بيانات الطاقة المؤينة (EI)، PEI وتكوين جزيئات مستقرة هي قيمها الحقيقية والمقارنات - كل من الذرات المجانية والذرات المرتبطة بالجزيئات، وتسمح لنا بفهم كيفية تشكيل الذرات جزيئات عن طريق آلية السندات التساهمية.

التواصل التساهمي - (من اللاتينية "CO" معا و "فور" مع القوة) (الاتصالات مهاة)، الاتصالات الكيميائية بين ذرتين ناشئ عن عداء الإلكترونات التي تنتمي إلى هذه الذرات. تتصل الذرات في جزيئات الغازات البسيطة بالسند التساهمي. الاتصالات التي يوجد بها زوج شائع واحد من الإلكترونات يسمى واحدة؛ هناك أيضا العلاقات المزدوجة والثلاثية.

النظر في العديد من الأمثلة لمعرفة كيف يمكننا استخدام قواعدنا لتحديد عدد السندات الكيميائية التساهمية التي قد تشكل ذرة إذا كنا نعرف كمية الإلكترونات على القشرة الخارجية لهذا الذرة وشحن نواةها. يتم تحديد تهمة النواة وكمية الإلكترونات الموجودة على القشرة الخارجية تجريبية وإدراجها في جدول العنصر.

حساب عدد ممكن من العلاقات التساهمية

على سبيل المثال، نحسب عدد السندات التساهمية التي قد تشكلها الصوديوم ( نا)الألومنيوم (آل)،الفوسفور (ص)،والكلور ( CL). صوديوم ( نا) والألمنيوم ( آل)لديهم، على التوالي، 1 و 3 إلكترونات على القشرة الخارجية، ووفقا للقاعدة الأولى (لآلية الاتصالات التساهمية، استخدم إلكترون واحد على القشرة الخارجية)، قد تشكل: الصوديوم (نا) - 1 والألومنيوم ( آل) - 3 سندات تساهمية. بعد تكوين الاتصالات، عدد الإلكترونات على القذائف الخارجية للصوديوم ( نا) والألمنيوم ( آل) يساوي، على التوالي، 2 و 6؛ هؤلاء.، أقل العدد الأقصى (8) لهذه الذرات. الفوسفور ( ص) والكلور ( CL) لديهم، على التوالي، 5 و 7 إلكترونات على القشرة الخارجية، ووفقا للثانية من الأنماط المذكورة أعلاه، يمكن أن تشكل 5 وسندات تساهمية. وفقا للنمط الرابع، تزداد تكوين السندات التساهمية، وعدد الإلكترونات الموجودة على القشرة الخارجية لهذه الذرات من خلال 1. وفقا للنمط السادس، عندما يتم تشكيل رابطة تساهمية، عدد الإلكترونات الموجودة على القشرة الخارجية من ذرات الربط لا يمكن أن يكون أكثر من 8. وهذا هو، الفوسفور ( ص) يمكن أن تشكل 3 اتصالات فقط (8-5 \u003d 3)، في حين الكلور ( CL) يمكن أن تشكل واحد فقط (8-7 \u003d 1).

مثال: بناء على التحليل، وجدنا أن بعض المواد تتكون من ذرات الصوديوم. (نا) والكلور ( CL)وبعد معرفة أنماط آلية تشكيل العلاقات التساهمية، يمكننا أن نقول أن الصوديوم ( نا.) يمكن أن تشكل فقط 1 رابطة التساهمية. وبالتالي، يمكننا أن نفترض أن كل ذرة الصوديوم ( نا)المرتبطة ذرة الكلور ( CL)من خلال السندات التساهمية في هذه المادة، وأن هذه المادة تتكون من جزيئات الذرة nacl.وبعد صيغة هيكل هذا الجزيء: NA - CL. هنا Dash (-) تعني اتصال تساهمي. يمكن عرض الصيغة الإلكترونية لهذا الجزيء على النحو التالي:
. .
NA: CL:
. .
وفقا للصيغة الإلكترونية، على قذيفة خارجية من ذرة الصوديوم ( نا) في nacl. هناك 2 إلكترونات، وعلى غمد الخارجي للذرة الكلور ( CL) هناك 8 إلكترونات. في هذه الصيغة، الإلكترونات (النقاط) بين ذرات الصوديوم ( نا) و الكلور (CL) هي إلكترونات ملزمة. منذ بى في الكلور ( CL) يساوي 13 eV، والصوديوم (نا) إنه يساوي 5.14 EV، زوج الموثق من الإلكترونات هو أقرب بكثير إلى الذرة. CL.من ذرة نا.وبعد إذا تختلف الطاقات المؤينة من الذرات التي تشكل الجزيء اختلافا كبيرا، فستكون الاتصالات الناتجة القطبي السندات التساهمية.

النظر في حالة أخرى. بناء على التحليل، وجدنا أن بعض المواد تتكون من ذرات الألومنيوم ( آل) وذرات الكلور ( CL)وبعد الألومنيوم ( آل) هناك 3 إلكترونات على القشرة الخارجية؛ وبالتالي، يمكن أن تشكل 3 سندات كيميائية تساهمية في ذلك الوقت الكلور (CL)، كما في الحالة السابقة، يمكن أن تشكل اتصال واحد فقط. هذه المادة ممثلة Alcl 3.ويمكن توضيح صيغة الإلكترونية الخاصة به على النحو التالي:

الشكل 3.1. صيغة إلكترونيةalcl. 3

الذي صيغة الهيكل:
كل - كل
CL.

هذه الصيغة الإلكترونية تظهر ذلك Alcl 3. على غمد الخارجي من ذرات الكلور ( CL.) هناك 8 إلكترونات، بينما على الغمد الخارجي للذرة الألومنيوم ( آل) من بين 6. وفقا لآلية تكوين رابطة تساهمية، تأتي كل من Binders من الإلكترون (واحد من كل ذرة) إلى الأصداف الخارجية من ذرات ملزمة.

سندات تساهمية متعددة

يمكن أن تشكل الذرات التي تحتوي على أكثر من إلكترون واحد على القشرة الخارجية ليست واحدة، ولكن العديد من السندات التساهمية فيما بينها. وتسمى هذه الاتصالات متعددة (في كثير من الأحيان مضاعف) علاقات. أمثلة على هذه الاتصالات هي سندات جزيئات النيتروجين ( ن.= ن.) والأكسجين ( O \u003d O.).

يسمى الاتصال الذي يشكله اتحاد الذرات الفردية ربطة التعادل التساهمية هومواتي، هإذا كانت الذرات مختلفة، فإن الاتصال يسمى التعادل التساهم المتغير [محافظته اليونانية "هومو" و "مغاير" يعني نفس الشيء ومختلف].

تخيل، كما هو الحال في الواقع، يبدو وكأنه جزيء مع ذرات مقترنة. أبسط جزيء مع ذرات مقترنة هو جزيء الهيدروجين.

7.8. أنواع السندات التساهمية

التواصل التساهمي يتم تشكيلها من خلال الغيوم الإلكترونية المتداخلة من ذرات ملزمة. يخرج طرق مختلفة تداخل هذه الغيوم الإلكترونية.

1. التداخل المباشر:

في هذه الحالة، تقع المنطقة الوحيدة للغيوم الإلكترونية المتداخلة على خط مستقيم يربط حبات الذرات. الاتصالات التي تم تشكيلها بهذه الطريقة - الاتصالات.

اعتمادا على نوع الغيوم المتداخلة قد تشكل s-s. , s-P. , p-P. وغيرها من أنواع الاتصال.

2. الجانب التداخل:

في هذه الحالة، توجد منطقتين من السحب الإلكترون المتداخلة في اتجاهات مختلفة من الطائرة التي تكمن فيها نوى ذرات الذرات. الاتصالات التي تم تشكيلها في هذه EO المتداخلة تسمى اتصال.
كما هو الحال في اتصال، اعتمادا على نوع الغيوم المتداخلة، يمكن تشكيل أنواع مختلفة من الاتصال: p-P. , ف-د. , d-D. إلخ.

-، و -Svyaz لديه اتجاه معين يحدث بسبب رغبة الذرات إلى الحد الأقصى الفعال المتداخل لل EO، أي تداخل الغيوم في منطقة كثافة الإلكترون الأقصى. وبالتالي، فإن اتصال التساهم لديه التركيز. على سبيل المثال، في جزيء كبريتيد الهيدروجين في اتجاهات H 2 S لسريرين بين ذرة الكبريت وذرات هيدروجين تكون عموديا تقريبا (انظر الدائرة في الصفحة 95). Atom، هناك عدد محدد تماما من الإلكترونات غير المصنفة، لذلك يمكن أن يشكل عددا محددا تماما من العلاقات التساهمية. وبالتالي، فإن السندات التساهمية لديها تشبع. على سبيل المثال، إذا تم تكوين ذرة الكلور مئوية مع ذرية الهيدروجين (انظر المخطط في الصفحة 95)، فلا يمكن أن يتصل بذرت ذرة الهيدروجين.

مقارنة الخصائص - ويتم عرض -Cellies في الجدول 20.

الجدول 20.مقارنة الخصائص - والاتصالات

منطقة متداخلة واحدة	مجالين من المتداخلة
الغيوم الإلكترونية تتداخل مع أجزاء مع أعلى كثافة الإلكترون متداخلة فعالة التواصل دائم	تداخل الغيوم الإلكترونية مع قطعتها الطرفية متداخلة أقل كفاءة التواصل أقل دائم

نظرا لأنه دائما ما يكون دائما أقل متانة، فإن -Cell، عادة ما يتم تشكيل الذرات أولا - α، ثم، إذا كانت هناك فرصة، ثم -CV. وبالتالي، فمن الممكن فقط في حالة التكوين العلاقات المتعددة (مزدوجة و الثلاثية):

سيانور جاردن - HCN. اسم آخر - حمض الهيدروكيانيكوبعد هذا هو الخفافيش عديم اللون مع نقطة غليان من 26 O C. مع تسخين قوي أو في ضوء يتحلل. حمض السنيل مختلط بالماء في جميع النواحي. من خلال القياس مع تربية الهالوجين، يسمى حل Cyanovodorod في الماء حمض الهيكونوجين. حمض السنيل وأملاحها (السيانيديد) هي السموم قوية جدا (جرعة قاتلة لشخص لا يزيد عن 50 ملغ)، والحمض نفسه يمكن أن يخترق الجسم حتى من خلال الجلد السليم. مرة واحدة في الجسم، ترتبط السيانود والسيانيدات مع الهيموغلوبين في Cyangemoglobin، تؤثر على المراكز التنفسية وتسبب الاختناق. على الرغم من سميته، يستخدم حمض البنزين في إنتاج الألياف الاصطناعية وبعض أنواع البلاستيك. في تركيزات صغيرة، يوجد حمض أزرق في عالم النبات (على سبيل المثال، في غوركي اللوز).

-Cerm، -Svyaz.
1. تظهر نهاية الفقرة الصيغ الهيكلية لأربع مواد. جعل الصيغ الإلكترونية والجزيئية لهم.
2.Sign الصيغ الهيكلية والإلكترونية المعتادة للمواد التالية: CH 3 CL، COF 2، لذلك 2 CL 2 و N 2 H 4. في حالة الصعوبات، تصور تشكيل العلاقات في هذه الجزيئات. حدد B. الصيغ الهيكلية - وسوفى. ضع في اعتبارك أنه في ذرات CL 3 CL N و CL مرتبطة فقط بالذرات C، في COF 2 الذرات O و F كما ترتبط مع ذرات الكربون، وبالتالي ترتبط ذرات CL 2 O و C1 فقط بذرات S. وبعد

7.9. طاقة السندات التساهمية

تتميز قوة الاتصال بموجب طاقة الاتصالات (انظر الفقرة 7.5). يمكن تقدير قوة السندات التساهمية بطريقتين: تحديد الطاقة اللازمة لكسر جميع السندات في جزء معين من المادة، أو عن طريق تحديد الطاقة اللازمة لوقف العدد المعروف من الاتصالات. في الحالة الأولى، تسمى مثل هذه الطاقة طاقة الذروة، في ثاني - طاقة الاتصالات. في الممارسة العملية، يتم استخدام قيم المولي المناسبة.

يظهر الطاقة المولية للتنشيم ما يجب إنفاق الطاقة عند الفصل بين مادة صلاة واحدة على الذرات المعزولة.

توضح الطاقة المولية للاتصالات الطاقة التي من الضروري أن تنفقها على الفجوة الأولى من الخلد (6.02. 10 23). بالنسبة للجزيئات الديميقة، تتزامن هذه الطاقات.
والآخر، ويتم قياس الطاقة المولي الأخرى في كيلوود تجول لكل مول: في حالة طاقة الانحلال - على مدة الجوهر، وفي حالة طاقة الاتصالات - على مدة السندات. عند حساب عدد الروابط لتحديد ES المزدوج (أو الثلاثي)، يعتبر الاتصال رابطا واحدا.

الجدول 21.أمثلة على القيم E في ومتوسط \u200b\u200bقيم E SV (في KJ / MOL)

مستوى		مستوى
ح 2.		HF.		C- H.		ن \u003d O.
و 2.		حلي		N- H.		نسخة.
cl 2.		حبر		أوه.		ج \u003d جيم
BR 2		أهلا		Si- H.		Cє C.
أنا 2.		شركة		P- H.		Cє N.
o 2.		Ibr.		ش.		SI-O.
ن 2.		CLF.		ج \u003d O.		S \u003d O.

من القيم الواردة في الجدول 21، يمكن أن نستنتج أن قوة السندات التساهمية هي أكبر، أصغر حجم الذرات الربطية وأكثر تعدد الاتصالات.

طاقة الانحراف المولي، طاقة الاتصال المولي.

7.10. هيكل الجزيئات. نموذج التهجين

تتكون معظم المركبات ذات السندات التساهمية بين الذرات من جزيئات.
مفهوم "هيكل الجزيئات" - مفهوم واسع إلى حد ما ويشمل، على وجه الخصوص، الهيكل الكيميائي والهيكل المكاني.

يتم وصف التركيب الكيميائي للجزيء من قبل الصيغة الهيكلية.

يتم وصف الهيكل المكاني للجزيء من قبل الصيغة المكانية.
من أجل وصف الهيكل المكاني للجزيء الكمي، من الضروري تحديد المسافات الذكية والزوايا بين الاتصالات. كلاهما يمكن تحديده تجريبيا.

لتقييم المسافات بين الشريطية في جزيئات المواد، لم يتم دراسة الهيكل المكاني الذي لم تتم دراسته بعد، وغالبا ما يتم استخدام الرصعي الذرية (التساهمية) في كثير من الأحيان.

يتساوى مجموع ذرات الرضي الذري للعناصر المختلفة المساواة في متوسط \u200b\u200bالمسافة بين ذرات هذه العناصر المرتبطة بنداء مساهمي بسيط، في الجزيئات أو البلورات. يظهر جدول دائرة نصف قطرها الذرية في الملحق 9.
لتقدير الزوايا بين الاتصالات، يتم توفير نموذج تهجين مفيد.
أذكر الهيكل الكيميائي لجزيئات الميثان (انظر الشكل في الصفحة 21). من مخطط تكوين السندات التساهمية في هذا الجزيء (ص 105) يتبع أن ثلاثة من الاتصالات الأربع في هذا الجزيء هي نفسها تماما. نظرا لأن محور الغيوم الإلكترونية P-AO هو عمودي طلي، فإن ثلاثة سندات تساهمية تشكلت بمشاركة هذه الغيوم يجب أن توجه الزوايا اليمنى إلى بعضها البعض. يجب أن يختلف الاتصال الرابع عنها إلى حد ما. تم تأسيسه بشكل تجريبي أن جميع الروابط الأربعة في جزيء الميثان هي نفسها تماما وأرسلت في الفضاء كما هو موضح في الشكل (ص 21). أي أن ذرة الكربون تحتل موقفا في وسط رباعي رباعي (رباعي الرب، الهرم الثلاثي)، وذرات الهيدروجين في رؤوسها. هذا ممكن فقط إذا كانت السحب الإلكترونية من ذرة الكربون المعنية في تكوين الاتصالات هي نفسها تماما وتقع في الفضاء.
كجزء من نموذج التهجين، يفترض أن مثل هذه المحاذاة يحدث حقا.

تهجين AO و EO يسمى الهجين.
في حالة الميثان CH 4 من التهجين، تخضع المرء 2S-AO وثلاثة JSC 2P من ذرة الكربون، بينما يتم تشكيل أربعة SP 3-Hybrid JSC. تخطيطي هذا يمكن كتابته على النحو التالي:
1 (2S-AO) + 3 (2P-AO) 4 (SP 3 -OO).
إن طاقات المدارات تصبح نفسها نفسها: - الاتصالات: التنبؤ بشكل صحيح بنية الجزيء باستخدام نموذج التهجين AO، يجب أن تتذكر ما يلي:
1) في تشكيل السندات التساهمية عند ذرات عناصر كتل S و P، التي لها إلكترونات غير مرونة فقط (مجموعات IIA، III و IVA)، المدارية، التي تنتهز هذه الإلكترونات دائما؛
2) عندما يتم تشكيل السندات التساهمية بواسطة ذرات عناصر كتلة P، وجود زوج الطوارئ (مجموعات من VA و VIA)، التهجين خاصية فقط لذرات عناصر الفترة الثانية؛
3) بالنسبة لذرات العناصر IA و VIIA، فإن التأكيد التجريبي لحضور أو عدم وجود تهجين هو أمر مستحيل؛
4) إذا لم تكن هناك عقبات، يتم تنفيذ SP 3- تهجين؛ إذا لم يكن هناك ما يكفي من إلكترونات التكافؤ لهذا، أو يشارك بعضها في تكوين الوجوه، فسيتم تنفيذ SP 2 - أو SP-Hybregization.

الهيكل الكيميائي للجزيء، والهيكل المكاني للجزيء، والمسافة الداخلية، والزاوية بين السندات، دائرة نصف قطرها الذرية، تهجين JSC، المدارات الهجينة، شروط تهجين JSC.
1. زيادة جزيئات المواد التالية من أجل زيادة الطاقة الربطية: أ) H 2 S، H 2 O، H 2 TE، H 2 SE؛ ب) PH 3، NH 3، SBH 3، الرماد 3.
2. بالنسبة للجزيئات التالية، ارسم المخططات لتشكيل السندات التساهمية وتحديد نوع تهجين الذرات المركزي AO: أ) CCL 4، 2، NF 3؛ ب) Bei 2، BF 3، SICL 4؛ ج) H 3 C- CH 3، HCHO، N- مع N.

يتكون كل ذرة من نواة مشحونة إيجابيا وقذيفة إلكترونية مشحونة سلبا. بسبب تهم النواة والإلكترونات بين الذرات المجاورة، تنشأ القوى الكهربائية: الجذب والتنفيه. إذا كان التقارب من الذرات يؤدي إلى انخفاض في طاقة الجسيمات الناتجة (مقارنة بتنوع الذرات الفردية)، يتم تشكيل رابطة كيميائية.

الاتصالات الكيميائية - هذه هي نقاط القوة للتفاعل، وعقد جزيئات بعضها البعض.

لقد أثبت العلماء أن الدور الرئيسي في تكوين الاتصالات تلعبه الإلكترونات الأقل ارتباطا بالنواة، الموجودة على القذيفة الإلكترونية الخارجية. هذه الإلكترونات تسمى التكافؤ.

في ذرات العناصر المجموعات الفرعية الرئيسية جميع إلكترونات التكافؤ موجودة آخر (خارجي) الطبقة الإلكترونية وعددها يساوي رقم المجموعة.

في ذرات العناصر مجموعات فرعية جانبية عادة ما توجد إلكترونات التكافؤ في آخر طبقتين إلكترونيتين، لكن عددهم يساوي أيضا عدد المجموعة التي ينتمي إليها العنصر.

على سبيل المثال، في ذرية البوتاسيوم، إلكترون Valence واحد، في ذرة المنغنيز، 7 إلكترونات التكافؤ (الشكل 1).

تين. 1. التكوينات الإلكترونية من ذرات البوتاسيوم والمنجنيز

وفقا لنظرية السندات الكيميائية، فإن القذائف الخارجية من ثمانية إلكترونات هي الأكثر استقرارا - الثمانية (إذا كانت في الطبقة الإلكترونية 1 فقط، فمنسب ذلك، فإن أحدث حالة الإلكترون أكثر استقرارا هي Doublet).

يمكن أن يحدث تشكيل قذيفة إلكترونية مستقرة بعدة طرق، وبالتالي، فإن أنواع مختلفة من السندات الكيميائية تميز.

التواصل التساهمي - السندات الكيميائية التي شكلتها الغيوم الإلكترونية المتداخلة من الذرات. تسمى الغيوم الإلكترونية (الإلكترونات)، توفير الاتصالات، زوج إلكتروني مشترك.

تتميز آليات الترابطين التساهمين: التبادل والمانحين المقبولين.

مع آلية التبادل، يوفر كل ذرة إلكترون واحد لتشكيل زوج مشترك:

a · + b \u003d a: في

مع آلية مانحة للمقبلين، يوفر Atom واحدا زوجين من الإلكترونات الموجودة بالفعل (المانحين)، والآخر يوفر الذرية المجانية لهذا الزوج من الإلكترونات (متقبل):

a: + □ b \u003d a: في

العلاقة التي تنفذها تكوين أزواج إلكترونية مشتركة، إلى نفس المدى الذي ينتمي إلى كلتا الذرات، يسمى التساهم غير القطبية.

تساهم الاتصالات غير القطبية يتم تشكيله بين ذرات غير المعادن بنفس قيم الإلكترونية النسبية، على سبيل المثال، في جزيئات الكلور، النيتروجين، بين ذرات الكربون في الإيثيلين (الجدول 1).

الصيغ الجزيئية	الصيغ الإلكترونية	الصيغ الجرافيك

الطاولة. 1. أمثلة على المركبات التي توجد فيها الاتصالات غير القطبية التساهمية موجودة.

يعتمد عدد الأزواج الإلكترونية المشتركة على عدد الإلكترونات التي لا تملك ما يكفي من كل ذرة للحصول على الثمانيت. الكلور - Element VII-A Subgroup، وبالتالي، على طبقة الإلكترونات الإلكترونية الخارجية. الثماني لا يكفي إلكترون واحد، وهذا يعني أنه سيتم تشكيل زوج شائع من الإلكترونات في CL 2. هناك ثلاثة أزواج إلكترونية مشتركة بين ذرات النيتروجين في جزيء N 2، وهذا هو، السندات التساهمية الثلاثي. يتم تشكيل رابطة مساهمية مزدوجة بين ذرات الكربون في الإيثيلين.

يرجى ملاحظة أنه من كل قاعدة هناك استثناءات ولا يتم تنفيذ قاعدة الثمانية دائما (مثال على وجود جزيء غاز كبري لذلك 2).

الاتصالات القطبية التساهمية يتم تنفيذها من خلال تشكيل أزواج إلكترونية عامة، والتي تحولت إلى ذرة عنصر أكثر إلكترونيا. في هذه الحالة، يتم تشكيل رسوم جزئية على الذرات: δ + و δ- (الشكل 2).

تين. 2. تعليم السندات التساهمية في جزيء كلوريد

كلما زاد اختلاف إجمالي ذرات العناصر، كلما زاد قطبية التواصل.

اتصال أيون - الحد القضية التساهمية الاتصالات القطبية.

اتصال أيون - هذا جاذبية كهرباء بين الأيونات التي شكلتها التحول الكامل تقريبا للزوج الإلكتروني إلى أحد الذرات. يتم تشكيل هذا النوع من الاتصالات إذا كان اختلاف قيم القدرات الإلكترونية النسبية للذرات كبيرة (كقاعدة عامة، أكثر من 1.7 على نطاق حقيقي).

اتصال أيون تشكلت عادة بين نموذجي معدنونموذجي nemetall. على سبيل المثال، في كلوريد الصوديوم NACL الصوديوم Atom 1 Valence Electron أعطى ذرة الكلور وتحولت إلى كاتيون، وذرة الكلور، تبني 1 إلكترون، تحولت إلى أنيون. ينجذب anion cation، ويتم تشكيل اتصال أيون (الشكل 3).

تين. 3. تعليم الاتصالات الأيونية في كلوريد الصوديوم

الأملاح، القلوي، أكاسيد كبرى، كرات، النتريدات تنتمي إلى الاتصالات الأيونيةوبعد جميع هذه المواد الخاضعة للظروف العادية صلبة، مع درجات حرارة ذوبان عالية (عادة 700-1000 درجة مئوية)، وحلولها وإذوبان القنوات الكهربائية.

يفسر انعكاس المركبات الأيونية بحقيقة أن الأيون يمكن أن يجذب أيونات مشحونة عكسية بأي توجيهات وكميات كبيرة. وبالتالي، فإن الأيونات مرتبطة بحزم بشعارة الكريستال. على سبيل المثال، في مصبغة الصوديوم الصوديوم كريستال، تحيط بستة من ثوانيات الكلور، وكل أنيون كلور يحيط به ستة كاتيونات صوديوم (الشكل 4). وبالتالي، فإن الكريستال بأكملها من ملح الطهي هو ماكرومولية ضخمة تتكون من عدد كبير من الأيونات. و صيغة كيميائية يحدد NACL فقط نسبةها في الكريستال. في ظل الظروف العادية، فإن جزيء NACL غير موجود.

تين. 4. نموذج شعرية كلوريد الصوديوم الكريستال

في مادة واحدة، يمكن تنفيذ عدة أنواع من السندات الكيميائية. على سبيل المثال، في كلوريد الأمونيوم هناك سندات تساهمية تشكلت في آلية الصرف والجهات المانحة، بالإضافة إلى اتصال أيوني بين كيشن الأمونيوم وأيون كلوريد (الشكل 5).

تين. 5. تعليم السندات الكيميائية في كلوريد الأمونيوم

تلخيص الدرس

لقد تعلمت ما هو الاتصال الكيميائي ولماذا يتم تشكيله، ما هو الفرق بين العلاقة التساهمية والأيونية، وكيفية تصوير مخططات تكوين السندات الكيميائية في مواد مختلفة.

فهرس

1. Novoshinsky I.I.، Novoshinskaya N.S. كيمياء. البرنامج التعليمي لمدة 10 درجة الصف. مبدع مستوى الملف الشخصي. - م.: ذ م م "Tid" الكلمة الروسية - روبية "، 2008. (§§ 8، 14)

2. kuznetsova n.e.، Litvinova t.n.، Lekun A.N. الكيمياء: الصف 11: كتاب مدرسي للطلاب. مبدع (مستوى الملف الشخصي): في 2 ساعة. م: فينتانا جراف، 2008. (§9)

3. راديتسكي. كيمياء. المواد التعليمية. 10-11 الفصول الدراسية. - م.: التنوير، 2011. (ص 88-95)

4. homchenko I.D. جمع المهام والتمارين في الكيمياء للمدرسة الثانوية. - م.: RIA "موجة جديدة": ناشر Demolekov، 2008. (ص 39-41)

الواجب المنزلي

1.. 39-40 رقم 7.3، 7.5، 7.7، 7.17 من جمع المهام والتمارين في الكيمياء للمدرسة الثانوية (Khomchenko I.D.)، 2008.

2. قائمة المواد: H 2 S، CO، KOH، K 2 O، NA 2 SO 4، CUCL 2، HI، S، PCL 3، N 2 O 5. اكتب من صيغ المواد من ذلك: أ) مع رابط أيون؛ ب) مع رابطة تساهمية.

3. اصنع صيغة إلكترونية من جزيء 2. إظهار تعويض الكثافة الإلكترونية. حدد نوع الرابطة الكيميائية.

وأوضحت أولا هيكل القشرة الإلكترونية، ساهمت في إنشاء فكرة السندات الكيميائية وطبيعتها الإلكترونية. وفقا لنموذج Bor، يمكن أن تحتل الإلكترونات في ذرة الموقف، والتي تتوافق مع بعض دول الطاقة، أي مستويات الطاقة. في عام 1915. قدم الفيزيائي الألماني كوسيل تفسيرا للسندات الكيميائية في الأملاح، وفي عام 1916، اقترح العالم الأمريكي لويس تفسير الرابطة الكيميائية في الجزيئات. شرعوا من الأفكار بأن ذرات العناصر لديها ميل لتحقيق التكوين الإلكتروني للغازات النبيلة (ملء كامل الطبقة الإلكترونية الخارجية). تلقى تمثيل Kossel و Lewis أسماء النظرية الإلكترونية في التكافؤ.
من عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية نظام دوري يعتمد على عدد الإلكترونات الموجودة على الطبقة الإلكترونية الخارجية. لذلك، تسمى هذه الإلكترونات الخارجية التكافؤ. بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الجانبية، يمكن أن تظهر كلا من إلكترونات الطبقة الخارجية وإلكترونات السوبيل الداخلي كإلكترونات التكافؤ.
هناك ثلاثة أنواع رئيسية من السندات الكيميائية: التساهمية والأيونية المعدنية.

جدول. أنواع السندات الكيميائية وميزاتها المميزة الرئيسية.

الاتصالات الكيميائية	ذرات ملزمة	شخصية العناصر	عملية في قذيفة الإلكترونية	أجزاء شكلت	خلية الكريستال	الشخصية الصناعية	أمثلة
أيوني	ذرة معدنية ذرة نيميتالا	كهرباء العيش I. الكهرباء نفي	انتقال إلكترونات التكافؤ	أيونات إيجابية وسالبة	أيوني	المالحة NYU.	ناكل تساو نوح.
تساهم	ذرات Nemmetalov (أقل في كثير من الأحيان ذرات المعادن)	الكهرباء مناذبية معيشة	تعليم أزواج إلكترونية مشتركة، ملء الجزيئات الجزيئية	جزيئات	جزيئي	يطير أو غير متقلب	BR 2 Co 2 C 6 H 6
				---------	الذري	اللوز مثل NYU.	الماس سي كيت
معدن كايا.	ذرات المعادن	كهرباء معيشة	عودة إلكترونات التكافؤ	أيونات إيجابية والغاز الإلكترونية	معدن	معدن- كايا.	المعادن والسبائك

اتصال التساهمية.

يتم تشكيل السندات التساهمية بسبب الأزواج الإلكترونية العامة الناشئة في قذائف الذرات المرتبطة.

من الضروري إدخال مفهوم الكهربي. الكهرباء هي قدرة الذرات عنصر كيميائي اضغط على أزواج الإلكترونية العامة المشاركة في تكوين اتصال كيميائي.

عدد من الكهربي

العناصر الإلكترونية النسبية (عن طريق البولينغ)

مجموعة	أنا.	II.	ثالثا	IV.	الخامس.	السادس	السابع	VIII.
فترة
1	حاء 2,1										هو. -
2	لى. 0,97	يكون. 1,47	ب. 2,01	جيم 2,50	ن. 3,07	في 3,5	F. 4,10				NE. -
3	نا. 1,01	ملغ. 1,23	آمنة 1,47	سيطر 1,74	P. 2,1	س. 2,6	CL. 2,83				AR -
4	ك. 0,91	كاليفورنيا. 1,04	SC. 1,20	تي 1,32	الخامس. 1,45	سجل تجاري 1,56	MN. 1,60	Fe. 1,64	شركة 1,70	ني. 1,75
	Cu. 1,75	زن. 1,66	GA. 1,82	GE. 2,02	مثل 2,20	جهد 2,48	br. 2,74				KR. -
5	RB. 0,89	ريال سعودى. 0,99	Y. 1,11	ZR. 1,22	ملحوظة 1,23	مو 1,30	TC. 1,36	رواية 1,42	RH. 1,45	PD. 1,35
	اي جي 1,42	CD. 1,46	في. 1,49	SN. 1,72	SB. 1,82	تايم 2,01	أنا. 2,21				XE. -
6	CS. 0,86	بكالوريوس. 0,97	لا 1,08	HF. 1,23	تا. 1,33	د 1,40	إعادة. 1,46	نظام التشغيل 1,52	حية 1,55	PT. 1,44
	au. 1,42	الزئبق. 1,44	تلا 1,44	pb. 1,55	ثنائي 1,67	بو. 1,76	في. 1,90				RN. -
7	الأب 0,86	رائد 0,97	AC ** 1,00	* Lantanioids - 1.08 - 1.14 ** Aktinoids - 1.11 - 1،20

نادرا المواد الكيميائية تتكون من ذرات منفصلة، \u200b\u200bغير ذات الصلة من العناصر الكيميائية. في مثل هذا المبنى، فقط عدد قليل من الغازات تسمى النبيلة: الهيليوم، النيون، الأرجون، كريبتون، زينون ورادون لديه مثل هذا الهيكل. في كثير من الأحيان، لا تتكون المواد الكيميائية من ذرات متباينة، ولكن من جمعياتهم إلى مجموعات مختلفة. مثل دمج الذرات يمكن سحب عدة وحدات، مئات، الآلاف أو حتى المزيد من الذراتوبعد القوة التي تحافظ على هذه الذرات كجزء من هذه المجموعات الاتصالات الكيميائية.

بمعنى آخر، يمكن القول أن السندات الكيميائية تسمى التفاعل، والذي يوفر علاقة الذرات الفردية في هياكل أكثر تعقيدا (الجزيئات والأيونات والراديكاليون والبلورات وغيرها).

سبب تشكيل السندات الكيميائية هو أن طاقة الهياكل الأكثر تعقيدا أقل من إجمالي الطاقة الفردية، وتشكيل ذراتها.

لذلك، على وجه الخصوص، إذا تم تشكيل جزيء XY في تفاعل الذرات X و Y، فإن هذا يعني أن الطاقة الداخلية لجزيئات هذه المادة أقل من الطاقة الداخلية للذرات الفردية، والتي تم تشكيلها:

E (XY)< E(X) + E(Y)

لهذا السبب، في تشكيل السندات الكيميائية بين الذرات الفردية، سيتم تخصيص الطاقة.

في تشكيل السندات الكيميائية، تشارك إلكترونات الطبقة الإلكترونية الخارجية بأصغر طاقة اتصال مع النواة، ودعا عيد الحبوبعد على سبيل المثال، لدى بورا إلكترونات 2 من مستوى الطاقة - 2 إلكترونات على 2 س-المداري و 1 إلى 2 p.-Theliti:

في تشكيل السندات الكيميائية، يسعى كل ذرة للحصول على تكوين إلكتروني من ذرات الغازات النبيلة، أي. لذلك في طبقة الإلكترون الخارجي لها هناك 8 إلكترونات (2 لعناصر الفترة الأولى). تلقى هذه الظاهرة اسم قاعدة الثمانية.

إن تحقيق ذرات التكوين الإلكترونية من الغاز النبيل ممكن إذا كانت ذرات واحدة في البداية ستكتشف جزءا من إلكترونات التكافؤ شائعة للذرات الأخرى. في الوقت نفسه، يتم تشكيل أزواج الإلكترونية العامة.

اعتمادا على درجة الإكراه الإلكترون، يمكن تمييز الاتصالات التساهمية والأيونية والمعدنية.

التواصل التساهمي

يحدث السندات التساهمية في أغلب الأحيان بين ذرات العناصر غير المعدنية. إذا كانت الذرات غير المعدنية التي تشكل سندات تساهمي تنتمي إلى عناصر كيميائية مختلفة، فإن مثل هذا الاتصال يسمى القطبية التساهمية. يقع سبب هذا الاسم في حقيقة أن ذرات العناصر المختلفة لها قدرة مختلفة على جذب زوج إلكتروني مشترك إلى أنفسهم. من الواضح أن هذا يؤدي إلى نزوح زوج إلكترون مشترك تجاه إحدى الذرات، ونتيجة لذلك يتم تشكيل رسوم سلبية جزئية عليها. بدوره، يتم تشكيل رسوم إيجابية جزئية على ذرة أخرى. على سبيل المثال، في جزيء الكلور الفقرة الإلكترونية تحولت من ذرة الهيدروجين إلى ذرة الكلور:

أمثلة على المواد ذات السندات القطبية التساهمية:

CCL 4، H 2 S، CO 2، PH 3، SIO 2، إلخ.

يتم تشكيل اتصال غير قطبي يتكون بين ذرات غير المعادن من عنصر كيميائي واحد. منذ الذرات متطابقة، نفس وقدرتها على تأخير الإلكترونات العامة. في هذا الصدد، لا يلاحظ نزوح الزوج الإلكتروني:

آلية تكوين السندات التساهمية الموصوفة أعلاه، عندما تسمى كلا الذرات الإلكترونات لتشكيل أزواج الإلكترونية العامة، سعر الصرف.

هناك أيضا آلية مانحة للمقبلات.

في تكوين سندات تساهمية على آلية المانحين المقبولين، يتم تشكيل زوج الإلكترون العام بسبب ذرة ذرة واحدة (مع إلكترونتين) والذخنة الفارغة للذرة الأخرى. الذرة التي توفر زوج إلكترون مائي يسمى جهة مانحة، والذرة مع متقبل مداري مجاني. تحتوي الذرات على إلكترونات مقترنة، على سبيل المثال N، O، P، S.

على سبيل المثال، وفقا لآلية المانحين المقبول، التساهم الرابع n-H التواصل في ammonium cation nh 4 +:

بالإضافة إلى القطبية، تتميز السندات التساهمية أيضا بالطاقة. وتسمى طاقة الاتصالات الحد الأدنى من الطاقة اللازمة لكسر الرابطة بين الذرات.

تنخفض طاقة الاتصالات مع زيادة الرضوي من ذرات ملزمة. كما نعرف الرصعي الذرية يزيد من أسفل المجموعات الفرعية، من الممكن، على سبيل المثال، أن نستنتج أن قوة رابطة الهيدروجين الهالوجين تزيد على التوالي:

أهلا< HBr < HCl < HF

أيضا، تعتمد الطاقة الربطية على تعددها - كلما زادت تعدد الاتصالات، كلما زادت طاقتها. تحت تعدد الاتصالات مفهومة بأنها عدد الأزواج الإلكترونية العامة بين ذرتين.

اتصال أيون

يمكن اعتبار التواصل الأيوني حالة متطرفة من الاتصالات القطبية التساهمية. إذا تم تهجير زوج الإلكترون العام في اتصال تساهمي وقطبي بأحد زوج الذرات، فإنه في الأيونية هو تماما "معطى" واحد من الذرات. الذرة التي أعطت الإلكترون (إلكترون) يكتسب رسوم إيجابية وتصبح الكاتيون، والذرة التي صعد إلكتروناته، يكتسب تهمة سلبية وتصبح anion..

وبالتالي، فإن اتصال أيون هو علاقة تشكلت من جاذبية كهرباء من الكاتيونات إلى الأنيونات.

إن تشكيل هذا النوع من الاتصالات هو سمة تفاعل المعادن النموذجية وغير المعدنية النموذجية.

على سبيل المثال، فلوريد البوتاسيوم. يتم الحصول على كيشن البوتاسيوم نتيجة للانفصال عن الذرة المحايدة من أصل واحد، ويتم تشكيل أيون الفلور عندما تكون الفلور مرتبطة ذرة الإلكترون الواحدة:

تنشأ قوة الجذب الكهربائي بين الأيونات الناتجة، نتيجة تشكيل الاتصال الأيوني.

في تشكيل السندات الكيميائية، انتقلت الإلكترونات من ذرة الصوديوم إلى ذرة الكلور وتم تشكيل الأيونات المشحونة باحبياء، والتي لها مستوى طاقة خارجي كامل.

لقد ثبت أن الإلكترونات من ذرة المعدن لا تمتد تماما، ولكن فقط التحول نحو ذرة الكلور، كما هو الحال في السندات التساهمية.

معظم المركبات الثنائية التي تحتوي على ذرات معدنية أيونية. على سبيل المثال، أكاسيد، هاليد، الكبريتيدات، النتريدات.

يحدث اتصال أيون أيضا بين الكاتيونات البسيطة والورنات البسيطة (F -، CL -، S 2)، وكذلك بين الكاتيونات البسيطة والأنيونات المعقدة (رقم 3 -، حتى 4 2-، بو 4 3-، أوه - ). لذلك، تتضمن المركبات الأيونية الأملاح والقواعد (NA 2 SO 4، CU (رقم 3) 2، (NH 4) 2 SO 4)، CA (OH) 2، NAOH)

الاتصالات المعدنية

يتم تشكيل هذا النوع من الاتصالات في المعادن.

عند ذرات جميع المعادن على طبقة الإلكترون الخارجي، هناك إلكترونات تحتوي على طاقة منخفضة بوند مع الأساسية الذرية. بالنسبة لمعظم المعادن، فإن عملية فقدان الإلكترونات الخارجية مفيدة بنشاط.

في ضوء هذا التفاعل الضعيف مع النواة، هذه الإلكترونات في المعادن موبايل للغاية وفي كل كريستال معدني يحدث بشكل مستمر العملية التالية:

M 0 - NE - \u003d M N +،

حيث m 0 هو ذرة معدنية محايدة، و m n + كيشن نفس المعدن. يوضح الشكل أدناه الرسم التوضيحي للعمليات التي تحدث.

أي أن الإلكترونات "تستخدم" من قبل الكريستال المعدني، وفصلها من ذرة معدنية واحدة، مما يشكل كاتينا من ذلك، والتواصل مع كاتيشي آخر، وتشكيل ذرة محايدة. تم استدعاء هذه الظاهرة "الرياح الإلكترونية"، وكان مزيج من الإلكترونات المجانية في بلورية ذرة Nemmetall الذرية "الغاز الإلكتروني". تم استدعاء نوع مماثل من التفاعل بين ذرات المعادن عنق معدني.

اتصالات الهيدروجين

إذا كانت ذرة الهيدروجين في أي مادة مرتبطة بعنصر إلكتروني عالي (النيتروجين أو الأكسجين أو الفلور)، تتميز هذه الظاهرة بأنها رابطة هيدروجينية.

نظرا لأن ذرة الهيدروجين مرتبط بذرت ذرة كهربائية، يتم تشكيل تكلفة إيجابية جزئية على ذرة الهيدروجين، وعلى ذرة العنصر الكهربائي - سلبي جزئي. في هذا الصدد، يصبح من الممكن إجراء الجذب الكهربائي بين ذرة الهيدروجين المشحونة جزئيا من جزيء واحد وذرة سلبية كهربائية أخرى. على سبيل المثال، يلاحظ رابطة الهيدروجين لجزيئات المياه:

إنه رابطة هيدروجين يفسر بشكل غير طبيعي الحرارة ذوبان الماء. بالإضافة إلى الماء، ودائم أيضا روابط الهيدروجين وهي تشكلت في هذه المواد مثل هيدروجين الفلورايد والأمونيا والأحماض التي تحتوي على الأكسجين والفينول والكحوليات الأمامية.