Ion kommunikáció

A kémiai kötés elmélete megszállt a modern kémia legfontosabb helye. Ő van megmagyarázza, hogy az atomok kémiai részecskékké válnak, I. lehetővé teszi, hogy összehasonlítsa a részecskék stabilitását. Használ a kémiai kötés elmélete, tud megjósolja a különböző kapcsolatok összetételét és szerkezetét. Az O. koncepciója. néhány kémiai kapcsolat és mások kialakulása modern ötleteket alapoz a vegyi reakciók során az anyagok átalakulása.

Kémiai kommunikáció - ez atom kölcsönhatás, a kémiai ellenállás kialakításavagy kristály egésze. Kémiai kommunikáció A költségen alakul ki elektrosztatikus kölcsönhatás között töltött részecskék: kationok és anionok, magok és elektronok. Az közeledés atomok, az erő a vonzás közötti a mag egy atom, és az elektronok a többi, valamint a taszító erő a magok közötti között a magok és a között az elektronok. A néhány távolság ezek erők egymásnak zaklatják, I. Állandó vegyi részecske alakul ki.

Kémiai kommunikáció kialakulása során az atomok elektronsűrűségének jelentős újraelosztása a vegyületben a szabad atomokhoz képest fordulhat elő.

A végső esetben ez a feltöltött részecskék - ionok kialakulásához vezet (a görög "ion" -ból).

1 Az ionok kölcsönhatása

Ha egy atom elveszíti az egyiket vagy több elektron, azután pozitív ionkationsá válik (Görögül lefordítva - " lefelé halad"). Így formálódik kationok hidrogén H +, Lítium Li +, Barium VA 2+. Az elektronok megvásárlása, az atomok negatív ionokká válnak - anionok(a görög "anion" - felfelé fut). Anionok példái ion fluorid F -, szulfid ion s 2-.

Kationok és anionok képesek rá vegye össze egymást. Ugyanakkor felmerül kémiai kommunikáció, I. kémiai vegyületek alakulnak ki. Ezt a fajta kémiai kommunikációt hívják ionos kommunikáció:

2 ion definíció

Ion kommunikáció - Ez egy kémiai kapcsolat, művelt Következtében elektrosztatikus vonzerő a kationok között és anionok.

Az ionkommunikáció kialakulásának mechanizmusa a reakció példáján vehető figyelembe nátrium és klorom. Az alkálifém atom könnyen elveszíti az elektronot, de halogénatom - megszerzi. Ennek eredményeként felmerül nátrium-kation és kloridion. Ezek kapcsolatot alkotnak elektrosztatikus vonzerő közöttük.

Kölcsönhatás között kationokés anionok nem függ az iránytól, így az ion csatlakozásról Beszéljen, mint O. nem irányított. Mindenki kation tud vonzza az anionok számát, I. ellenkezőleg. Ezért ion kommunikáció egy telítetlen. Szám az ionok közötti kölcsönhatások a szilárd állapotban csak a kristályméretek korlátozzák. Ebből kifolyólag " molekula" az ionvegyületeket az egész kristálynak kell tekinteni.

Előfordul ion kapcsolat szükségesnak nek az ionizációs energiaértékek mennyisége E I. (a kation kialakításához) és elektron affinitás A E. (Anion kialakításához) kell, hogy legyen energetikusan nyereséges. azt korlátozza az aktív fémek ionos összekapcsolási atomok kialakulását (IA és IIa elemek, egyes elemei IIIA csoportok és néhány átmeneti elem) és aktív nem metalles (halogének, kalcogének, nitrogén).

Az ideális ion kapcsolat gyakorlatilag nem létezik. Még azoknál a vegyületeknél is, amelyeket általában említenek ión, nincs teljesen átmenet az elektronok egy atomról a másikra; az elektronok részlegesen általában használhatók. Tehát a kommunikáció lítium-fluorid 80% ión, és 20% -kal - kovalens. Ezért helyesebb beszélni ionicitás fok (polaritás) kovalens kémiai kötés. Úgy vélik, hogy a különbségben elektromos felé Elemek 2.1 Kommunikáció be van kapcsolva 50% -os ionos. -Ért több különbség összetett megfontolhatja az iont.

A kémiai kötés ionmodelljét széles körben használják a sok anyag tulajdonságainak leírására, Először is, vegyületek alkáli és lúgos Földfémek nemfémekkel. Ennek oka, hogy az ilyen vegyületek leírása egyszerűsége: úgy vélik, hogy épülnek megnyomhatatlan töltésű gömbökválaszoló És anionok. Ugyanakkor az ionok hajlamosak leállítani oly módon, hogy a köztük lévő vonzerő erők maximálisak voltak, és a repulis ereje minimális.

Ion kommunikáció - Tartós kémiai kötvények, amelyek az atomok között vannak nagy különbség (\u003e 1,7 a valódi skálán) elektromos negativitás, amellyel tábornok elektronikus para Teljesen áthalad az atomhoz, nagyobb elektronegitabilitással. Ez az ionok vonzereje, mint a különböző töltött testek. Példa a CSF-kapcsolat, amelyben az "ionos fokozat" 97%.

Ion kommunikáció - Extrém esetben polarizáció kovalens poláris kommunikáció . Készül van tipikus fém és nemhetális. Ugyanakkor az elektronok fémből teljesen mozoghatatlanul mozog. Az ionok kialakulnak.

Ha a kémiai kötés az atomok között van kialakítva nagyon nagyobb elektro-negatív különbség (EO\u003e 1.7 Paulonga), akkor a teljes elektronikus pár teljesen az atomhoz nagyobb eo. Az eredmény a kapcsolat kialakulása ellentétes felszámított ionok:

A kialakult ionok között elektrosztatikus vonzerőhívott ionos kommunikáció. Inkább ilyen megjelenés kényelmes. Gyakorlatban ion kommunikáció B. atomok között. tiszta forma nem valósul meg bárhol vagy szinte bárhol, általában a kommunikáció viselése részben ionos, és részben kovalens karakter. Ugyanakkor a kommunikáció komplex molekuláris ionok gyakran tiszta ionnak tekinthető. A többi kémiai kommunikációtól származó ionos kapcsolat legfontosabb különbségeit közvetlenség és nyugodtság. Ezért az ionos kommunikáció rovására kialakított kristályok a megfelelő ionok különböző sűrűségcsomagolására vonatkoznak.

3 ion sugár

Egyszerűen elektrosztatikus ion csatlakozási modell Használt koncepció ion sugár. A szomszédos kation és anion sugarainak mennyisége megegyezik a megfelelő interstitiális távolsággal:

r. 0 = r. + + r. −

Marad homályoshová kell költeni a kation és anion közötti határ. Ma ismert, hogy a tiszta ionkapcsolat nem létezikmindig is az elektronikus felhők átfedése van.. -Ért az ion sugarak számításai kutatási módszereket használnakhogy hagyjuk, hogy meghatározzuk a két atom közötti elektronsűrűség meghatározását. Az interledal távolságot a ponton osztják meghol elektronikus sűrűség minimális.

Az ion dimenziói sok tényezőtől függenek. -Ért az ion állandó díja a szekvencia szám növekedésével (és következésképpen, nucleus) az ion sugár csökken. Különösen jó észrevehető. egy sor lantanoidokhol ion sugari monotonikusan változik 117 órától (LA 3+) 100 óráig (LU 3+) a koordinációs szám alatt. Ezt a hatást hívják lantanoid tömörítés.

BAN BEN elemek csoportjai ion sugari általában növekszik a növekményes számmal. de -ért d.- A lantanid tömörítés következtében a negyedik és ötödik időszakok még az ion sugár csökkenése is előfordulhat (Például a 73 PM Zr 4+ 72 PM HF 4+ alatt koordinációs száma 4).

Az időszakban az ion sugara észrevehető csökkenésetársult, összekapcsolt, társított valamivel megnövekedett elektront vonzereje a rendszermaghoz, miközben növeli a kernel töltését és az ion díját: 116 óra Na +, 86 órakor mg 2+, 68 pm az Al 3+ (koordinációs szám 6). Ugyan azért az okért az ion töltésének növelése az ion sugara csökkenéséhez vezet egy elemre: FE 2+ 77.00, FE 3+ 63 PM, FE 6+ 39 (4-es koordinációs szám).

Összehasonlítás ion sugár tud csak ugyanazzal a koordinációval, Amennyiben ez befolyásolja az ion méretét az ellenionok közötti visszataszító erő miatt. A példában jól látható. ion AG +.; Az ion sugara egyenlő 81, 114 és 129 dÉLUTÁN -ért koordinációs számok 2, 4 és 6, illetőleg.

Szerkezet ideális ionos kapcsolatFeltételes a többdimenziós ionok közötti maximális vonzereje és az azonos ionok minimális visszataszítása, nagyrészt a kationok és anionok ion sugarainak aránya. Ez látható egyszerű geometriai épületek.

4 ion energia

Energia svyostés ionos vegyület esetében - ez energiamelyik B. hasonló, ha végtelenül távoli távoli gáz-halmazállapotú anti -lokból áll. Csak az elektrosztatikus erők megfontolása megfelel a teljes interakciós energia körülbelül 90% -ának.hogy magában foglalja a nem elektrosztatikus erők hozzájárulását is(például, elektronikus kagylók megtagadása).

Amennyiben ion kapcsolat kettő között ingyenes ionok energiája őket a vonzalmat a Coulon törvénye határozza meg:

E (prov.) \u003d Q + Q- / (4π r ε),

hol q +. és q- - feltöltött interaktív ionok, r. - távolság közöttük, ε - a környezet dielektromos permeabilitása.

Mint az egyik díj negatívT. energia érték is negatív lesz.

Alapján culon törvény, a végtelenül alacsony távolságok, a vonzás energiájának végtelenül nagynak kell lenniük. Ez azonban nem történik meg, mint nem a pontdíjak. -Ért az ionok joga közöttük felmerülnekFeltételes az elektronikus felhők kölcsönhatása. Energia-visszataszító ionokkörülír született egyenlet:

E (Ott.) \u003d V / rn,

hol BAN BEN - néhány állandó, n. tud vegyük az értékeket 5 és 12 között (attól függ ionok mérete). A teljes energiát a vonzás és a repulzió energiáinak összege határozza meg.:

E \u003d e (prov.) + E (OTD)

Az érték áthalad minimális. A minimális pont koordinátái megfelelnek az egyensúlyi távolságnak r.0 és az ionok közötti egyensúlyi energia kölcsönhatás E.0 :

E0 \u003d Q + Q- (1 - 1 / N) / (4π R0 ε)

BAN BEN kristályrács mindig van egy nagyobb számú kölcsönhatásmint egy ionok között. Ez a szám elsősorban a típus szerint határozta meg kristályrács . -Ért az összes kölcsönhatás elszámolása (gyengül a növekvő távolsággal) a kifejezésre energia ionos kristályrács Adja meg az úgynevezett állandó Madelong A.:

E (prov.) \u003d Q + q- / (4π r ε)

Állandó érték Madjungacsak meghatározott geometriai rács és ne. az ionok sugárától és díjától függ. Például nátrium-klorid Ez egyenlő 1,74756 .

5 ionok polarizációja

Továbbá a díj értékei és sugár fontos jellemző és ő az polarizációs tulajdonságok. Tekintsük ezt a kérdést még többé. W. a nem poláris részecskék (atomok, ionok, molekulák) pozitív és negatív díjak súlypontja egybeesik. Az elektromos mezőben az elektronhéjak eltolása egy pozitív töltött lemez irányába, és nucleei - egy negatív töltésű lemez irányába. Eredményeként részecskék képződése Benne van dipól, ő lesz poláris.

Forrás elektromos mezők az ion-típusú kommunikációval rendelkező kapcsolatokban az ionok maguk. Ezért beszélve az ionok polarizációs tulajdonságai, szükségesmegkülönböztetni az ion polarizáló hatása és az a képesség, hogy polarizálódjon az elektromos területen.

Az ion polarizáló hatása lesz a témák nagymint több energiaterülete, azaz további díj és kevésbé ion sugara. Ezért B. alkalmazások korlátai Az elemek rendszeres rendszerében polarizáló ion akciócseppek felülről lefelémert a alcsoportok az ion töltésének folyamatos értékén felülről az alsó részre növelik sugarát.

ebből kifolyólag az alkálifémionok polarizáló hatása például a céziumból a lítiumba növekszik, és a sorban halogén ionok - I-től f-ig. Időszakokban a polarizáló ionok a balról jobbra nőnek együtt az ion díjának növelése és a sugár csökkentésével.

Iona polarizálhatósága, Az ő képessége a deformációk növekednek a teljesítménymező csökkenésével, én a töltés értékének csökkentése és növekvő sugár. Polarizálhatósági anionok általában felettmint kationok És a sorban halogenid az f-ről én.

A a kationok polarizációs tulajdonságai rendezvények befolyásolja a külső elektronikus héjak jellegét. A kationok polarizációs tulajdonságai hogyan van aktívés passzív értelem -ért ugyanaz a töltés És a szoros sugara növekszik való átmenet során a kationok egy megtöltött héj kationok egy befejezetlen külső héj és tovább a kationok egy 18-elektron héj.

Például egy sor kationok mg 2+, Ni 2+, Zn 2+ polarizációs tulajdonságok megerősít. Ez a minta összhangban van az ion sugara és az elektronikus héj szerkezetének változásával:

Anionok számára a polarizációs tulajdonságok súlyosbodnak Ilyen sorozatban:

I -, BR -, CL -, CN -, OH -, NO 3 -, F -, CLO 4 -.

Eredmény az ionok polarizációja egy elektronikus kagylók deformációjaÉs ennek eredményeként, a Mehylic Távolságok csökkentése és a negatív hiányos elválasztás és pozitív díjak az ionok között.

Például egy kristályban nátrium-klorid Nagyságrend ion-nátrium smink +0,9 , A. jone Klorine - 0,9 helyette várható egység. Molekulában KCL.található gőzállapot, Érték a káliumionok díjai és a klór 0,83 töltőegység, és a molekulában cloroodor - éppen 0,17 töltőegységek.

Az ionok polarizációja rendezvények észrevehető hatása az ionkötésű vegyületek tulajdonságaira, az olvadás és forráspontok csökkentése, az elektrolitikus disszociáció csökkentése megoldásokban és olvadásokban és másoknak.

Ionos vegyületek alakult interakciós elemek, jelentősen eltérő kémiai tulajdonságok . A nagyobb eltávolítva egymás elemei az időszakos rendszerben, az egyik bármilyen mértékben megnyilvánult az ion csatlakozásukban. Ellenkezőleg, molekulák, a kémiai tulajdonságok közelében lévő elemek vagy elemek atomjai által alkotnak, felmerülhet egyéb kommunikáció. ebből kifolyólag ionos kommunikációs elmélet Van korlátozott alkalmazás.

6 Az ionok polarizációjának hatása az ionos kommunikáció és az ionvegyületek anyagok tulajdonságaira és tulajdonságaira

Nézetek O. az ionok polarizációja segít megmagyarázni a különböző típusú anyagok tulajdonságai közötti különbségeket. Például összehasonlítás nátrium-kloridok és kálium ezüst-kloriddal azt mutatja, hogy mikor szoros ion sugara

aG + kation polarizálhatóságamiután 18 elektronikus külső héj, felett, mit a csatlakozás fém-klór erősségének növekedéséhez vezet és kevésbé oldható ezüst-klorid vízben.

Kölcsönös az ionok polarizációja megkönnyíti a kristályok megsemmisítését, ez vezet az olvadási hőmérséklet csökkenése Anyagok. Emiatt olvadási hőmérséklet TLF (327 ° C) lényegesen alacsonyabbmint RBF (798 oC). Az anyagok bomlási hőmérséklete is csökken az ionok kölcsönös polarizációjának amplifikálásával. ebből kifolyólag a jodidok általában alacsonyabb hőmérsékleten vannak bomlanak.mint egyéb halogenidek, de lítiumvegyületek - thermálisan kevésbé ellenálló, mint más alkáli elemek vegyületei.

Az elektronikus kagylók deformálhatósága befolyásolja az anyagok optikai tulajdonságait. Mint polarizáltabb részecske, minél alacsonyabb az elektronikus átmenetek energiája. Ha egy polarizáció mala, az elektron gerjesztése nagyobb energiát igényelMi a felelős a spektrum ultraibolya része. Ilyen anyagok általában színtelen. Az ionok súlyos polarizációja esetén az elektronok gerjesztése akkor fordul elő, ha az elektromágneses sugárzást a spektrum látható régiója felszívja. ebből kifolyólag néhány anyagAlakított színtelen ionok festettek.

Jellegzetes ion kapcsolatok Szolgál jó oldhatóság poláris oldószerekben (víz, sav stb.). Ennek oka, hogy a molekula töltött részei. Azzal, hogy az oldószeres giplumok vonzódnak a molekula töltött végeihez, és ennek eredményeként Barna forgalom, « rendeznie kell»Molekulák az alkatrészek és a körülvevő anyagok, nem engedi újra csatlakozni. Ennek eredményeként az ionok körül vannak oldószer-dipolok.

Az ilyen vegyületek feloldásakor általában, az energia megkülönböztethetőA teljes energia óta tanult kapcsolatok oldószer-ion több energiatakarékosság Anion kation. A kivételek sokak sololi. salétromsav (nitrátok)hogy amikor feloldódnak, a hő felszívódott (megoldások lehűlnek). Az utolsó tényt a törvények alapján magyarázzák meg fizikai kémia.

7 Crystal rács

Ionos vegyületek (például nátrium-klorid NaCl) - szilárdés tűzálló mert az ionjaik díja között ("+" és "-") léteznek erőteljes elektrosztatikus vonzerő erők.

Negatívan töltött klór-ion vonzzanem csak " sajátja" ion na +., de szintén más nátriumionok körülöttük. azt oda vezet, mit az ionok közelében nem egy ion az ellenkező jelvel, néhány (1. ábra).

Ábra. egy. A kristály szerkezete só só NaCl..

Valójában mindenki közelében a klór-ion 6 nátrium-ion találhatóés közel minden nátrium-ion - 6 klórionok.

Az ionok ilyen rendezett csomagolása ionos kristály. Ha a kristályban elkülönítve van atomklórakkor a nátrium atomjait körülvevőmár lehetetlen megtalálni, melyik a klór reakciót vett. Vonzódnak egymáshoz elektrosztatikus erők, ionok rendkívül vonakodva megváltoztatják helyüket a külső erőfeszítések hatása alatt vagy növeli a hőmérsékletet. De ha a hőmérséklet nagyon nagy (körülbelül 1500 ° C), T. NaCl. párologalakítás kettős színű molekulák. Ez azt sugallja, hogy kovalens kötés ereje soha ne kapcsolja ki teljesen.

Ionos kristályok Különböző magas olvadáspontok, általában a tiltott zóna jelentős szélességebirtokol ionos vezetőképesség -ért magas hőmérséklet és a specifikus optikai tulajdonságok közelében (például, Átlátszóság az IR spektrum közelében). Épülhetnek monatomikusés a polatomi ionok. Példa az első típusú ionos kristályok - lúgos halogenid kristályokés alkáliföldfémek; anionok a sűrű golyós csomagolás törvénye alatt találhatók vagy sűrű labda falazat, a kationok a megfelelő üregeket foglalják el. A legtöbb jellegzetes Az ilyen típusú struktúrák NaCl, CSCL, CAF2. Második típusú ionos kristályok Épült ugyanazon fémek és véges vagy végtelen anionos fragmensek szingoatomi kationjai. Véges anionok (Savas maradékok) - NO3-, SO42-, CO32- és DR. A savas maradékok végtelen láncokhoz csatlakoztathatók, rétegekvagy háromdimenziós képkockaakinek üregeiben a kationok találhatóak, mint például a szilikátok kristályszerkezete. -Ért ionos kristályok kiszámíthatja a kristályszerkezet energiájátU. (Lásd a táblázatot.), Megközelítőleg egyenlő entalpi szublimáció; eredmények jól ért egyet a kísérleti adatokkal. Az egyenlet szerint Születésű-ért kristálya következőket tartalmazza formálisan egyfeltöltött ionok:

U \u003d -A / R + ve-R / R - C / R6 - D / R8 + E0

(R. - a legrövidebb keverék távolsága, DE - Állandó Madejunga, függő tól től geometriai szerkezet, BAN BEN és r. - paraméterek, a részecskék közötti visszavágás leírása, C / R6. és D / R8. jellemzi a megfelelőt dipol-dipol és dipol-quadrupolion ion kölcsönhatás, E.0 - a nulla oszcilláció energiája, e. - Elektrondíj). TÓL TŐL a kontroll-dipólus kölcsönhatások hozzájárulnak a kation konszolidációjához.

Kémiai kommunikáció

Amikor a molekula szerkezetét tanulmányozza, felmerül az erők természetének kérdése, biztosítva a semleges atomok közötti kapcsolatot, amely a molekula része. A molekulában lévő atomok közötti ilyen kapcsolatokat kémiai kötésnek nevezik. Kétféle kémiai kapcsolatot különböztetünk meg:

• ion kapcsolat
• kovalens kapcsolat.

Ez a divízió feltételesen megoldódott. A legtöbb esetben a kommunikáció jellemző jellemzői mindkét típusú kapcsolat. Csak részletes elméleti és empirikus kutatás A kommunikáció "ionicitás" és "kovalencia" és a kommunikáció "ionicitás" és "kovalencia" közötti arány megteremtése lehetséges.

Empirikusan bebizonyosodik, hogy a molekulák leválasztására az összetevőkre (atomok), akkor végre kell hajtania. Ez azt jelenti, hogy a molekula kialakulásának folyamata az energia felszabadulását kell kísérnie. Így 2 hidrogénatom, akik a szabad állapotban vannak, nagyobb energiával rendelkeznek, mint az ugyanazon atomok a kéthűtéses molekula $ h_2. A molekula kialakulása során kibocsátott $ energiát az atomok közötti interakciós erők működésének mértékét szolgálják a molekulába.

A kísérletek kimutatták, hogy az atomok közötti kölcsönhatás ereje az atomok külső valencia-elektronjai miatt jelenik meg. Ezt az atomreakciós atomok optikai spektrumának éles változása mutatja be, miközben fenntartja anélkül, hogy az atomok röntgensugár-jellemző spektrumát megváltoztatná, függetlenül attól, hogy milyen típusúak kémiai vegyület. Emlékeztetünk arra, hogy az optikai spektrumok ütemtervét a Valence elektronok állapota határozza meg, míg jellemző röntgen sugárzás A belső elektronok (államaik) meghatározása. Nyilvánvaló, hogy az elektronoknak részt kell venniük a kémiai kölcsönhatásokban, hogy viszonylag kis energiát igényelnek. Az ilyen elektronok az atomok külső elektronjai. Ionizációs potenciáljuk lényegesen kisebb, mint a belső kagylók elektronjai.

Ion kommunikáció

A legegyszerűbb feltételezése a természet a kémiai kötés az atomok a molekula a hipotézist, hogy az erők kölcsönhatása elektromos jellegű között jelennek meg a mellény elektronok. Ebben az esetben két atom, amely kölcsönhatásba lép, az ellenkező jel elektromos töltései előfeltétele a molekula stabilitásának ebben az esetben. Ez a fajta kémiai kötvény csak a molekulák részében valósul meg. Ugyanakkor az interakcióba belépő atomok ionokká alakulnak át. Az egyik atom egy vagy több elektron csatlakozik magához, és negatív iongá válik, míg a másik atom, amely az elektronokat adott, pozitív ionsá válik.

Az ion kapcsolat hasonlít az ellenkező jelek díjainak vonzerejéhez. Például egy pozitív töltött nátrium-ion ($ (NA) ^ + $) vonzódik egy negatív töltésű klór-ion ($ (CL) ^ - $), a NaCl molekula kialakul.

Egy ion-kapcsolatot újabb heteropolárnak (hetero-különbözőnek) neveznek. Molekulák, amelyekben megvalósulnak ion típusú A kommunikációt ionos vagy heteropoláris molekuláknak nevezik.

Egy ion-kapcsolat alkalmazásával nem lehet megmagyarázni az összes molekula szerkezetét. Tehát lehetetlen megérteni, hogy két semleges hidrogénatom molekulát képez. Ugyanazon hidrogénatomok miatt nem feltételezhetjük, hogy egy hidrogénion pozitív töltést hordoz, a másik pedig negatív. A kommunikáció, az ilyen kapcsolat a hidrogénmolekulában (semleges atomok között) csak a kvantummechanika keretében magyarázható. Ez az úgynevezett kovalens nyakkendő.

Kovalens kommunikáció

A molekulában elektromosan semleges atomok között végzett kémiai kötést kovalens vagy homeopoláris kötésnek nevezik (Homeo - ugyanaz). Az ilyen kötés alapján képződő molekulákat homeopolárisnak vagy atommolekuláknak nevezik.

A klasszikus fizikában egyfajta kölcsönhatás, amely a semleges testek között megvalósul, a gravitáció. De a gravitációs erők túl gyengék, hogy segítsen a Homeopolar molekulájának kölcsönhatásával.

A kovalens kötés fizikai lényege a következő. Az elektron a kernel területén egy bizonyos kvantumállapotban lakik egy bizonyos energiával. Amikor a magok közötti távolság megváltozik, az elektronmozgás állapota és energiája is javul. Ha az atomok közötti távolság csökken, az interakció energiája a magok között növekszik, mivel a repulziós erő közöttük cselekszik. De ha az elektronenergia a távolság csökkenésével gyorsabban csökken, mint a magok kölcsönhatásának energiája, a rendszer teljes energiája kevésbé válik. Tehát a rendszerben, amely két visszataszító magból és elektronból áll, olyan erők, amelyek a magok közötti távolság csökkentésére törekszenek (értékelik az erőket). Ezek az erők és kovalens kötés létrehozása a molekulában. Úgy tűnik, hogy egy közös elektron jelenléte miatt, azaz az atomok közötti elektronikus csere miatt, és azt jelenti, hogy vannak cserélő kvantum erők.

A kovalens kötés a telítettség tulajdonát képezi. Ez a tulajdonság egy bizonyos atomok valenciáján keresztül jelenik meg. Tehát egy hidrogénatom kötődhet egy hidrogénatomhoz, a szénatom legfeljebb négy hidrogénatomhoz köthető.

Ez a kapcsolat lehetővé teszi az atomok valenciájának megmagyarázását, amely nem kapott a kimerítő magyarázat klasszikus fizikájának keretében. Tehát a telítettségi tulajdon nem érthetetlen a klasszikus elmélet kölcsönhatásának jellege szempontjából.

A kovalens kötés nemcsak a diatomikus molekulákban is megfigyelhető. A szervetlen vegyületek (nitrogén-oxid, ammónia, metán stb.) Nagyszámú molekulájára jellemző.

A kovalens kötés kventitatív elméletét 1927-ben a hidrogén molekulára hozták létre. V. Gaitler és F London a kvantummechanika fogalmai alapján. Kimutatták, hogy a kovalens kötésmolekula létrehozásának oka egy cvanovo-mechanikai hatás, amely az elektronok betétiséhez kapcsolódik. A fő kötelező energiát a csere integrálja határozza meg. A hidrogén molekula teljes spinnal egyenlő nulla, nem rendelkezik orbitális pillanatban, és ezzel összefüggésben diamágnesesnek kell lennie. A két hidrogénatom ütközésénél a molekula csak azzal a feltétellel fordul elő, hogy mindkét elektron hátsó része párhuzamos. A molekula hidrogénatomjai nem képeznek, mivel azok eldobják.

Ha egy kovalens kötés csatlakozik két azonos atomot, az elektronfelhő helyét a molekulában szimmetrikus. Ha egy kovalens kötés két különböző atomot összeköt, az elektronikus felhő elhelyezkedése a molekulában aszimmetrikus. A molekula az elektronikus felhő aszimmetrikus eloszlásával rendelkezik Állandó dipólus pillanat És ez azt jelenti, hogy poláris. Határesetben, amikor a valószínűsége az elektron lokalizációs körülbelül az egyik atom elsőbbséget élvez a valószínűsége, hogy ez az elektron közel a másik atom, kovalens kötés bemegy egy ion kapcsolatot. Az ion és a kovalens kötés között nincs leküzdhetetlen határ.

1. példa.

A feladat: Ismertesse, mi történhet, ha a két atom elzáródik.

Döntés:

Ha csökkenti az atomok közötti távolságot, akkor három helyzetet is megvalósíthat:

1. Egy pár elektron (vagy több) gyakori lesz a vizsgált atomok. Ezek az elektronok az atomok között mozognak, és többet költenek, mint más helyeken. Ez létrehozza a vonzerő erejét.
2. Ion kapcsolat következik be. Ebben az esetben az egyik (vagy több) egy atom egyik (vagy több) elektronja lehet a másikba. Így jelentenek pozitív és negatív ionok, amelyek vonzzák egymást.
3. Nem merül fel a kapcsolat. Két atom elektronikus struktúrái átfedik egymást, és egyetlen rendszert alkotnak. Vminek megfelelően

   Döntés:

   A felsorolt \u200b\u200belemek lúgos fémek, és az első csoportra vonatkoznak. Az ilyen elemek bármelyikének atomja egyetlen külső elektronban van. Az elektronok a belső héjak részlegesen átvizsgáljuk egy külső elektron egy nukleáris díj $ (+ zq_e $), ennek eredményeként, egy hatékony töltés, hogy rendelkezik egy külső elektron, akkor kiderül, hogy $ (+ q) _E $. Az ilyen külső elektronatomból való eltávolításhoz viszonylag kis munkához szükséges, míg az alkálifém atomok pozitív ionokká válnak. Mint több atomRáadásul a Valence Elektron távolsága a magtól, annál kevesebb hatalom, amellyel a kernel vonzza. Ezért az ionizáció energiája csökken ebben az elemcsoportban felülről lefelé (jelentés) időszakos rendszer elemek). Az ionizációs energia növekedése minden balról jobbra minden időszakban a rendszermag díjazás növekedésével jár, a belső árnyékoló elektronok számának állandóságával.