítomnosť kovovej komunikácie je spôsobená fyzikálnymi vlastnosťami kovov a zliatin: tvrdosť, elektrická vodivosť, tepelná vodivosť, pýti, plasticita, kovový lesk. Bezplatné elektróny môžu niesť teplo a elektrinu, takže sú príčinou hlavných fyzikálnych vlastností, ktoré rozlišujú kovy z nekovových kovov patrí vysoká elektrická a tepelná vodivosť.

Vodíková komunikácia Vyskytuje sa medzi molekulami, ktoré zahŕňajú vodík a atómy s vysokým EO (kyslík, fluór, dusík). Kovalentné väzby H-O, H-F, H-N sú silne polárne, vďaka ktorým sa na atóm vodíka nahromadí nadbytok kladného náboja a na opačných póloch - nadmerný záporný náboj. Medzi viacbledovanými pólmi sú sily elektrostatickej atrakcie - vodíkové väzby. Vodíkové väzby môžu byť intermolekulárne aj intramolekulárne. Energia vodíkovej väzby je asi desaťkrát nižšia ako energia obvyklého kovalentnej väzby, ale v mnohých fyzikálno-chemických a biologických procesoch zohrávajú hlavnú úlohu. Najmä molekuly DNA sú dvojité špirály, v ktorom sú dva reťazce nukleotidov prepojené vodíkovými väzbami.

Stôl

Intermolekulárne vodíkové väzby medzi vodou a molekulami fluóru môžu byť zobrazené (body) nasledovne:

Molekulárne kryštalické mriežky majú molekulárne kryštalické väzby. Prítomnosť vodíkovej väzby vedie k tvorbe pridružených molekúl a ako výsledok na zvýšenie teploty topenia a teploty varu.

Okrem uvedených základných typov chemických väzieb sú tiež univerzálne interakčné sily medzi akýmikoľvek molekulami, ktoré nevedú k roztrhnutiu alebo tvorbe nových chemických väzieb. Tieto interakcie sa nazývajú Vanderwals sily. Určujú príťažlivosť molekúl tejto látky (alebo rôznych látok) navzájom v kvapalných a tuhých agregovaných stavoch.

Rôzne druhy chemikálií určujú existenciu rôznych typov krištáľových mriežok (tabuľka).

Látky obsahujúce molekuly majú molekulárna štruktúra. Tieto látky zahŕňajú všetky plyny, kvapaliny, ako aj pevné látky s molekulovou kryštalickou mriežkou, ako je jód. Pevný s atómovými, iónovými alebo kovovými mriežkami nemolekulárna štruktúra, Neexistujú žiadne molekuly.

Chemická komunikácia je sila, ktorá drží časticu navzájom tvoriacim látku.

V závislosti od častíc, ktoré držia tieto sily, komunikácia sú rozdelené na intramolekulové a intermolekulárne.

Intramolekulárne väzby.

1. Kovalentné pripojenie.

Kovalentná väzba je všeobecný elektrónový pár v dvoch nekovových atómoch.

Zvážte príklad molekuly vodíka (H2), v ktorom sa realizuje kovalentné pripojenie.

Molekuly vodíka pozostávajú z dvoch atómov vodíka (H), v ktorých je jeden elektrón vo vonkajšej úrovni energie:

Atómy sa snažia úplne naplniť svoje orbitály. Na tento účel sa kombinujú dva atómy. Robia svoje nepárové elektróny s bežnými, a to ukazuje celkový elektronický pár. Elektrony sa spárovali:

Tento všeobecný elektronický pár je kovalentné chemické spojenie. Kovalentná väzba je indikovaná buď funkciou spojovacími atómami alebo dvoma bodmi, ktoré označujú spoločný elektronický pár:

Predstavte si, že na stole sú dva sused. Ide o dva atómy. Musia nakresliť obrázok, v ktorom je červená a modrá farba. Majú spoločný pár ceruziek (jedna červená, iná modrá) je spoločný elektrónový pár. Obidva sused na stole používajú tieto ceruzky. Títo dvaja sused sú teda spojené so spoločným párom ceruziek, t.j. Kovalentná chemická väzba.

Existujú dva mechanizmy na vytvorenie kovalentnej chemickej väzby.

1. Výmenného mechanizmu na vytvorenie kovalentnej väzby.

V tomto prípade každý atóm poskytuje elektróny za vzniku kovalentnej väzby. Pozreli sme sa na tento mechanizmus, keď sa oboznámili s kovalentnou kravatu:

1. Mechanizmus darcovca pre tvorbu kovalentnej väzby.

V tomto prípade celkový elektrónový pár, ak ho môžete dať, nerovnaké.

Jeden atóm má NEP - lodný elektrónový pár (dve elektróny na rovnakom orbitálnom). A poskytuje ho celým, aby vytvoril kovalentné pripojenie. Tento atóm sa nazýva darca - Pretože poskytuje oba elektróny na vytvorenie chemickej väzby.

A druhý atóm má len voľnú orbitálnu. Trvá elektronický pár. Tento atóm sa nazýva akceptor - berie obe elektróny.

Klasickým príkladom je tvorba amónneho iónu NH4 +. Je tvorená interakciou iónov H + a amoniaku (NH3). Vodík katión H + je prázdny S-orbitálny.

Táto častica bude akceptorom.

Atom dusíka v amoniaku je NEP (pochod s elektronickou).

Atóm dusíka v amoniaku bude darcom:

V tomto prípade, modrá a červená ceruzka priniesla jeden sused na stôl. "Zaobchádza s" druhým. A obaja používajú ceruzky.

Špecifické reakcie, v ktorých je takýto ión vytvorený, sa zvažuje neskôr v príslušných častiach. Doteraz si musíte pamätať na zásadu, pre ktorú je vytvorená kovalentná väzba na mechanizme akceptorov darcu.

Kovalentná komunikácia je dva typy. Rozlišovať kovalentnú polárnu a nepolárnu komunikáciu.

Kovalentná polárna komunikácia Medzi atómami nekovy s rôznymi hodnoty elektronibility. To znamená, že medzi rôznymi nekovovými atómami.

Atóm s veľkou hodnotou elektronibility oneskorí všeobecný elektronický pár na sebe.

Kovalentná ne-polárna komunikácia Medzi atómami nekovy s rovnakým hodnoty elektronibility. Takýto stav sa vykonáva, ak sa spojenie vyskytne medzi atómami jeden chemický prvok non-metallo. Keďže rôzne atómy elektronickej energie môžu byť veľmi blízke, ale stále sa budú líšiť.

Celkový elektrónový pár sa nezníži na žiadny atóm, pretože každý atóm "ťahá" s rovnakou silou: všeobecný elektronický pár bude uprostred.

A samozrejme, kovalentná väzba môže byť jednoduchá, dvojitá a trojitá:

1. Iónové pripojenie.

Medzi atómami kovu a nekovom vznikne iónové spojenie. Vzhľadom k tomu, kovové a nekovové má veľký rozdiel v elektronickejgativitosti, elektronický pár plne Je oneskorené na viac elektronegatívneho atómu - nemetal atóm.

Konfigurácia plne naplnenej hladiny energie sa nedosiahne, nie je v dôsledku tvorby spoločného elektrónového páru. Nemetall si vezme elektrón elektrón - vyplní svoju externú úroveň. A kov je ľahšie dávať svoje elektróny (má pár ich) a má tiež plne naplnenú úroveň.

Kov, dávať elektróny, stáva sa záporným nábojom, stáva sa katiónou. A Nemetall, prijímajúce elektróny, získava negatívny úsvit, stáva sa aniónom.

Iónová chemická väzba je elektrostatická atrakcia katiónu pre aniónu.

Iónové pripojenie sa uskutočňuje v soli, oxidoch a hydroxidoch kovov. A v iných látkach, v ktorých je atóm kovu spojený s nekovom atómom (Li 3 N, CAH2).

Tu by ste mali venovať pozornosť jednému dôležitým funkciám: Ion pripojenie sa uskutočňuje medzi katiónou a aniónmi všetky podrážky. Najbežnejší spôsob, ako opíšeme ako pripojenie kovového nonmetalu. Je však potrebné pochopiť, že sa to robí len na zjednodušenie. V prostriedku soli nemusí byť atóm kovu. Napríklad v amóniových soliach (NH4CI, (NH4) 2 SO 4. AMONIÓNOM ION NH4 + je priťahovaný k Aniónu soli je iónové pripojenie.

Úprimne povedané, neexistuje žiadne ionové pripojenie. Ion pripojenie je len extrémnym stupňom kovalentnej polárnej komunikácie. Každá komunikácia má svoje vlastné percento "ionicity" - záleží na rozdiele v elektronickej emisii. Ale B. Školský program, najmä v požiadavky EME Ión a kovalentná väzba sú úplne dva rôzne koncepty, ktoré sa nedajú zmiešať.

1. Kovové pripojenie.

Všetky veľkoleposť kovovej komunikácie možno chápať len s kovovou kryštálovou mriežkou. Preto budeme zvážiť kovovú komunikáciu neskôr, keď budeme rozobrať kryštálové mriežky.

Všetko, čo je potrebné vedieť, je, že kovová komunikácia je implementovaná v jednoduchých látkach - kovoch.

Intermolekulárnych väzieb.

Intermolekulárne väzby sú oveľa slabšie intramolekulárne, pretože celkový elektronický pár nie je zapojený do nich.

1. Vodíkové väzby.

Vodíkové väzby sa vyskytujú v látok, v ktorých je atóm vodíka spojený s atómom vysoký význam Elektrická energia (F, O, CL, N).

V tomto prípade sa spojenie atómov vodíka stáva silno-polárnym. Elektronický pár sa posunie z atómu vodíka na viac elektronegatívneho atómu. Kvôli tomuto posunuu sa na vodíku objaví čiastočný kladný náboj (δ +) a na elektróngatívnom atóme sa objaví čiastočný záporný náboj (A-).

Napríklad v molekule fluóru:

+ Jedna molekula je priťahovaná k molekule Δ + jedna. Toto je vodíková väzba. Graficky v diagrame je indikovaný bodkovanou čiarou:

Molekula vody môže tvoriť štyri vodíkové väzby:

Vodíkové väzby určujú nižšie teploty varu a teploty látok medzi molekulami, z ktorých sa vyskytujú. Porovnať sulfid vodík a voda. Vo vode sa nachádza vodíkové väzby - je kvapalná za normálnych podmienok a plyn sulfid vodík.

1. Van der Waals sily.

Toto sú veľmi slabé intermolekulárne interakcie. Princíp výskytu je rovnaký ako v vodíkových väzbách. Veľmi slabé čiastočné poplatky sa vyskytujú pri výkyve v celkovom elektronickom páre. Medzi týmito poplatkami sú momentálne sily príťažlivosti.