Podaci o energetici za ionizaciju, PEI i sastav stabilnih molekula su njihove stvarne vrijednosti i usporedbe - oba slobodna atoma i atomi povezani sa molekulama, omogućuju nam da razumijemo kako atomi obrađuju molekule putem mehanizma kovalentnog obveznica.
Kovalentna komunikacija - (od latinskog "CO" zajedno i "vales" sa snagom) (homeolarna komunikacija), hemijska komunikacija Između dva atoma koja proizlaze iz neprijateljstva elektrona koji pripadaju tim atomima. Atomi u molekulama jednostavnih gasova povezani su kovalentnim obveznicama. Komunikacija na kojoj postoji jedan zajednički par elektrona naziva se samac; Tu su i dvostruke i trostruke veze.
Razmotrite nekoliko primjera da biste vidjeli kako možemo koristiti naša pravila za određivanje broja kovalentnih hemijskih obveznica koje mogu formirati atom ako znamo količinu elektrona na vanjskoj školjci ovog atoma i naboj njegovog kernela. Naknada jezgre i količinu elektrona na vanjskoj školjci određuju se eksperimentalno i uključuju se u tablicu elementa.
Izračun mogućih broja kovalentnih veza
Na primjer, izračunavamo broj kovalentnih obveznica koje natrijum mogu formirati ( N / A)aluminijum (Al),fosfor (P),i hlor ( CL). Natrijum ( N / A) i aluminijum ( Al)imaju, respektivno, 1 i 3 elektrone na vanjskoj školjki, a, prema prvom pravilu (za kovalentni mehanizam komunikacije, koristite jedan elektron na vanjskoj školjci), oni mogu formirati: natrijum (N / A) - 1 i aluminijum ( Al) - 3 kovalentne veze. Nakon formiranja priključaka, broj elektrona na vanjskim školjkama natrijuma ( N / A) i aluminijum ( Al) jednak, respektivno, 2 i 6; Oni., Manje maksimalni broj (8) Za ove atome. Fosfor ( P) i hlor ( CL) Imaju, odnosno 5 i 7 elektrona na vanjskoj školjci i prema drugom od gore navedenih obrazaca, mogli su formirati 5 i 7 kovalentnih obveznica. U skladu s četvrtim obrascem, formiranje kovalentne veze, broj elektrona na vanjskoj školjci ovih atoma povećava se za 1. prema šestim obrascem, kada se formira kovalentna veza, broj elektrona na vanjskoj školjci od vezivnih atoma ne može biti više od 8. to jest, fosfor ( P) može formirati samo 3 veze (8-5 \u003d 3), dok hlor ( CL) može se formirati samo jedan (8-7 \u003d 1).
Primjer: Na osnovu analize, otkrili smo da neka tvar sastoji natrijum atomi. (N / A) i hlor ( CL). Znajući obrasce mehanizma formiranja kovalentnih veza, možemo reći da natrijum ( N / A.) Može formirati samo 1 kovalentnu vezu. Dakle, možemo pretpostaviti da je svaki natrijum atom ( N / A)povezan sa klorom atomom ( CL)kovalentnom obvezom u ovoj supstanci i da se ta supstanca sastoji od molekula atoma Nacl.. Formula strukture za ovu molekulu: Na - cl. Ovdje crtica (-) znači kovalentnu vezu. Elektronska formula ovog molekula može se prikazati na sljedeći način:
. .
NA: CL:
. .
U skladu s elektronskim formulom, na vanjskoj školjci natrijum atoma ( N / A) u Nacl. Postoje 2 elektrona, a na vanjskom omotaču atoma hlora ( CL) Postoji 8 elektrona. U ovoj formuli, elektroni (bodovi) između natrijum atoma ( N / A) i
hlor (CL) su obvezujući elektroni. Budući da pei u hloru ( CL) jednak 13 EV i natrijuma (N / A) Jednako je 5,14 eV, vezivni par elektrona mnogo je bliži atomu. Cl.nego atom N / A.. Ako se ionizacijske energije atoma formiraju molekulu uvelike razlikuju, tada će rezultirajuća komunikacija polar Kovalentna veza.
Razmotrite još jedan slučaj. Na osnovu analize otkrili smo da se neka supstanca sastoji od aluminijskih atoma ( Al) i atomi hlora ( CL). Aluminijum ( Al) Na vanjskoj školjci postoje 3 elektrona; Dakle, u to vrijeme može formirati 3 kovalentne kemijske veze hlor (CL), kao u prethodnom slučaju, može formirati samo 1 vezu. Ova supstanca je zastupljena kao Alcl 3.a njegova elektronska formula može se ilustrirati na sljedeći način:
Slika 3.1. Elektronska formulaAlcl 3
Čija je formula strukture:
CL - AL - CL
Cl.
Ova elektronska formula pokazuje da Alcl 3. na vanjskom omotu atoma hlora ( Cl.) Postoji 8 elektrona, dok je na vanjskom omotu aluminijumskog atoma ( Al) Njihovo 6. Prema mehanizmu za formiranje kovalentne veze, oba veziva elektrona (jedna iz atoma) dolaze do vanjskih granata vezanih atoma.
Višestruke kovalentne veze
Atomi koji imaju više od jednog elektrona na vanjskoj školi mogu se formirati niti jedna, već nekoliko kovalentnih obveznica među sobom. Takve veze se nazivaju višestrukim (češće) višestruko) Odnosi. Primjeri takvih veza su obveznice molekula dušika ( N.= N.) i kiseonik ( O \u003d O.).
Pozva se veza koju formira Savez pojedinačnih atoma hOMOATOMSKO KOLOVENT TIE, Eako su atomi različiti, veza se naziva heteroatomična kovalentna kravata [Grčki prefekti "homo" i "hetero" respektivno znače isti i drugačiji].
Zamislite, kao u stvari, izgleda kao molekul s uparenim atomima. Najjednostavnija molekula sa uparenim atomima je molekul hidrogen.
7.8. Vrste kovalentne veze
Kovalentna komunikacija Formira se preklapajući se s elektronskim oblacima vezanih atoma. Postojati različite metode preklapanje ovih elektronskih oblaka.
1. Direktno preklapanje:
U ovom slučaju, jedino područje preklapanja elektronskih oblaka leži na pravoj liniji koja povezuje jezgre atoma. Komunikacija formirana na ovaj način se zove - Komunikacija.
Ovisno o vrsti oblaka preklapanja mogu se formirati s-s. , s-str. , p-P. I druge sorte veze.
2. Bočno se preklapaju:
U ovom slučaju, dva područja preklapajućih elektronskih oblaka nalaze se na različitim smjerovima iz aviona u kojoj je jezgra vezanih atoma laže. Komunikacija formirana u ovom preklapanju EO naziva se veza.
Kao u slučaju veze, ovisno o vrsti preklapajućih oblaka, mogu se formirati različite sorte veze: p-P. , p-d. ,
d-d. itd.
I -, i -svyaz imaju određeni smjer koji se događa zbog želje atoma na maksimalno efikasno preklapanje EO, odnosno za preklapanje oblaka u području maksimalne gustoće elektrona. Dakle, kovalentna veza ima fokus. Na primjer, u molekulu vodonika Sumlfide od H 2 S uputstva od dva kreveta između sumporni atom i dva atoma vodika gotovo su okomita (vidi krug na stranici 95). Atom, postoji potpuno definisan broj pasiranih elektrona, tako da može formirati potpuno definirani broj kovalentnih veza. Dakle, kovalentna veza ima zasićenje. Na primjer, ako je klor atom formirao jednu - ° C s hidrogenom atomom (vidi shemu na stranici 95), više se ne može povezati s jednim atomom vodika.
Usporedba karakteristika - i -celies su prikazani u tablici 20.
Tabela 20.Poređenje karakteristika - i - Komunikacije
Jedno preklapanje |
Dva područja preklapanja |
Elektronski oblaci se preklapaju sa dijelovima sa najvišom gustoćom elektrona |
Elektronski oblaci se preklapaju sa svojim perifernim dijelovima |
Budući da je gotovo uvijek manje izdržljiva, od -cell, obično između atoma prvo se formira - α, a zatim, ako postoji prilika, zatim -cv. Shodno tome, moguće je samo u slučaju višestrukih veza (dvokrevetnih i trostrukih) formacija:
| Cyanor Garden - HCN. Ostalo ime - hidrocijanska kiselina. Ovo je bezbojni šišmiš sa tačkom ključanja od 26 o C. sa jakim grijanjem ili u svjetlu koji se raspada. Sinilna kiselina je pomiješana sa vodom u svakom pogledu. Po analogiji sa halogenom uzgojem, otopina cijanovodoroda u vodi naziva se cijanogena kiselina. Sinilna kiselina i njegove soli (cijanidi) su vrlo jaki otrovi (fatalna doza za osobu ne više od 50 mg), a sama kiselina može prodrijeti u tijelo čak i kroz netaknutu kožu. Jednom u tijelu, cijanoda i cijanidi povezani su s hemoglobinom u Cyangemoglobinu, utječu na respiratorni centri i prouzrokuju gušenje. Uprkos svojoj toksičnosti, u proizvodnji sintetičkih vlakana i neke vrste plastike koristi se sintetička kiselina, a neke vrste plastike. U malim koncentracijama plava kiselina nalazi se u biljnom svijetu (na primjer, u Gorky bademu). |
-Celm, -svyaz.
1. Kraj stavka prikazuje strukturne formule četiri tvari. Napraviti elektroničke i molekularne formule za njih.
2.SIGN uobičajene strukturne i elektronske formule sljedećih tvari: CH 3 CL, COF 2, SO 2 CL 2 i N 2 H 4. U slučaju poteškoća, prikazuju formiranje odnosa u tim molekulama. Navedite B. strukturne formule -I -owy. Imajte na umu da su u CH 3 CL atomi n i CL povezani samo sa atomima C, u COF-u su i F i F povezani sa atomima ugljika, a u tako 2 CL 2 Atome o i C1 su povezani samo sa S. Atomima .
7.9. Energija kovalentne obveznice
Jačina komunikacije karakteriše komunikacijska energija (vidi odlomak 7.5). Snaga kovalentne veze može se procijeniti na dva načina: određivanje energije potrebne za lomljenje svih obveznica u određenom dijelu tvari ili određivanjem energije potrebne za prekid poznatog broja veza. U prvom slučaju takva se energija naziva atomizacijskim energijom, u drugoj - energiji komunikacije. U praksi se koriste odgovarajuće molarne vrijednosti.
Molarna energija atomizacije pokazuje koju energiju treba potrošiti na odvajanje 1 molitvene supstance na izolirane atome.
Molarska energija komunikacije pokazuje koju je energiju potrebno potrošiti na jaz u 1 krticu (6.02. 10 23) veze. Za dijatomičke molekule ove se energije podudaraju.
I onaj, a druga molarna energija mjeri se u kilodzhoules po mol: u slučaju atomizacijske energije - na molu tvari i u slučaju komunikacijske energije - na mol obveznicama. Pri izračunavanju broja veza za određivanje es dual (ili trostruko), veza se smatra jednom obveznicama.
Tabela 21.Primjeri vrijednosti E na i prosječne vrijednosti E SV (u KJ / MOL)
Supstanca |
Supstanca |
||||||
| H 2. | HF. | C- H. | N \u003d O. | ||||
| F 2. | Hcl | N- H. | C-C. | ||||
| CL 2. | Hbr | O- H. | C \u003d C. | ||||
| Br 2 | Bok | Si- H. | Cє C. | ||||
| I 2. | Co. | P- H. | Cє N. | ||||
| O 2. | Ibr. | S-H. | Si-o. | ||||
| N 2. | CLF. | C \u003d O. | S \u003d O. |
Iz vrijednosti danih u tablici 21, može se zaključiti da je snaga kovalentnih obveznica veća, što je manja veličina vezivnih atoma i višestrukosti komunikacije.
Molarna atomizacija energija, molarna komunikacija Energy.
7.10. Struktura molekula. Model hibridizacije
Većina spojeva sa kovalentnim obveznicama između atoma sastoji se od molekula.
Koncept "Struktura molekula" - prilično široki koncept i uključuje, posebno, hemijska struktura i prostornu strukturu.
Hemijska struktura molekule opisana je strukturnom formulom.
Prostorna struktura molekule opisana je prostornom formulom.
Da bi se karakterizirala prostornu strukturu molekule kvantitativno, potrebno je odrediti inteligentne udaljenosti i uglove između veza. Oboje se mogu eksperimentalno odrediti.
Za procjenu interomičkih udaljenosti u molekulama tvari, čija se prostor za prostorne strukture još nije proučavala, često se koristi takozvani atomični (kovalentni) radii.
Zbroj atomskih atoma različitih elemenata jednak je prosječnoj udaljenosti između atoma ovih elemenata povezanih s jednostavnom kovalentnom obvezom, molekulama ili kristalima. Tablica atomskog radijusa prikazana je u Dodatku 9.
Da bi se procijenila uglovi između veza, osiguran je koristan model hibridizacije.
Podsjetimo hemijsku strukturu molekula metana (vidi Sl. Na stranici 21). Od sheme formiranja kovalentnih obveznica u ovoj molekuli (str. 105) slijedi da su tri od četiri veze u ovom molekulu potpuno iste. Budući da je os elektroničkih oblaka P-AO međusobno okomita, tada se tri kovalentne obveznice formirane uz sudjelovanje ovih oblaka trebaju biti usmjerene pod pravim uglovima jedni drugima. Četvrta veza treba se razlikovati od njih nešto. Eksperimentalno je utvrđeno da su sve četiri obveznice u molekuli metana potpuno iste i šalju u prostoru kao što je prikazano na slici (str. 21). To je, ugljeni atom zauzima položaj u središtu tetraedrona (desnog tetraedra, trokutaste piramide), a atomi vodika u svojim vrhovima. To je moguće samo ako su elektronski oblaci ugljičnog atoma koji su uključeni u formiranje komunikacije apsolutno isti i na odgovarajući način smješteni u prostoru.
Kao dio modela hibridizacije, pretpostavlja se da se takva poravnanja zaista događa.
Hibridizacija AO i EO naziva se hibridom.
U slučaju metana CH 4 hibridizacije, jedan 2S-ao i tri 2p-JSC atoma ugljika podvrgnuti su, dok se formiraju četiri SP 3-hibridni JSC. Shematski to se može pisati kao:
1 (2s-ao) + 3 (2p-ao) 4 (SP 3 -AO).
Energije orbitala postaju iste kao iste: - Komunikacije: Da pravilno predvidite strukturu molekula pomoću modela hibridizacije AO, morate se sjetiti sljedećeg:
1) u formiranju kovalentnih obveznica na atomima elemenata S-i P-blokova, koji imaju samo neuparene elektrone (grupe IIA, III i IVA), orbitalni, na kojem su ovi elektroni uvijek hibridizirani;
2) kada se kovalentne obveznice formiraju atomima elemenata P-bloka, koji imaju hitni par (grupe VA i VIA), hibridizacija karakteristična samo za atome elemenata drugog perioda;
3) za atome elemenata IA i VIIA grupe, eksperimentalna potvrda prisutnosti ili odsustva hibridizacije je nemoguća;
4) ako nema prepreka, provodi SP 3-hibridizacija; Ako za to nema dovoljno valencijalnih elektrona, ili su neki od njih uključeni u formiranje lica, tada se izvodi SP 2 - ili SP-Hybridizacija.
Hemijska struktura molekule, prostorna struktura molekule, interomična udaljenost, kut između obveznica, atomskog radijusa, hibridizacije JSC, hibridnih orbitala, uvjeti hibridizacije AD.
1. Povećati molekule sljedećih tvari u redoslijedu povećanja veznog energije: a) H 2 S, H 2 O, H 2 TE, H 2 SE; b) pH 3, nh 3, sbh 3, jasen 3.
2. Za sljedeće molekule nacrtajte sheme za formiranje kovalentnih obveznica i odredite vrstu hibridizacije središnjih atoma AO: a) CCL 4, od 2, NF 3; b) bei 2, bf 3, sicl 4; c) H 3 C-CH 3, HCHO, N- sa N.
Svaki atom se sastoji od pozitivnog nabijenog kernela i negativno nabijene elektroničke ljuske. Zbog optužbi kernela i elektrona između susjednih atoma, proizlaze elektrostatičke snage: privlačnost i odbojnost. Ako približavanje atoma dovodi do smanjenja energije rezultirajuće čestice (u odnosu na energije pojedinih atoma), formirana je hemijska veza.
Hemijska komunikacija - To su snage interakcije, držeći čestice jedni od drugih.
Naučnici su dokazali da glavna uloga u formiranju komunikacije igra elektroni koji su manje povezani sa jezgrama, odnosno smještene na vanjskoj elektroničkoj školjci. Takvi se elektroni nazivaju valence.
U atomima elemenata velike podgrupe Svi valentne elektroni nalaze se na zadnji (vanjski) Elektronski sloj i njihov broj jednaki su grupnom broju.
U atomima elemenata bočne podskupine Valence elektroni se obično nalazi na poslednjih dva elektronička sloja, Ali njihov je broj jednak broju grupe kojem element pripada.
Na primjer, u kalijum atomu, jedan valenst elektron, u manganskom atomu, 7 valentnih elektrona (Sl. 1).
Sl. 1. Elektronske konfiguracije atoma kalijuma i mangana
Prema teoriji hemijske veze, vanjske školjke od osam elektrona su najstabilnije - oktej (ako u atomu samo 1 elektronički sloj, tada je za njega najstabilnija dvoeletna stanja duplikata).
Formiranje stabilne e-školjke može se pojaviti na više načina, stoga različite vrste hemijskih obveznica razlikuju.
Kovalentna komunikacija - Hemijska obveznica formirana preklapanjem elektronskih oblaka atoma. Elektronski oblaci (elektroni), pružajući komunikaciju, nazivaju se zajednički elektronski par.
Razlikuju se dva mehanizma za vezivanje u kovalentnim vezama: razmjena i donatorsko-akviter.
Uz mehanizam razmjene, svaki atom pruža jedan elektron da formira zajednički par:
A · + b \u003d a: u
Sa mehanizmom za prihvatanje donatora, jedan atom pruža nekoliko elektrona koji su već postojeći (donator), a drugi atom pruža besplatan orbital za ovaj par elektrona (Acceptor):
O: + □ b \u003d A: In
Odnos proveden formiranjem zajedničkih elektronskih parova, u istoj mjeri koja pripada oba atoma naziva se kovalentnim ne-polarnom.
Kovalentan ne-polarna komunikacija Formira se između atoma nemetala s istim vrijednostima relativne elektronegije, na primjer, u molekulama hlora, azotu, između ugljičnih atoma u etilenu (Tabela 1).
|
Molekularne formule |
Elektronske formule |
Grafičke formule |
|
|
Stol. 1. Primjeri spojeva u kojima su prisutne kovalentne ne-polarne komunikacije.
Broj zajedničkih elektroničkih parova ovisi o tome koliko elektrona nema dovoljno atoma za oktet. Klor - element VII-a podskupina, dakle, na svom vanjskom elektroničkom sloju elektrona. Ocket nije dovoljan pojedinačni elektron, znači da će se formirati jedan zajednički par elektrona u CL 2. Postoje tri zajedničke elektroničke parove između atoma dušika u n 2 molekula, odnosno troglaventne veze. Dvostruka kovalentna obveznica formira se između ugljičnih atoma u etilenu.
Imajte na umu da iz svakog pravila postoje izuzeci i ne izvedeno pravilo oktet (primjer je sulfna plinska molekula SO 2).
Kovalentna polarna komunikacija Izvodi se formiranjem općih elektroničkih parova koji se prebacuju na atom elektronegativnog elementa. U ovom slučaju se djelomične troškove formiraju na atomima: δ + i Δ- (Sl. 2).
Sl. 2. Edukacija kovalentne veze u molekuli hlorida
Što je veća razlika elektronezinostinosti atoma elemenata, veća je polarnost komunikacije.
Ion komunikacija - Limirajte slučaj kovalentno polarna komunikacija.
Ion komunikacija - Ovo je elektrostatička atrakcija između iona formiranih gotovo potpunim pomicanjem elektronskog para na jedan od atoma. Ova vrsta komunikacije formirana je ako je razlika vrijednosti relativne elektronegije atoma velika (u pravilu više od 1,7 na istinskoj skali).
Ion komunikacija obično se formira između tipičnog metali tipičan nemetall. Na primjer, u natrijum-hlorid natl natrijum atom 1 valence elektron dao je klor atomu i pretvorio se u kation i klor atoma, usvajajući 1 elektron, pretvorio se u anion. Anion kation privlači, a formirana je ionska veza (Sl. 3).
Sl. 3. Obrazovanje ionske komunikacije u natrijum-hloridu
Solts, Alkali, glavni oksidi, karbide, nitride pripadaju jonske veze. Sve ove supstance u normalnim uvjetima su čvrste, sa visokim topljenjem (obično 700-1000 ° C), njihova rješenja i topi se električno cjevovo.
Odraz jonskih spojeva objašnjava se činjenicom da ion može privući suprotno nabijene jone u bilo kojem pravcu i velikim količinama. Shodno tome, ioni su čvrsto povezani sa kristalnom rešetkom. Na primjer, u kristalno natrijumtrijumtrijum rešetki, jedna natrijum-kation okružena je šest klornih anija, a svaki hlor anion okružen je šest natrijum-kationa (Sl. 4). Dakle, cijeli kristal kuharske soli nekako je ogroman makromolekul koji se sastoji od ogroman broja jona. I hemijska formula NACL određuje samo njihov omjer u kristalu. U normalnim uvjetima, molekula NACL ne postoji.
Sl. 4. Model kristalne rešetke natrijum-hlorida
U jednoj supstanci se može implementirati nekoliko vrsta kemijske veze. Na primjer, u amonijum-hlorid postoje kovalentne obveznice formirane u razmjeni i mehanizmu za prihvatanje donatora, kao i jonska veza između amonijum-kation-a i hlorida iona (Sl. 5).
Sl. 5. Edukacija hemijskih obveznica u amonijum hlorid
Sažimanje lekcije
Saznali ste kakva je hemijska veza i zašto se formira, koja je razlika između kovalentnog i jonskog odnosa, kako prikazati šeme formiranja kemijskih veza u raznim supstancama.
Bibliografija
1. Novoshinsky I.I., Novoshinskaya N.S. Hemija. Vodič za 10 razreda. Kreativan Nivo profila. - M.: LLC "TID" ruska reč - RS ", 2008. (§§ 8, 14)
2. Kuznetsova N.E., Litvinova T.N., Lekun A.n. Hemija: razred 11: udžbenik za studente. Kreativan (Nivo profila): za 2 sata. M.: Ventana Graf, 2008. (§9)
3. Radetski A.M. Hemija. Didaktički materijal. 10-11 časova. - M.: Prosvetljenje, 2011. (str. 88-95)
4. Homchenko I.D. Prikupljanje zadataka i vježbi u hemiji za srednju školu. - M.: RIA "Novi val": Izdavač Demolekov, 2008. (str. 39-41)
Zadaća
1.c 39-40 br. 7,3, 7.5, 7.7, 7.17 Zbirke zadataka i vježbi u hemiji za srednju školu (Khomchenko I.D.), 2008.
2. Popis tvari: H 2 S, CO, KOH, K 2 O, na 2 SO 4, CUCL 2, HI, S, PCL 3, N 2 O 5. Pišite iz formula tvari iz njega: a) sa ionskim vezama; b) sa kovalentnom obvezom.
3. Napravite elektroničku formulu molekula SO 2. Prikaži elektronsko određivanje gustoće. Navedite vrstu hemijske veze.
Prvo sam objasnio strukturu elektroničke ljuske, doprinijela stvaranju ideje o hemijskoj vezi i njegovu elektroničku prirodu. U skladu s modelom Bor, elektroni mogu zauzeti u atomu položaja, što odgovara određenim energetskim državama, I.E. nivoi energije. 1915. godine Njemački fizičar Kossel dao je objašnjenje hemijskih obveznica u solima, a 1916. američki naučnik Lewis predložio je tumačenje hemijske veze u molekulama. Nastavili su od ideja da atomi elemenata imaju tendenciju da se postignu elektroničku konfiguraciju plemenitih plinova (puni punjenje vanjskog elektronskog sloja). Zastupljenost Kossela i Lewisa dobili su imena elektronske teorije valence.
BALINISTY ELEMENTA GLAVNIH PODRUČJA Periodični sistem Zavisi od broja elektrona koji se nalaze na vanjskom elektroničkom sloju. Stoga se ovi vanjski elektroni nazivaju valence. Za elemente bočnih podskupina, i elektroni vanjskog sloja i elektroni unutarnjeg podloge mogu se pojaviti kao valentne elektrone.
Postoje tri glavne vrste hemijskih obveznica: kovalentno, jonsko, metalik.
Tablica. Vrste hemijskih obveznica i njihove glavne karakteristike.
| Hemijska komunikacija | Vezni atomi | Karakter elemenata | Proces u elektroničkoj školjki | Formirani dijelovi | Kristalna ćelija | Industrijski karakter | Primjeri |
| Jonski | Metalni atom i atom Nemetalla | Elektropoklo- Živim I. električni negativan |
Prelaz valence elektrona | Pozitivni i negativni joni | Jonski | Slana Nyu |
Nacl cao naoh. |
| Kovalentan | Nemmetalov atomi (manje često atomi metala) | Električni alarm Živjeti |
Edukacija zajedničkih elektronskih parova, punjenje molekularnih orbitala | Molekule |
Molekularni |
Letjeti ili nehlapljive | BR 2 CO 2 C 6 H 6 |
| --------- | Atomski | Badem Nyu |
Diamond si sic | ||||
| Metal Kaya. |
Atomi metala | Elektropoklo- Živjeti |
Povratak valence elektrona | Pozitivni ioni i elektronički gas | Metal | Metal- Kaya. |
Metali i legure |
Kovalentna veza.
Kovalentna obveznica formira se zbog općih elektroničkih parova nastalih u školjkama povezanih atoma.
Potrebno je uvesti koncept elektronektivnosti. Struja je sposobnost atoma hemijski element Pritisnite opće elektroničke parove uključene u formiranje hemijske veze.
Broj elektronegije
Relativni elementi elektronegije (poliranjem)
| grupa | I. | II. | III | IV. | V. | VI | Vii | VIII. | |||
| razdoblje | |||||||||||
| 1 | H. 2,1 |
On. - |
|||||||||
| 2 | Li 0,97 |
Biti. 1,47 |
B. 2,01 |
C. 2,50 |
N. 3,07 |
O. 3,5 |
F. 4,10 |
Ne - |
|||
| 3 | N / A. 1,01 |
Mg. 1,23 |
Al 1,47 |
Si 1,74 |
P. 2,1 |
S. 2,6 |
Cl. 2,83 |
AR - |
|||
| 4 | K. 0,91 |
Ca. 1,04 |
SC 1,20 |
TI 1,32 |
V. 1,45 |
CR 1,56 |
Mn. 1,60 |
Fe. 1,64 |
Co. 1,70 |
NI. 1,75 |
|
| Cu. 1,75 |
Zn. 1,66 |
GA. 1,82 |
GE. 2,02 |
Kao 2,20 |
Se 2,48 |
Br. 2,74 |
Kr. - |
||||
| 5 | RB. 0,89 |
Sr. 0,99 |
Y. 1,11 |
Zr. 1,22 |
NB. 1,23 |
Mo. 1,30 |
Tc. 1,36 |
Ruž 1,42 |
RH. 1,45 |
PD. 1,35 |
|
| Ag 1,42 |
CD 1,46 |
U. 1,49 |
SN. 1,72 |
Sb. 1,82 |
TE 2,01 |
I. 2,21 |
Xe. - |
||||
| 6 | CS. 0,86 |
BA. 0,97 |
LA * 1,08 |
HF. 1,23 |
Ta. 1,33 |
W. 1,40 |
Re. 1,46 |
OS. 1,52 |
IR 1,55 |
Pt. 1,44 |
|
| Au. 1,42 |
Hg. 1,44 |
TL 1,44 |
Pb. 1,55 |
BI 1,67 |
Po 1,76 |
At. 1,90 |
Rn. - |
||||
| 7 | Fr. 0,86 |
Ra 0,97 |
AC ** 1,00 |
* Lantanoidi - 1,08 - 1,14 | |||||||
Retko hemijske supstance Sastoje se od zasebnih, a ne povezanih atoma hemijskih elemenata. U takvoj zgradi samo mali broj plinova koji se zove plemeniti: helijum, neon, argon, kripton, ksenon i radon imaju takvu strukturu. Češće se kemikalije ne sastoje od različitih atoma, već iz njihovih udruženja u različitim grupama. Takva integracija atoma može povući nekoliko jedinica, stotine, hiljade ili čak više atoma. Pozva se sila koja zadržava ove atome kao dio takvih grupa hemijska komunikacija.
Drugim riječima, može se reći da se hemijska veza naziva interakcija, koja pruža odnos pojedinih atoma u složenije strukture (molekule, joni, radikale, kristale itd.).
Razlog formiranja kemijske veze je taj što je energija složenijih struktura manja od ukupne energije pojedinca, formirajući ga atomi.
Dakle, posebno ako se XY molekula formira u interakciji X i Y atoma, to znači da je unutrašnja energija molekula ove supstance niža od unutarnje energije pojedinih atoma, od kojih je formiran:
E (xy)< E(X) + E(Y)
Iz tog razloga, u formiranju kemijskih obveznica između pojedinih atoma, energija će biti dodijeljena.
U formiranju hemijskih obveznica, elektroni spoljne elektroničke slojeve sa najmanom komunikacijskom energijom sa kernelom su uključeni, zvani valentines. Na primjer, Bora ima elektrone 2 nivoa energije - 2 elektrona na 2 s-orbital i 1 na 2 p.-Teliti:
U formiranju kemijske veze svaki atom nastoji dobiti elektroničku konfiguraciju plemenitih plinova Atoma, I.E. Dakle, da u svom vanjskom elektronskom sloju postoji 8 elektrona (2 za prve elemente). Ovaj fenomen je primio ime Tecket pravila.
Postizanje elektronskih konfiguracijskih atoma plemenitih plina moguće je ako u početku pojedinačni atomi učini dio svojih valentnih elektrona zajedničkim za ostale atome. Istovremeno se formiraju opći elektronički parovi.
Ovisno o stupnju elektrona prisile, kovalentne, jonske i metalne komunikacije mogu se razlikovati.
Kovalentna komunikacija
Kovalentna veza se javlja najčešće između atoma nemetalnih elemenata. Ako ne-metalni atomi koji čine kovalentnu obvezu pripadaju različitim hemijskim elementima, takva se veza naziva kovalentnim polarnim. Razlog takvog imena leži u činjenici da atomi različitih elemenata imaju različitu sposobnost privlačenja zajedničkog elektronskog para za sebe. Očigledno je da to dovodi do raseljavanja zajedničkog elektronskog para prema jednom od atoma, kao rezultat toga na njemu se formira djelomična negativna naboja. Zauzvrat, djelomična pozitivna naboja formira se na drugom atomu. Na primjer, u molekuli kloroodora elektronički par Pomaknut je iz atoma vodika na klor atoma:
Primjeri tvari sa kovalentnom polarnom obvezom:
CCL 4, H 2 S, CO 2, PH 3, SIO 2, itd.
Konventa ne-polarna veza formirana je između atoma nemetala jednog hemijskog elementa. Budući da su atomi identični, isti i njihova sposobnost odgađanja općih elektrona. S tim u vezi, premještanje elektronskog para se ne primjećuje:
Gore opisani mehanizam formiranja kovalentnog obveznica, kada oba atoma pružaju elektrone za formiranje općih elektroničkih parova, nazivaju se tečajem.
Postoji i mehanizam za prihvatanje donatora.
U formiranju kovalentne veze na mehanizmu donatora-aktorija, opći par elektron formiran je zbog orbitalnog atoma (sa dva elektrona) i praznim orbitalom drugog atoma. Atom koji pruža vodeni elektronski par naziva se donator, a atom sa besplatnim orbitalnim - akumulator. Atomi imaju uparene elektrone, na primjer N, O, P, S.
Na primjer, prema mehanizmu donatora, četvrti kovalentni n-h komunikacija U amonijevom katiju NH 4 +:
Pored polariteta, kovalentne obveznice karakteriše i energijom. Komunikacijska energija naziva se minimalna energija potrebna za razbijanje veze između atoma.
Komunikacijska energija se smanjuje sa sve većim zračnim atomima. Kao što znamo atomic Radii Povećava podskupine, moguće je, na primjer, zaključiti da se snaga ventila za halogena i vodika povećava u nizu:
Bok< HBr < HCl < HF
Također, vezana energija ovisi o njegovom mnoštvu - veću multiplikatnost komunikacije, veća je njena energija. Pod mnoštvom komunikacije shvaćena je kao broj općih elektroničkih parova između dva atoma.
Ion komunikacija
Jonska komunikacija može se posmatrati kao ekstremni slučaj kovalentne polarne komunikacije. Ako se generalni elektronski par premješten u kovalentnoj i polarnom povezivanju s jednim od par atoma, a zatim u jonu gotovo je u potpunosti "dati" jedan od atoma. Atom koji je dao elektron (e) stječe pozitivnu naknadu i postaje kation, a atom koji je popeo na svoje elektrone, stječe negativan naboj i postaje anion.
Dakle, ionska veza je odnos formiran elektrostatičkom privlačnošću kationa na anioni.
Formiranje ove vrste komunikacije karakteristična je za interakciju tipičnih metala i tipičnih nemetala.
Na primjer, kalijum fluorid. Kalijumska karacija dobiva se kao rezultat odvajanja od neutralnog atoma jednog elektrona, a fluor ion formiran je kada je fluor povezan s onim elektronskim atomom:
Između nastalih iona nastaju snagu elektrostatičke atrakcije, kao rezultat koji se formira ionska veza.
U formiranju kemijskih veza, elektroni sa natrijum atoma preselili su se u atom hlora i suprotno napunjeni joni, koji imaju potpunu vanjsku energiju.
Utvrđeno je da se elektroni iz metalnog atoma ne protežu u potpunosti, već se pomakne samo prema klorskom atomu, kao u kovalentnoj vezi.
Većina binarnih spojeva koji sadrže metalne atome su jonski. Na primjer, oksidi, halogenidi, sulfidi, nitride.
ION iON događaju i između jednostavnih kationa i jednostavnih aniona (F -, CL -, S 2), kao i između jednostavnih kationa i složenih anija (br. 3 -, pa 4 2-, PO 4 3-, OH - ). Stoga jonski spojevi uključuju soli i baze (na 2 so 4, cu (br. 3) 2, (nh 4) 2 so 4), ca (oh) 2, naoh)
Metalna komunikacija
Ova vrsta komunikacije formirana je u metalima.
Na atomima svih metala na vanjskom elektronskom sloju postoje elektroni koji imaju nisku energiju veza sa atomskom jezgrom. Za većinu metala proces gubitka vanjskih elektrona energično je koristan.
S obzirom na tako slabu interakciju s jezgrom, ovi elektroni u metalima su vrlo pokretni, a u svakom metalnom kristalu neprekidno se događa sljedeći postupak:
M 0 - ne - \u003d m n +,
gdje je m 0 neutralan metalni atom, a m n + kation istog metala. Na donjoj slici prikazuje ilustraciju procesa koji se događaju.
To jest, elektroni se "koriste" pomoću metalnog kristala, isključujući se iz jednog metalnog atoma, formirajući kation iz njega, povezujući s drugim katijom, formiranje neutralnog atoma. Takav je fenomen pozvan "elektronski vjetar", a kombinacija slobodnih elektrona u kristalu nemetalnog atoma nazvan je "elektronski gas". Slična vrsta interakcije između atoma metala nazvana je metalnom kravatom.
Vodikov komunikacija
Ako je hidrogen atom u bilo kojoj supstanci povezan s visokim elementom elektrona (azot, kisik ili fluor), takav je fenomen karakteriziran kao vodonik.
Budući da je vodonik povezan s elektronegativnim atomom, na atomu vodonika formira se na atomu vodikovog atoma, a na atom elektronegativnog elementa - djelomični negativan. S tim u vezi, postaje moguće elektrostatičko atrakciju između djelomično pozitivnog nabijenog atoma vodika jednog molekula i elektro-negativnog atoma drugog. Na primjer, pridržava se vodika za molekule vode:
To je vodonik veza koja objašnjava nenormalno toplina Topljenje vode. Pored vode, takođe izdržljive vodikove veze Formirani su u takvim tvarima kao i fluorok, amonijak, kiseonike koja sadrži kiseonice, fenoli, alkoholi, amini.