Ομοιοπολικό δεσμό - Αυτός είναι ένας δεσμός μεταξύ δύο ατόμων λόγω του σχηματισμού ενός κοινού ηλεκτρονικό ζεύγος.
Ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός– αυτός ο δεσμός μεταξύ ατόμων με ίσο
ηλεκτροαρνητικότητα.Για παράδειγμα: Н 2, О 2, N2, Cl 2, κλπ. Η διπολική ροπή τέτοιων δεσμών είναι ίση με μηδέν.
Ομοιοπολικός πολικός δεσμός – αυτός ο δεσμός μεταξύ ατόμων με διαφορετική ηλεκτροαρνητικότητα.Η αλληλεπικαλυπτόμενη ζώνη των νεφών ηλεκτρονίων μετατοπίζεται προς ένα πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο.
Για παράδειγμα, H - Cl (H b + → Cl b–).
Ένας ομοιοπολικός δεσμός έχει τις ακόλουθες ιδιότητες:
- κορεσμός - η ικανότητα ενός ατόμου να σχηματίζει τον αριθμό των χημικών δεσμών που αντιστοιχούν στο σθένος του.
- κατευθυντικότητα - η επικάλυψη των νεφών ηλεκτρονίων συμβαίνει προς την κατεύθυνση που παρέχει τη μέγιστη πυκνότητα επικάλυψης.
Ιοντικός δεσμός– είναι ένας δεσμός μεταξύ των αντίθετα φορτισμένων ιόντων. Μπορεί να θεωρηθεί ως ακραία περίπτωση ομοιοπολικού πολική σύνδεση... Μία τέτοια σύνδεση προκύπτει όταν υπάρχει μεγάλη διαφορά στις ηλεκτροναγόνες ιδιότητες των ατόμων,
σχηματίζοντας χημικό δεσμό. Για παράδειγμα, στο μόριο NaF, η διαφορά
Οι ηλεκτρονενητικές ιδιότητες είναι 4,0 – 0,93 \u003d 3,07, που οδηγεί σε σχεδόν ολοκληρωμένη μεταφορά ηλεκτρονίων από νάτριο σε φθόριο:
Η αλληλεπίδραση ιόντων αντίθετου σημείου δεν εξαρτάται από την κατεύθυνση και οι δυνάμεις Coulomb δεν έχουν την ιδιότητα κορεσμού. Εξαιτίας αυτού, ο ιοντικός δεσμός δεν έχει κατευθυντικότητα και κορεσμό.
Μεταλλικός δεσμός– Αυτή είναι η σύνδεση των θετικά φορτισμένων μεταλλικών ιόντων με ελεύθερα ηλεκτρόνια.
Τα περισσότερα μέταλλα έχουν μια σειρά ιδιοτήτων που είναι γενικής φύσης και διαφέρουν από εκείνες άλλων ουσιών. Τέτοιες ιδιότητες είναι σχετικά υψηλά σημεία τήξης, ικανότητα ανάκλασης του φωτός, υψηλή θερμική και ηλεκτρική αγωγιμότητα. Αυτό είναι συνέπεια του σχηματισμού μεταλλικών ατόμων ενός ειδικού τύπου δεσμού - ενός μεταλλικού δεσμού.
Στα μεταλλικά άτομα, τα ηλεκτρόνια σθένους συνδέονται ασθενώς με τους πυρήνες τους και μπορούν εύκολα να αποσπαστούν από αυτά. Ως αποτέλεσμα, στο κρυσταλλικού πλέγματος εμφανίζονται μέταλλα, θετικά φορτισμένα μεταλλικά ιόντα και "ελεύθερα" ηλεκτρόνια, η ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση των οποίων παρέχει χημικό δεσμό.
Δεσμός υδρογόνου– είναι ένας δεσμός μέσω ενός ατόμου υδρογόνου συνδεδεμένου με ένα εξαιρετικά ηλεκτροαρνητικό στοιχείο.
Ένα άτομο υδρογόνου που συνδέεται με ένα εξαιρετικά ηλεκτροαρνητικό στοιχείο (φθόριο, οξυγόνο, άζωτο, κ.λπ.) παραδίδει σχεδόν εντελώς ένα ηλεκτρόνιο από το τροχιακό σθένος. Το προκύπτον ελεύθερο τροχιακό μπορεί να αλληλεπιδράσει με το μοναχικό ζεύγος ηλεκτρονίων ενός άλλου ηλεκτροαρνητικού ατόμου, με αποτέλεσμα έναν δεσμό υδρογόνου. Με το παράδειγμα των μορίων νερού και οξικού οξέος, ο δεσμός υδρογόνου φαίνεται με διακεκομμένες γραμμές:
Αυτός ο δεσμός είναι πολύ ασθενέστερος από άλλους χημικούς δεσμούς (η ενέργεια του σχηματισμού του είναι 10-40 kJ / mol). Οι δεσμοί υδρογόνου μπορούν να εμφανιστούν τόσο μεταξύ διαφορετικών μορίων όσο και εντός ενός μορίου.
Οι δεσμοί υδρογόνου παίζουν εξαιρετικά σημαντικό ρόλο σε ανόργανες ουσίες όπως νερό, υδροφθορικό οξύ, αμμωνία κ.λπ., καθώς και σε βιολογικά μακρομόρια.
Βασικοί τύποι χημικός δεσμός
βασικοί τύποι χημικών δεσμών.
Γνωρίζετε ότι τα άτομα μπορούν να συνδυαστούν μεταξύ τους για να σχηματίσουν τόσο απλές όσο και πολύπλοκες ουσίες. Σε αυτήν την περίπτωση, σχηματίζονται διάφοροι τύποι χημικών δεσμών: ιοντικό, ομοιοπολικό (μη πολικό και πολικό), μεταλλικό και υδρογόνο. Μία από τις πιο βασικές ιδιότητες των ατόμων των στοιχείων που καθορίζουν το δεσμό που σχηματίζεται μεταξύ τους - ιοντικό ή ομοιοπολικό - είναι ηλεκτροπαραγωγικότητα, δηλαδή την ικανότητα των ατόμων σε μια ένωση να προσελκύουν ηλεκτρόνια στον εαυτό τους.
Μια υπό όρους ποσοτική αξιολόγηση της ηλεκτροαρνητικότητας δίνεται από την κλίμακα της σχετικής ηλεκτροαρνητικότητας.
Σε περιόδους, υπάρχει μια γενική τάση αύξησης της ηλεκτροπαραγωγικότητας των στοιχείων και σε ομάδες - η πτώση τους. Τα στοιχεία από την ηλεκτροπαραγωγικότητα είναι διατεταγμένα στη σειρά, βάσει των οποίων μπορεί κανείς να συγκρίνει τις ηλεκτροπαραγωγικές ιδιότητες των στοιχείων που βρίσκονται σε διαφορετικές περιόδους.
Ο τύπος του χημικού δεσμού εξαρτάται από το πόσο μεγάλη είναι η διαφορά στις τιμές των ηλεκτροναγορευτικότητας των συνδετικών ατόμων των στοιχείων. Όσο περισσότερο τα άτομα των στοιχείων σχηματίζουν τον δεσμό διαφέρουν ως προς την ηλεκτροαναγονικότητα, τόσο πιο πολικός είναι ο χημικός δεσμός. Είναι αδύνατο να σχεδιάσουμε μια απότομη γραμμή μεταξύ των τύπων χημικών δεσμών. Στις περισσότερες ενώσεις, ο τύπος του χημικού δεσμού είναι ενδιάμεσος. Για παράδειγμα, ένας πολύ πολικός ομοιοπολικός χημικός δεσμός είναι κοντά σε έναν ιοντικό δεσμό. Ανάλογα με το ποια από τις περιοριστικές περιπτώσεις ο χημικός δεσμός είναι πιο κοντά στη φύση, αναφέρεται είτε σε έναν ιοντικό είτε σε έναν ομοιοπολικό πολικό δεσμό.
Ιοντικός δεσμός.
Ένας ιοντικός δεσμός σχηματίζεται από την αλληλεπίδραση των ατόμων, οι οποίοι διαφέρουν απότομα μεταξύ τους στην ηλεκτροαναγονικότητα.Για παράδειγμα, τα τυπικά μέταλλα λιθίου (Li), νατρίου (Na), καλίου (K), ασβεστίου (Ca), στροντίου (Sr), βαρίου (Ba) σχηματίζουν έναν ιοντικό δεσμό με τυπικά μη μέταλλα, κυρίως αλογόνα.
Εκτός από τα αλογονίδια αλκαλιμετάλλων, ιονικοί δεσμοί σχηματίζονται επίσης σε ενώσεις όπως αλκάλια και άλατα. Για παράδειγμα, σε υδροξείδιο νατρίου (NaOH) και θειικό νάτριο (Na2S04) ιοντικοί δεσμοί υπάρχουν μόνο μεταξύ ατόμων νατρίου και οξυγόνου (άλλοι δεσμοί είναι ομοιοπολικοί πολικοί).
Ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός.
Όταν άτομα με την ίδια ηλεκτροαρνητικότητα αλληλεπιδρούν, σχηματίζονται μόρια με έναν ομοιοπολικό μη πολικό δεσμό.Ένας τέτοιος δεσμός υπάρχει στα μόρια των ακόλουθων απλών ουσιών: H2, F2, Cl2, O2, N2. Οι χημικοί δεσμοί σε αυτά τα αέρια σχηματίζονται από κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων, δηλ. όταν τα αντίστοιχα σύννεφα ηλεκτρονίων αλληλεπικαλύπτονται, λόγω της αλληλεπίδρασης ηλεκτρονίων-πυρηνικών, η οποία πραγματοποιείται όταν τα άτομα πλησιάζουν.
Κατά τη σύνθεση των ηλεκτρονικών τύπων ουσιών, πρέπει να θυμόμαστε ότι κάθε κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων είναι μια συμβατική εικόνα μιας αυξημένης πυκνότητας ηλεκτρονίων που προκύπτει από την επικάλυψη των αντίστοιχων σύννεφων ηλεκτρονίων.
Ομοιοπολικός πολικός δεσμός.
Κατά την αλληλεπίδραση των ατόμων, οι τιμές των ηλεκτροεκτελεστικών των οποίων διαφέρουν, αλλά όχι απότομα, μια μετατόπιση του κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων συμβαίνει σε ένα πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο. Αυτός είναι ο πιο κοινός τύπος χημικού δεσμού που εμφανίζεται τόσο σε ανόργανες όσο και σε οργανικές ενώσεις.
Οι ομοιοπολικοί δεσμοί περιλαμβάνουν πλήρως εκείνους τους δεσμούς που σχηματίζονται από τον μηχανισμό δότη-αποδέκτη, για παράδειγμα, στα ιόντα υδρονίου και αμμωνίου.
Μεταλλικός δεσμός.
Ο δεσμός που σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης σχετικά ελεύθερων ηλεκτρονίων με μεταλλικά ιόντα ονομάζεται μεταλλικός δεσμός.Αυτός ο τύπος δεσμού είναι τυπικός για απλές ουσίες - μέταλλα.
Η ουσία της διαδικασίας σχηματισμού μεταλλικών δεσμών έχει ως εξής: τα μεταλλικά άτομα δίνουν εύκολα ηλεκτρόνια σθένους και μετατρέπονται σε θετικά φορτισμένα ιόντα. Σχετικά ελεύθερα ηλεκτρόνια, αποσπασμένα από το άτομο, μετακινούνται μεταξύ των θετικών μεταλλικών ιόντων. Ένας μεταλλικός δεσμός προκύπτει ανάμεσά τους, δηλαδή, τα ηλεκτρόνια φαίνεται να παγιώνουν τα θετικά ιόντα του κρυσταλλικού πλέγματος των μετάλλων.
Δεσμός υδρογόνου.
Ένας δεσμός που σχηματίζεται μεταξύ των ατόμων υδρογόνου ενός μορίου και ενός ατόμου ενός ισχυρά ηλεκτροαρνητικού στοιχείου(O, N, F) ένα άλλο μόριο ονομάζεται δεσμός υδρογόνου.
Το ερώτημα μπορεί να προκύψει: γιατί ακριβώς το υδρογόνο σχηματίζει έναν τόσο συγκεκριμένο χημικό δεσμό;
Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι η ατομική ακτίνα υδρογόνου είναι πολύ μικρή. Επιπλέον, όταν μετατοπίζεται ή εγκαταλείπει εντελώς το μόνο ηλεκτρόνιο του, το υδρογόνο αποκτά ένα σχετικά υψηλό θετικό φορτίο, λόγω του οποίου το υδρογόνο ενός μορίου αλληλεπιδρά με τα άτομα των ηλεκτροαρνητικών στοιχείων που έχουν μερικό αρνητικό φορτίο που πηγαίνει στη σύνθεση άλλων μορίων (HF, H2O, NH3) ...
Ας δούμε μερικά παραδείγματα. Συνήθως απεικονίζουμε τη σύνθεση του νερού με τον χημικό τύπο H2O. Ωστόσο, αυτό δεν είναι απολύτως ακριβές. Θα ήταν πιο σωστό να δηλώνεται η σύνθεση του νερού με τον τύπο (H2O) n, όπου n \u003d 2,3,4, κ.λπ. Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι μεμονωμένα μόρια νερού συνδέονται μέσω δεσμών υδρογόνου.
Ο δεσμός υδρογόνου δηλώνεται συνήθως με τελείες. Είναι πολύ πιο αδύναμο από τους ιοντικούς ή ομοιοπολικούς δεσμούς, αλλά ισχυρότερο από τις κανονικές διαμοριακές αλληλεπιδράσεις.
Η παρουσία δεσμών υδρογόνου εξηγεί την αύξηση του όγκου του νερού με τη μείωση της θερμοκρασίας. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι καθώς μειώνεται η θερμοκρασία, τα μόρια γίνονται ισχυρότερα και συνεπώς μειώνεται η πυκνότητα της «συσκευασίας» τους.
Κατά τη μελέτη της οργανικής χημείας, προέκυψε το ακόλουθο ερώτημα: γιατί τα σημεία βρασμού των αλκοολών είναι πολύ υψηλότερα από τους αντίστοιχους υδρογονάνθρακες; Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι οι δεσμοί υδρογόνου σχηματίζονται επίσης μεταξύ μορίων αλκοόλης.
Αύξηση στο σημείο βρασμού των αλκοολών συμβαίνει επίσης λόγω της διεύρυνσης των μορίων τους.
Ο δεσμός υδρογόνου είναι επίσης τυπικός για πολλές άλλες οργανικές ενώσεις (φαινόλες, καρβοξυλικά οξέα, κ.λπ.). Από μαθήματα οργανικής χημείας και γενικής βιολογίας, γνωρίζετε ότι η παρουσία δεσμού υδρογόνου εξηγεί τη δευτερογενή δομή των πρωτεϊνών, τη δομή της διπλής έλικας του DNA, δηλαδή το φαινόμενο της συμπληρωματικότητας.
Παρόμοιες περιλήψεις:
Εισιτήριο 10 Ενώσεις σύνθετης σύνθεσης, στις οποίες είναι δυνατόν να απομονωθεί το κεντρικό άτομο (παράγοντας συμπλοκοποίησης) και τα άμεσα δεσμευμένα μόρια ή ιόντα (προσδέματα), ονομάζονται σύνθετες ενώσεις. Σύμφωνα με τη θεωρία συντονισμού του Werner, κάθε σύνθετη ένωση διακρίνεται σε ...
Διατύπωση περιοδικός νόμος DI Mendeleev υπό το φως της θεωρίας της δομής του ατόμου. Σύνδεση του περιοδικού νόμου και του περιοδικού συστήματος με τη δομή των ατόμων. Η δομή του περιοδικού συστήματος του D. I. Mendeleev.
Κρατικό Τεχνολογικό Πανεπιστήμιο της Μόσχας "STANKIN" Περίληψη στη χημεία Φυσική σύνδεση"Ολοκληρώθηκε από: D.A. Fridlyand.
Η δομή του ατόμου υδρογόνου στο περιοδικό σύστημα... Καταστάσεις οξείδωσης. Κατανομή στη φύση. Το υδρογόνο, ως απλή ουσία, τα μόρια του οποίου αποτελούνται από δύο άτομα συνδεδεμένα με ένα ομοιοπολικό μη πολική σύνδεση... Φυσικοχημικές ιδιότητες.
Ηλεκτροστατική επικοινωνία: τύποι αλληλεπιδράσεων. Ιδιότητες ομοιοπολικών δεσμών (μήκος, πολικότητα και ενέργεια). Η μέση τιμή των διπολικών ροπών των δεσμών και των λειτουργικών ομάδων. Δομή μεθανίου. Η δομή των μορίων με n, o-άτομα με ένα μοναχικό ζεύγος ηλεκτρονίων.
Η έννοια της δομής του μεθανίου (μοριακό, ηλεκτρονικό και συντακτικός τύπος). Φυσικές ιδιότητες, είναι στη φύση, ο τύπος του χημικού δεσμού και η χωρική δομή ενός μορίου και ενός ατόμου άνθρακα σε τρεις καταστάσεις σθένους, η έννοια του υβριδισμού.
Έννοιες για τη συμμετοχή του ατόμου υδρογόνου στο σχηματισμό δύο χημικών δεσμών. Παραδείγματα ενώσεων με δεσμούς υδρογόνου. Δομή διμερούς υδροφθορίου. Συνεργάτες μορίων υδροφθορίου. Μοριακές μέθοδοι φασματοσκοπίας. Συνολικό ηλεκτρικό φορτίο.
Οι διαδικασίες Redox είναι από τις πιο κοινές χημικές αντιδράσεις και έχουν μεγάλη σημασία στη θεωρία και την πρακτική. Η μείωση της οξείδωσης είναι μία από τις πιο σημαντικές διαδικασίες στη φύση.
Σχετικά με το ζήτημα ενός μεταλλικού δεσμού στα πλησιέστερα πακέτα χημικά στοιχεία GG Filipenko Grodno. Συνήθως στη βιβλιογραφία, ο μεταλλικός δεσμός περιγράφεται ότι πραγματοποιείται μέσω της κοινωνικοποίησης των εξωτερικών ηλεκτρονίων των ατόμων και δεν έχει την ιδιότητα κατεύθυνσης. Αν και υπάρχουν ποπ ...
Ο χημικός δεσμός προκύπτει λόγω της αλληλεπίδρασης ηλεκτρικών πεδίων που δημιουργούνται από ηλεκτρόνια και πυρήνες ατόμων, δηλ. ο χημικός δεσμός είναι ηλεκτρικός στη φύση.
Κάτω από χημικός δεσμός κατανοήστε το αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης 2 ή περισσότερων ατόμων που οδηγεί στο σχηματισμό ενός σταθερού πολυατομικού συστήματος. Μια συνθήκη για το σχηματισμό ενός χημικού δεσμού είναι η μείωση της ενέργειας των αλληλεπιδρώντων ατόμων, δηλ. η μοριακή κατάσταση της ύλης είναι ενεργειακά πιο ευνοϊκή από την ατομική κατάσταση. Όταν σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός, τα άτομα τείνουν να λαμβάνουν ένα πλήρες κέλυφος ηλεκτρονίων.
Διακρίνω: ομοιοπολικό, ιοντικό, μεταλλικό, υδρογόνο και διαμοριακό.
Ομοιοπολικό δεσμό - το περισσότερο γενική μορφή χημικός δεσμός που προκύπτει από την κοινωνικοποίηση ενός ζεύγους ηλεκτρονίων μέσω μηχανισμός ανταλλαγής -, όταν καθένα από τα αλληλεπιδρώντα άτομα παρέχει ένα ηλεκτρόνιο, ή μηχανισμός δότη-αποδέκτηεάν ένα ζεύγος ηλεκτρονίων μεταφέρεται για γενική χρήση από ένα άτομο (δότης - N, O, Cl, F) σε άλλο άτομο (δέκτης - άτομα d-στοιχείων).
Χαρακτηριστικά χημικού δεσμού.
1 - πολλαπλότητα δεσμών - μόνο 1 δεσμός σίγμα είναι δυνατός μεταξύ 2 ατόμων, αλλά μαζί με αυτό, μπορεί να υπάρχουν δεσμοί pi και δέλτα μεταξύ των ίδιων ατόμων, γεγονός που οδηγεί στο σχηματισμό πολλαπλών δεσμών. Η πολλαπλότητα καθορίζεται από τον αριθμό των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων.
2 - μήκος δεσμού - εσωτερική πυρηνική απόσταση σε ένα μόριο, όσο μεγαλύτερη είναι η πολλαπλότητα, τόσο μικρότερο είναι το μήκος του.
3 - η ισχύς του δεσμού είναι η ποσότητα ενέργειας που απαιτείται για να το σπάσει
4 - ο κορεσμός του ομοιοπολικού δεσμού εκδηλώνεται στο γεγονός ότι ένα ατομικό τροχιακό μπορεί να λάβει μέρος στον σχηματισμό μόνο ενός c.s. Αυτή η ιδιότητα καθορίζει τη στοιχειομετρία των μοριακών ενώσεων.
5 - κατευθυντικότητα του c.s. Ανάλογα με το σχήμα και την κατεύθυνση των νεφών ηλεκτρονίων στο διάστημα, όταν επικαλύπτονται, μπορούν να σχηματιστούν ενώσεις με το γραμμικό και γωνιακό σχήμα των μορίων.
Ιοντικός δεσμός – σχηματίζεται μεταξύ ατόμων που είναι πολύ διαφορετικά στην ηλεκτροαναρτητικότητα. Αυτές είναι ενώσεις των κύριων υποομάδων 1 και 2 ομάδων με στοιχεία των κύριων υποομάδων των 6 και 7 ομάδων. Το Ιονικό είναι ένας χημικός δεσμός που εμφανίζεται ως αποτέλεσμα της αμοιβαίας ηλεκτροστατικής έλξης των αντίθετα φορτισμένων ιόντων.
Ο μηχανισμός σχηματισμού ιοντικών δεσμών: α) ο σχηματισμός ιόντων αλληλεπιδρώντων ατόμων. β) ο σχηματισμός ενός μορίου λόγω της έλξης των ιόντων.
Μη κατευθυντικότητα και ακόρεστος του ιοντικού δεσμού
Τα πεδία δύναμης των ιόντων κατανέμονται ομοιόμορφα σε όλες τις κατευθύνσεις, επομένως κάθε ιόν μπορεί να προσελκύσει ιόντα του αντίθετου σημείου προς τον εαυτό του προς οποιαδήποτε κατεύθυνση. Αυτή είναι η μη κατεύθυνση του ιονικού δεσμού. Η αλληλεπίδραση 2x ιόντων αντίθετου σημείου δεν οδηγεί σε πλήρη αμοιβαία αντιστάθμιση των πεδίων δύναμης τους. Επομένως, διατηρούν την ικανότητα να προσελκύουν ιόντα σε άλλες κατευθύνσεις, δηλαδή ο ιοντικός δεσμός χαρακτηρίζεται από ακόρεστο. Επομένως, κάθε ιόν σε μια ιοντική ένωση προσελκύει έναν τέτοιο αριθμό ιόντων του αντίθετου σημείου για να σχηματίσει ένα κρυσταλλικό πλέγμα του ιοντικού τύπου. Δεν υπάρχουν μόρια σε έναν ιοντικό κρύσταλλο. Κάθε ιόν περιβάλλεται από συγκεκριμένο αριθμό ιόντων διαφορετικού σημείου (αριθμός συντονισμού ιόντων).
Μεταλλικός δεσμός - χημεία. Σύνδεση σε μέταλλα. Τα μέταλλα έχουν υπερβολική τροχιά σθένους και έλλειψη ηλεκτρονίων. Όταν τα άτομα πλησιάζουν το ένα το άλλο, οι τροχιές σθένους τους αλληλεπικαλύπτονται, λόγω των οποίων τα ηλεκτρόνια κινούνται ελεύθερα από το ένα τροχιακό στο άλλο και δημιουργείται ένας δεσμός μεταξύ όλων των μεταλλικών ατόμων. Ο δεσμός που πραγματοποιείται από σχετικά ελεύθερα ηλεκτρόνια μεταξύ μεταλλικών ιόντων στο κρυσταλλικό πλέγμα ονομάζεται μεταλλικός δεσμός. Ο δεσμός είναι εξαιρετικά μετατοπισμένος και στερείται κατευθυντικότητας και κορεσμού, διότι Τα ηλεκτρόνια σθένους κατανέμονται ομοιόμορφα σε όλο τον κρύσταλλο. Η παρουσία ελεύθερων ηλεκτρονίων καθορίζει την ύπαρξη γενικές ιδιότητες μέταλλα: αδιαφάνεια, μεταλλική λάμψη, υψηλή ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα, ελαστικότητα και ολκιμότητα.
Δεσμός υδρογόνου - ο δεσμός μεταξύ του ατόμου Η και ενός πολύ αρνητικού στοιχείου (F, Cl, N, O, S). Οι δεσμοί υδρογόνου μπορεί να είναι ενδο- και διαμοριακοί. Το BC είναι ασθενέστερο από τον ομοιοπολικό δεσμό. Η εμφάνιση του ήλιου εξηγείται από τη δράση των ηλεκτροστατικών δυνάμεων. Το άτομο Η έχει μια μικρή ακτίνα και κατά την μετατόπιση ή την ανάκρουση ενός μόνο ηλεκτρονίου, το Η αποκτά ένα ισχυρό θετικό φορτίο, το οποίο ενεργεί στην ηλεκτροπαραγωγικότητα.
Οι κύριοι τύποι χημικών δεσμών.
Γνωρίζετε ότι τα άτομα μπορούν να συνδυαστούν μεταξύ τους για να σχηματίσουν τόσο απλά όσο και σύνθετες ουσίες... Σε αυτήν την περίπτωση, σχηματίζονται διάφοροι τύποι χημικών δεσμών: ιοντικό, ομοιοπολικό (μη πολικό και πολικό), μεταλλικό και υδρογόνο. Μία από τις πιο βασικές ιδιότητες των ατόμων των στοιχείων που καθορίζουν το δεσμό που σχηματίζεται μεταξύ τους - ιοντικό ή ομοιοπολικό - είναι ηλεκτροπαραγωγικότητα, δηλαδή την ικανότητα των ατόμων σε μια ένωση να προσελκύουν ηλεκτρόνια στον εαυτό τους.
Μια υπό όρους ποσοτική αξιολόγηση της ηλεκτροαρνητικότητας δίνεται από την κλίμακα της σχετικής ηλεκτροαρνητικότητας.
Σε περιόδους, υπάρχει μια γενική τάση αύξησης της ηλεκτροπαραγωγικότητας των στοιχείων και σε ομάδες - η πτώση τους. Στοιχεία με ηλεκτροαραγωγικότητα είναι διατεταγμένα στη σειρά, βάσει των οποίων μπορούν να συγκριθούν οι ηλεκτροαραγωγιμότητα των στοιχείων σε διαφορετικές περιόδους.
Ο τύπος του χημικού δεσμού εξαρτάται από το πόσο μεγάλη είναι η διαφορά στις τιμές των ηλεκτροναγορευτικότητας των συνδετικών ατόμων των στοιχείων. Όσο περισσότερο τα άτομα των στοιχείων που σχηματίζουν τον δεσμό διαφέρουν στην ηλεκτροαναγονικότητα, τόσο πιο πολικός είναι ο χημικός δεσμός. Είναι αδύνατο να σχεδιάσουμε μια απότομη γραμμή μεταξύ των τύπων χημικών δεσμών. Στις περισσότερες ενώσεις, ο τύπος χημικού δεσμού είναι ενδιάμεσος. Για παράδειγμα, ένας πολύ πολικός ομοιοπολικός χημικός δεσμός είναι κοντά σε έναν ιοντικό δεσμό. Ανάλογα με το ποια από τις περιοριστικές περιπτώσεις ο χημικός δεσμός είναι πιο κοντά στη φύση, αναφέρεται είτε σε έναν ιοντικό είτε σε έναν ομοιοπολικό πολικό δεσμό.
Ιοντικός δεσμός.
Ένας ιοντικός δεσμός σχηματίζεται από την αλληλεπίδραση των ατόμων, οι οποίοι διαφέρουν απότομα μεταξύ τους στην ηλεκτροαναγονικότητα.Για παράδειγμα, τα τυπικά μέταλλα λιθίου (Li), νατρίου (Na), καλίου (K), ασβεστίου (Ca), στροντίου (Sr), βαρίου (Ba) σχηματίζουν έναν ιοντικό δεσμό με τυπικά μη μέταλλα, κυρίως αλογόνα.
Εκτός από τα αλογονίδια αλκαλιμετάλλων, ιονικοί δεσμοί σχηματίζονται επίσης σε ενώσεις όπως αλκάλια και άλατα. Για παράδειγμα, υδροξείδιο του νατρίου (NaOH) και θειικό νάτριο (Na2S04 ) ιονικοί δεσμοί υπάρχουν μόνο μεταξύ ατόμων νατρίου και οξυγόνου (άλλοι δεσμοί είναι ομοιοπολικοί πολικοί).
Ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός.
Όταν άτομα με την ίδια ηλεκτροαρνητικότητα αλληλεπιδρούν, σχηματίζονται μόρια με έναν ομοιοπολικό μη πολικό δεσμό.Ένας τέτοιος δεσμός υπάρχει στα μόρια των ακόλουθων απλών ουσιών: H2, F2, Cl2, O2, N2 ... Οι χημικοί δεσμοί σε αυτά τα αέρια σχηματίζονται από κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων, δηλ. όταν τα αντίστοιχα σύννεφα ηλεκτρονίων αλληλεπικαλύπτονται, λόγω της αλληλεπίδρασης ηλεκτρονίων-πυρηνικών, η οποία πραγματοποιείται όταν τα άτομα πλησιάζουν.
Κατά τη σύνθεση των ηλεκτρονικών τύπων ουσιών, πρέπει να θυμόμαστε ότι κάθε κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων είναι μια συμβατική εικόνα μιας αυξημένης πυκνότητας ηλεκτρονίων που προκύπτει από την επικάλυψη των αντίστοιχων σύννεφων ηλεκτρονίων.
Ομοιοπολικός πολικός δεσμός.
Κατά τη διάρκεια της αλληλεπίδρασης των ατόμων, οι τιμές των ηλεκτροεκτελεστικών των οποίων διαφέρουν, αλλά όχι απότομα, μια μετατόπιση του κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων συμβαίνει σε ένα πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο. Αυτός είναι ο πιο κοινός τύπος χημικού δεσμού που εμφανίζεται τόσο σε ανόργανες όσο και σε οργανικές ενώσεις.
Οι ομοιοπολικοί δεσμοί περιλαμβάνουν πλήρως εκείνους τους δεσμούς που σχηματίζονται από τον μηχανισμό δότη-αποδέκτη, για παράδειγμα, στα ιόντα υδρονίου και αμμωνίου.
Μεταλλικός δεσμός.
Ο δεσμός που σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης σχετικά ελεύθερων ηλεκτρονίων με μεταλλικά ιόντα ονομάζεται μεταλλικός δεσμός.Αυτός ο τύπος δεσμού είναι τυπικός για απλές ουσίες - μέταλλα.
Η ουσία της διαδικασίας σχηματισμού μεταλλικών δεσμών έχει ως εξής: τα μεταλλικά άτομα δίνουν εύκολα ηλεκτρόνια σθένους και μετατρέπονται σε θετικά φορτισμένα ιόντα. Σχετικά ελεύθερα ηλεκτρόνια, αποσπασμένα από το άτομο, μετακινούνται μεταξύ των θετικών μεταλλικών ιόντων. Ένας μεταλλικός δεσμός προκύπτει ανάμεσά τους, δηλαδή, τα ηλεκτρόνια φαίνεται να παγιώνουν τα θετικά ιόντα του κρυσταλλικού πλέγματος των μετάλλων.
Δεσμός υδρογόνου.
Ένας δεσμός που σχηματίζεται μεταξύ των ατόμων υδρογόνου ενός μορίου και ενός ατόμου ενός ισχυρά ηλεκτροαρνητικού στοιχείου(O, N, F) ένα άλλο μόριο ονομάζεται δεσμός υδρογόνου.
Το ερώτημα μπορεί να προκύψει: γιατί ακριβώς το υδρογόνο σχηματίζει έναν τόσο συγκεκριμένο χημικό δεσμό;
Αυτό εξηγείται από ατομική ακτίνα το υδρογόνο είναι πολύ μικρό. Επιπλέον, όταν μετατοπίζει ή εγκαταλείπει το μόνο ηλεκτρόνιο του, το υδρογόνο αποκτά ένα σχετικά υψηλό θετικό φορτίο, λόγω του οποίου το υδρογόνο ενός μορίου αλληλεπιδρά με τα άτομα των ηλεκτροαρνητικών στοιχείων που έχουν μερικό αρνητικό φορτίο που πηγαίνει στη σύνθεση άλλων μορίων (HF, H2O, NH3 ).
Ας δούμε μερικά παραδείγματα. Συνήθως απεικονίζουμε τη σύνθεση του νερού χημική φόρμουλα Η2
Ο. Ωστόσο, αυτό δεν είναι απολύτως ακριβές. Θα ήταν πιο σωστό να δηλώνεται η σύνθεση του νερού με τον τύπο (Η2
O) n, όπου n \u003d 2,3,4 και ούτω καθεξής. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι μεμονωμένα μόρια νερού συνδέονται μέσω δεσμών υδρογόνου.
Ο δεσμός υδρογόνου δηλώνεται συνήθως με τελείες. Είναι πολύ πιο αδύναμο από το ιοντικό ή ομοιοπολικό δεσμόαλλά ισχυρότερη από τη συνηθισμένη διαμοριακή αλληλεπίδραση.
Η παρουσία δεσμών υδρογόνου εξηγεί την αύξηση του όγκου του νερού με τη μείωση της θερμοκρασίας. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι καθώς μειώνεται η θερμοκρασία, τα μόρια ενισχύονται και, συνεπώς, μειώνεται η πυκνότητά τους «συσκευασίας».
Κατά τη μελέτη οργανική χημεία προέκυψε η ακόλουθη ερώτηση: γιατί τα σημεία βρασμού των αλκοολών είναι πολύ υψηλότερα από τους αντίστοιχους υδρογονάνθρακες; Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι οι δεσμοί υδρογόνου σχηματίζονται επίσης μεταξύ μορίων αλκοόλης.
Μια αύξηση στο σημείο βρασμού των αλκοολών συμβαίνει επίσης λόγω της διεύρυνσης των μορίων τους.
Ο δεσμός υδρογόνου είναι τυπικός για πολλούς άλλους. ΟΡΓΑΝΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ (φαινόλες, καρβοξυλικά οξέα κ.λπ.). Γνωρίζετε από τα μαθήματα οργανικής χημείας και γενικής βιολογίας ότι η παρουσία του δεσμός υδρογόνου εξηγεί τη δευτερογενή δομή των πρωτεϊνών, τη δομή της διπλής έλικας του DNA, δηλαδή το φαινόμενο της συμπληρωματικότητας.