Ионжуулалтын эрчим хүчний өгөгдөл (EI), Pei), PEI, Тогтвортой молекулууд нь тэдний бодит үнэ цэнэ, харьцуулалт нь ковальсийн холбооны хэрэгслийг ковальерын механизмтай холбодог.
Кодатлаг; Холбоотой харилцаа холбоо - ("CO" -аас "Хамт" ба цасын холбом Эдгээр атомуудад харьяалагддаг электроноос үүдэлтэй хоёр атомын хооронд. Энгийн хийтэй молекул дахь атомууд нь ковалент бондтой холбогддог. Нэг нийтлэг хос хос электроныг ганц бие гэж нэрлэдэг; Хоёр ба гурвалсан зангиа бас байдаг.
Энэ атомын гаднах бүрхүүлтэй электронуудын тоог тодорхойлж болохын тулд хэд хэдэн жишээг ашиглаж болохын тулд ямар ч жишээг бидэнийг хэрхэн ашиглаж болохыг харуулж болохуйц эх сурвалжийг олж чадна. Нөмрөгний цэнэг, гаднах бүрхүүл дээрх электронуудын цэнэгийг туршилтын хэмжээгээр тодорхойлж, элементийн хүснэгтэд багтаасан болно.
Боломжит тооны тоог тооцоолох
Жишээлбэл, бид натри үүсч болзошгүй ковалент бондын тоог тооцоолно ( Үүр)хөнгөн цагаан (Al),фосфорус (P),ба хлор ( CL). Натри ( Үүр) ба хөнгөн цагаан ( AL)тэдгээр нь гаднах бүрхүүл дээр 1, 1, 3 электрон байдаг, эхний дүрмийг (ковалент холбооны механизмд (ковалент холбооны механизм), тэдгээрийн хувьд нэг электроныг ашиглана уу. (NA) - 1 ба хөнгөн цагаан ( AL) - 3 ковалент бонд. Холболт үүссэний дараа натрийн гаднах бүрхүүл дээрх электронуудын тоо ( Үүр) ба хөнгөн цагаан ( AL) адил тэгш, 100- 6, 6; Тэдгээр нь., Бага хамгийн дуусгсан ажлын тоо (8) Эдгээр атомын хувьд. Фосфор ( Нэхэмжлэх. ба хлор ( CL) Тэдгээр нь гаднах бүрхүүл дээр, 5, 7, 7 электронууд, дээр дурдсан хэв маягийн хоёрдугаарт, тэд 5, 7 ковалент бонд үүсгэж болно. Дөрөв дэх хэв маягийн дагуу, ковалент бонд үүсэх, эдгээр атомын гадна талын бүрхүүлийг бүрдүүлэх нь 1. Зургаа дахь хэв маягийн электронууд нь 1. Зургаа дахь хэв маягаар 1. Зургаа дахь хэв маягаар үүсдэг бөгөөд тэдгээрийн гаднах бүрхүүлийг бүрдүүлдэг. Binding Atoms нь 8-аас их байж болохгүй. Энэ бол фосфорус ( Нэхэмжлэх. Зөвхөн 3 холболт үүсгэж болно (8-5 \u003d 3), Хлорин ( CL) зөвхөн нэгийг үүсгэж болно (8-7 \u003d 1).
Жишээ: Шинжилгээнд үндэслэн зарим бодис нь натрийн атомуудаас бүрдсэн болохыг бид олж мэдэв. (NA) ба хлор ( CL)Байна уу. Ковалент холболт үүсгэх механизмын хэв маягийг мэдэх, бид натри ( NA.) Энэ нь зөвхөн 1 ковалент бонд үүсгэж болно. Тиймээс бид натрийн атом бүрийг ( Үүр)хлорын атомтай холбоотой ( CL)энэ бодис дахь ковалент бондоор энэ бодис нь атомын молекулаас бүрдэнэ Nacl.Байна уу. Энэ молекулын бүтцийн томъёо: Na - cl. Энд зураас (-) нь ковалент холболт гэсэн үг. Энэхүү молекулын элекц нь дараах байдлаар дараах байдлаар гарч болно.
. .
NA: CL:
. .
Цахим томъёоны дагуу натрийн атомын гадна талд ( Үүр) -аар / -оор Nacl. 2 электронууд, ба хлорын атомын гадна талд байдаг ( CL) 8 электрон байдаг. Натрийн атомын хоорондох энэ томъёо, электронууд (оноо) Үүр) ба
нарлон (CL) электронуудтай холбоотой. Хлор дахь PEI-ээс хойш ( CL) 13 ev, натритай тэнцүү (NA) Энэ нь 5.14 EV-тэй тэнцүү, Binder Plare хос электронууд нь атомд ойрхон байна. Cl.илүү NA.Байна уу. Хэрэв молекул үүсгэж буй атомын энергууд нь маш их ялгаатай байвал үр дүнгийн харилцаа холбоо хухантгаат ковётын бонд.
Өөр хэргийг авч үзье. Шинжилгээнд үндэслэн зарим бодис нь хөнгөн цагаан атомаас бүрдэнэ ( AL) ба хлорин атомууд ( CL)Байна уу. Хөнгөн цагаан ( AL) Гаднах бүрхүүл дээр 3 электрон байдаг; Тиймээс тэр үед 3 ковалент химийн бонд үүсгэж болно нарлон (CL), өмнөх тохиолдолд зөвхөн 1 холболт үүсгэж болно. Энэ бодисыг төлөөлж байна Alcl 3.Мөн түүний электрон формулаг дараах байдлаар дүрсэлж болно.
Зураг 3.1. Цахим форматХяих 3
бүтцийн томъёо нь:
CL - AL - CL
Cl.
Энэ цахим томъёо үүнийг харуулж байна Alcl 3. хлорины атомын гадна талд ( Cl.) Хөнгөн цагаан атомын гадна талд 8 электронууд байдаг. AL) Тэдний 6. Ковалент бондын дагуу ковализмын хэлхээний хэлснээр Электрон (атом бүрээс нэг нь) хоёуланг нь холбосон атомын гадна талд ирээрэй.
Олон ковалент бонд
Гаднах бүрхүүл дээр нэгээс олон электрон агуулсан атомууд нь нэгээс олон электрон үүсгэх боломжтой, гэхдээ тэдний дунд хэд хэдэн ковалент бонд үүсгэдэг. Ийм холболтыг олон удаа нэрлэдэг (илүү олон удаа) олон тооны) Харилцаа. Ийм холболтын жишээ бол азотын молекулын бонд юм ( Н.= Н.) ба хүчилтөрөгч ( O \u003d O.).
Нэг ATOM-ийн холболтын холболтыг дууддаг гомофомик коваленти зангиа, eхэрэв атомууд нь ялгаатай бол холболтыг дууддаг гетератомик коваленти зангиа [Грек хэл "homo" ба "hefo" ба "hetero" ба "HEETOO" -ийг тус тусад нь ижил, өөр өөр гэсэн үг юм.
Гэж төсөөлөөд үзээд, хосолсон атомуудтай молекул шиг харагдаж байна. Хосолсон атом бүхий хамгийн энгийн молекул бол устөрөгчийн молекул юм.
7.8. Ковалент бондын төрөл
Кодатлаг; Холбоотой харилцаа холбоо Энэ нь электрон үүлийг давхцаж буй атомуудыг давхцаж бүрдүүлдэг. Амөдрах Өөр өөр аргууд эдгээр цахим үүлийг даван туулах.
1. Шууд давхцаж байна:
Энэ тохиолдолд Explon Clouths-ийн цорын ганц хэсэг нь атомын цөмийг холбосон шулуун шугам дээр оршдог. Энэ аргаар үүссэн харилцаа холбоо гэдэг - холбоо харилцаа.
Давхардсан үүлний хэлбэрээс хамаарна s-s. , s-P. , p - p. Холболтын бусад сортууд.
2. Хажуугийн давхцаж:
Энэ тохиолдолд электрон үүлний хоёр чиглэлийг давхцаж буй хоёр талбайнууд нь нуман хааны атомын өөр өөр чиглэлд байрладаг. Энэхүү давхцаж буй eo-д байгуулагдсан харилцаа холбоо нь холболтыг холбодог.
Холболтын дагуу, давхцсан үүлний төрөл, янз бүрийн сортууд үүсэх боломжтой. p - p. , p - d. ,
d-D. гэх мэт.
Ба -, -svyaz нь eo-ийн хамгийн их үр дүнтэй давхцал, eo eo eo eo eo e explon-ийг давхцаж байгаа нь eoply-ийг давхцаж байна. Тиймээс ковалент холболт нь анхаарлын төвд байдаг. Жишээлбэл, хүхрийн атом ба хоёр ортой хоёр ортой, устөрөгчийн гарт молекулын молекул нь бараг л устөрөгчийн хоёр орчимд байдаг. 95-р хуудасны хэлхээгээр хэлбэлздэг. Атом, бүрэн тодорхойлогдоогүй электрон электрон байдаг тул энэ нь бүрэн тодорхойлсон ковалент холболтыг бүрдүүлдэг. Тиймээс ковалент бонд ханасан байна. Жишээлбэл, хэрэв хлорын атом нь устөрөгчийн атомаар нэг үүсгэгдсэн бол (95-р хуудасны схемийг үзнэ үү), энэ нь нэг устөрөгчийн атомыг цаашид холбож чадахгүй.
Шинж чанарыг харьцуулах - ба--cellies-ийг 20-р хүснэгтэд үзүүлэв.
Хүснэгт 20.Шинж чанарыг харьцуулах - ба - харилцаа холбоо
Нэг давхардсан газар |
Давхардсан хоёр чиглэл |
Электрон үүл нь электрон нягтралтай хэсгүүдийг давхцаж байна |
Цахим үүл нь тэдний захын хэсгүүдэд давхцаж байна |
Энэ нь ихэвчлэн бага удаан эдэлгээтэй байдаг тул ихэвчлэн атомын хооронд байдаг бөгөөд ихэвчлэн гармууд хамгийн түрүүнд үүсдэг - α, дараа нь, дараа нь, дараа нь боломжтой бол -v. Үүний улмаас, зөвхөн олон харилцаа (давхар ба гурвалсан) үүсэх тохиолдолд л боломжтой.
| Цианор Цэцэрлэг - HCN. Бусад нэр нүүрмегоны хүчилБайна уу. Энэ бол 100 o C-ийн буцалтгүй саравчтай саргүй саравч юм. 26 o C. хүчтэй халаалт эсвэл гэрлээр нь задардаг. Синил хүчил нь бүх талаараа устай холилдоно. Галоген үржлийн улмаас аналоги, усан дахь циановодородын уусмалыг цианогенокийн уусмалыг цианоген хүчил гэж нэрлэдэг. Синил хүчил ба түүний давс (цианид) нь маш хүчтэй poisons (хүний \u200b\u200bхувьд 50 мг-ээс ихгүй зүйл), мөн хүчил нь өөрөө бүрэн бүтэн аргаар нэвт шингэдэг. Бие махбодид нэг удаа цианод, цианод, цианид, цианидууд нь Cyangoglobin-д гемоглобинтэй холбоотой бөгөөд амьсгалын төвд нөлөөлдөг бөгөөд амьсгалын төвд нөлөөлдөг бөгөөд амьсгалын төвд нөлөөлдөг. Хоромжилж байсан ч синтик хүчил нь синтицийн хүчил, синтетик утас, зарим төрлийн хуванцарыг үйлдвэрлэхэд ашигладаг. Жижиг концентрацид, цэнхэр хүчил нь ургамлын ертөнцөд олддог (жишээлбэл, Горки бүйлст дотор). |
-Хелм, -svyaz.
1. Догол мөрний төгсгөл нь дөрвөн бодисын бүтцийн томъёог харуулж байна. Цахим, молекулын томъёог тэдэнд зориулж хийх.
2. Дараахь бүтцийн болон электрон томъёоллыг дараахь бүтцийн болон цахим томъёо: Ch 3 Cl, COF 2, 2 CL 2 ба 2 ба N 2 H 4. Хэцүү үед эдгээр молекулуудад харилцааг бий болгохыг дүрсэлсэн. Б-г зааж өгнө. бүтцийн томъёо -Ш -ovey. CH 3 CL ATOME-д N ба CL нь зөвхөн атомууд, COL 2 атомуудтай холбогдсон бөгөөд o ба f of socker 2 атомууд нь зөвхөн SCORE-тэй холбоотой бөгөөд 2 Cl 2 атомууд нь зөвхөн S.-д холбогдсон бөгөөд 2 CL 2 атомууд нь зөвхөн S.-д хамааралтай байдаг Байна уу.
7.9. КовХийн Бонд энерги
Харилцаа холбооны хүч нь харилцааны энергиээр тодорхойлогддог (7.5-р зүйлийг үзнэ үү). Ковалент бондын бат бөх байдлын хүчийг хоёр аргаар тооцоолоход шаардлагатай бүх холбоосыг тодорхойлоход шаардлагатай энергийг тодорхойлоход шаардлагатай энергийг тодорхойлоход шаардлагатай энергийг тодорхойлно уу. Эхний тохиолдолд ийм энерги гэдэг нь хоёр дахь хэсэгт атомын энерги гэж нэрлэдэг. Практикт, зохих моляр утгыг ашигладаг.
Атомизацийн молийн энерги нь тусгаарлагдсан атомууд дээр залбирах 1 зүйлийг салгахад ямар эрчим хүчийг зарцуулахыг харуулж байна.
Холийн молийн энерги нь 1 мэнгэ (6.02) цоорхойд зарцуулахын тулд ямар эрчим хүчийг зарцуулах шаардлагатай байгааг харуулж байна. Диатомын молекулуудын хувьд эдгээр энерги давхцдаг.
Мөн нэг, нөгөө молийн энерги нь нэг молийн энергиийг нэг молийн энергиээр хэмждэг: атомын энерги дээр хэмжигддэг. Links-ийн тоог тодорхойлохдоо es Pun (эсвэл гурвалсан) -ийг тодорхойлоход холболтыг нэг бонд гэж тооцно.
21.E SV-ийн утга, дундаж утга (e SV-ийн дундаж утга (kj / mol)
Матери |
Матери |
||||||
| H 2. | Hf. | C- h. | N \u003d O. | ||||
| Е 2. | H бүс | N- h. | C- C. | ||||
| CL 2. | Хуучин | O- H. | C \u003d c. | ||||
| BR 2 | Сайн уу? Сайн байна уу | SI- H. | Cє C. | ||||
| Би 2. | CO. | P- h. | Cє n. | ||||
| O 2. | IB. | S- H. | Si-o. | ||||
| N 2. | CLF. | C \u003d O. | S \u003d O. |
Хүснэгт 21-т өгөгдсөн утгуудаас нь ковалент бондын хүч чадал нь илүү их бөгөөд холбоо барих атомын хэмжээ нь илүү их, харьцуулахад илүү их бөгөөд харилцаа холбооны илүү том хэмжээтэй бөгөөд харилцааны илүү том хэмжээтэй байх болно.
Молийн атомын энерги, моляцийн харилцааны энерги.
7.10. Молекулуудын бүтэц. Эрлийтецийн загвар
Атомын хоорондох ковалент бондтой ихэнх нэгдлүүд молекулуудаас бүрддэг.
"Молекулуудын бүтэц" ойлголт - илүү өргөн ойлголт, химийн бүтэгдэл ба орон зайн бүтэц.
Молекулын химийн бүтэц нь бүтцийн томъёог тайлбарладаг.
Молекулын орон зайн бүтэц нь орон зайн томъёог тайлбарладаг.
Молекулын орон зайн бүтцийг тодорхойлохын тулд ухаалаг зай, холболтын хоорондох өнцөг, өнцгийг тодорхойлох шаардлагатай. Хоёуланг нь туршилтын дагуу тодорхойлж болно.
Бодисын молекулын зайг үнэлэх, орон зайн бүтэц, орон зайн бүтэц, орон зайн бүтэц нь хараахан судлагдаагүй байгаа тул атом (ковалент) радиогийг ихэвчлэн ашигладаг.
Өөр өөр элементийн атомын радиомын атомын нийлбэр нь молькул эсвэл талсттай холбоотой ижил төстэй элементүүдийн хоорондох дундаж зайтай тэнцүү байна. Атомын радиусын хүснэгтийг Хавсралт 9-т харуулав.
Холболтын хоорондох булангуудыг тооцоолох, ашигтай эрлийзжүүлэх загварыг хангаж өгдөг.
Метаны метаны молекулын химийн бүтцийг санаарай (21-р хуудсанд үзнэ үү). Энэхүү молекулын ковальт бондын схемээс (P. 105) Энэ молекул дахь дөрвөн холболтын гурван холболтыг яг ижил байна. Цахим үүлний тэнхлэг P-AO-AO нь харилцан үйлчлэгч бөгөөд эдгээр үүлний оролцоог бие биенийхээ оролцоотойгоор бүрдүүлдэг гурван ковалент бонд. Дөрөв дэх холболт нь тэднээс бага зэрэг ялгаатай байх ёстой. Метаны метаны метекулын бүх дөрвөн бондыг туршилтын бүх дөрвөн бондын тогтоосон бөгөөд энэ нь зурагт үзүүлсэн шиг сансар огторгуйг тогтоодог. Энэ бол нүүрстөрөгчийн атом нь тетрахроны төв хэсэгт байр сууриа эзэлдэг. (Баруун tetrahedal, гурвалжин, гурвалжин пирорен атомууд нь орой дээрээ байрладаг. Харилцаа холбоо тогтооход оролцсон нүүрстөрөгчийн атомын цахим үүл нь зөвхөн орон зайд ижил, зохих ёсоор байрладаг бол боломжтой.
Эрлийзжүүлэх загварын нэг хэсэг болох нь иймэрхүү зэрэгцмент үнэхээр тохиолддог гэж үздэг.
Ао, eo-ийн эрлийз, eo нь эрлийз гэж нэрлэдэг.
Метаны ch 4-ийн хувьд 4-оос 4-оос нэг нь нүүрстөрөгчийн нэг ба гурван 2p-jccon. Schematically үүнийг дараах байдлаар бичиж болно.
1 (2S-AO) + 3 (2p-Ao) 4 (SP 3 -A 3 -AO).
Орбититын энерги ижил төстэй: - харилцаа холбоо: AO Hylecidize загварыг ашиглан молекулын бүтцийг зохих ёсоор урьдчилан таамаглах хэрэгтэй.
1) Зөвхөн ба P блокуудын элементүүд (II, II, II, II, III, III, III, III, III, III, IVA) -ийн элементүүдийг бүрдүүлдэг. Эдгээр электронууд үргэлж эрүүтэй байдаг;
2) ковалент бондын холбоог P-Bocks-ийн элементийн элементийн элементийн гарт үүссэн тохиолдолд, гэсээр түргэн тусламж үзүүлэх нь зөвхөн хоёр дахь үеийн элементүүдийн атомын шинж чанартай байдаг;
3) IA ба VIII бүлгийн атомын хувьд IA болон VIII бүлгүүд, эрлийзжилт, эрлийзжилтийн байдал боломжгүй, туршилтын баталгаа;
4) СОНГОЛЧУУД, SP 3-ийн эрлийзжилт байхгүй бол; Хэрэв энэ талаар хангалттай валентын электрон байхгүй бол, эсвэл зарим нь нүүр царай үүсэхэд оролцдог бол SP 2 - эсвэл SP-гибридизацид оролцдог.
Молекулын химийн бүтэц нь молекулын химийн бүтэц, холбоотнуудын орон зайн бүтэц, ofsatomic-ийн орон зайн бүтэц, jcrid or of jcrid or orbridize, jcrid orbriding of jcrid or or orbridize, jcrid orbidize, jcrid or orbitize, jcrid or orbridizations, jcrid or orbridize, jcrid or or orbridizations of jcrid or or of orbridize, jcrid or or of jbrid or of jcrid or or of orbitization юм.
1. Дараахь бодисын молекулыг нэмэгдүүлэхийн тулд дараахь бодисын молекулыг нэмэгдүүлээрэй: A) H 2 S, H 2 O, H 2 TE, H 2 SE; B) PH 3, NH 3, SBH 3, SBH 3, Үнс 3.
2. Дараах молекулуудын хувьд Coveent Bonds-ийг ковалент бонд гаргах, AO: AO) CCLING-ийн төрлийг тодорхойлж, 2, nf 3, nf 3, nf 3; б) bei 2, bf 3, sicl 4; c) h 3 c ch- ch 3, hcho, n- хамт n.
Атом бүр эерэг цэнэглэгдсэн цөм, сөрөг цэнэглэгдсэн цахим цахим бүрхүүлээс бүрдэнэ. Зөрчилтэй атомын хооронд цөм ба электронууд, электронууд, электростатик хүчний хоорондох цэргүүд үүссэн тул: Таталцал ба сэтгэл татам байдал. Хэрэв атом нь ofomment-ийг rasts-ийн үр дүнд буурсан бөөмийн энерги буурахад хүргэдэг (хувь хүний \u200b\u200bатомын батлагдсан), химийн бонд үүссэн.
Цасын холбом - Эдгээр нь харилцан үйлчлэлийн хүч чадал, бие биенийхээ хэсгүүдийг барьж байгаа нь хүч чадал юм.
Эрдэмтэд харилцаа холбоог үүсэх үндсэн үүрэг нь цөмтэй, гаднах цахим бүрхүүл дээр байрладаг. Ийм электроныг валент гэж нэрлэдэг.
Элементүүдийн атомуудад томоохон дэд бүлэг Бүх валентийн электронууд байрладаг сүүлчийн (гадаад) цахим давхарга ба тэдний дугаар нь бүлгийн дугаартай тэнцүү байна.
Элементүүдийн атомуудад хажуугийн дэд бүлэг Валентын электронууд ихэвчлэн байрладаг сүүлийн хоёр электрон давхарга дээр Гэхдээ тэдний тоо нь мөн элемент хамааралтай бүлгийн тоотой тэнцүү байна.
Жишээлбэл, калийн атомын хувьд нэг ваарны атомын электрон, манганы электрон, манганы электрон, 7 валентын электрон (Зураг 1).
Энэ шилдэг зураг. 1. Пали ба Манганедийн атомын цахим тохиргоо
Химийн бондын онолын дагуу найман электрон бүрхүүл нь хамгийн тогтвортой бүрхүүл юм. Хамгийн тогтвортой бүрхүүл нь хамгийн тогтвортой, дараа нь хамгийн тогтвортой, дараа нь хамгийн тогтвортой хоёр электрон муж юм.
Тогтвортой цахим бүрхүүл үүсэх нь хэд хэдэн аргаар үүсч болох тул янз бүрийн химийн бондын ялгах боломжтой.
Кодатлаг; Холбоотой харилцаа холбоо - Атомын элементийг давхцаж буй химийн бонд үүссэн. Цахим үүл (электрон), Харилцаа холбоог хангах, нийтлэг цахим хос гэж нэрлэдэг.
Хоёр ковалент бэхэлгээний механизм ялгагдашгүй: Бирж ба Донор хүлээн авагч.
Солилцооны механизмтай, атом бүр нь нэг электроныг нийтлэг хос үүсгэдэг.
A · + B \u003d A: in
Донор хүлээн авагчийн механизмтай хамт нэг атом нь аль хэдийн байгаа (Донор) аль нэг нь (Донор) -ийг (Донор) аль нэг нь (Хүлээн авах), нөгөө атом нь энэ хос электрон (хүлээн авагч) -д үнэгүй тойрог зам өгдөг:
Х: + □ B \u003d A: in: in
Нийтлэг цахим хослолыг форматлах нь атомын аль алинд хамааралтай ижил хэмжээгээр үйлдсэн нь ковалент бус туйл гэж нэрлэдэг.
Таглаа туйлын бус харилцаа холбоо Энэ нь харьцангуй цахим электреат, Азотын хоорондох ижил төстэй утгын хоорондох, chlorine of orlechine, азотын хооронд
|
Молекулын томъёо |
Электрон томъекто |
График томъектууд |
|
|
Ширээ 1. Ковалент бус туйлын бус харилцаа холбоо тогтоох нийлбэрүүдийн жишээ.
Нийтлэг электрон хосуудын тоо нь октетад ямар ч электронууд хангалттай байдаггүй. Хлор - Элемент vii-aii-abemburoup. Тиймээс дэд бүлгийн бүлгийн гадна электрон давхарга дээр. Октет нь хангалттай биш бөгөөд энэ нь хангалттай биш бөгөөд энэ нь CL 2-т нэг нийтлэг хос электрон хосыг үүсгэнэ гэсэн үг юм. N 2 Molecule-ийн N 2 Molecule-ийн НИТРОГЕНИЙН ЭРХ ЗҮЙН ЭРХ ЗҮЙН ЭНД ДАРЖ, БИДНИЙ ХУВЬЦАА. Давхар ковалент бонд нь этоцедийн нүүрстөрөгчийн атомын хооронд үүсдэг.
Дүрмийг дагаж мөрдөхөөс үл хамаарах зүйл бөгөөд октентын дүрэм нь үргэлж тоглодоггүй гэдгийг анхаарна уу.
Ковёент Партар харилцаа холбоо Үүнийг ерөнхий цахим хос хослолоор бүрдүүлдэг бөгөөд энэ нь илүү электреатикатын элементийн атом руу шилждэг. Энэ тохиолдолд хэсэгчилсэн төлбөр нь атомууд дээр үүсдэг: Δ + + ба Δ- (Зураг 2).
Энэ шилдэг зураг. 2. Хлорид молекул дахь ковалент бондын боловсрол
Харилцааны атомын элементийн электронометрийн ялгаа, харилцааны туйлшралын ялгаа их байна.
Ионын харилцаа холбоо - Кейс ковалентийг хязгаарлах цагаань том харилцаа.
Ионын харилцаа холбоо - Энэ бол элементийн нэг нь электрон хосыг бараг л бүрэн бүтэн шилжсэн электростатик сэтгэл татам юм. Энэ төрлийн харилцаа холбоо нь атомын харьцангуй утга нь том (дүрмийн дагуу 1.7-аас дээш хувь нь 1.7-аас дээш).
Ионын харилцаа холбоо ихэвчлэн ердийн хооронд үүсдэг төмөрсуцдас nemetall. Жишээлбэл, натрийн хлоридын NACL NACLIE ATOM 1 Валорентын атом нь хлорын атомыг өгөөд, хлорын атом, хлорын атомыг оруулаад, 1 электрон атомыг гаргаж ирэв. Анион катионыг татдаг, ионы холболт үүссэн (Зураг 3).
Энэ шилдэг зураг. 3. Натрийн хлорид дахь ионы харилцаа холбоо
Давс, Alkali, том исэл, карбелид, карбелид, нитрид харьяалагддаг ионик холболтуудБайна уу. Энэ бүх бодисууд хэвийн нөхцөлд хатуу, их хэмжээний хайлж буй температуртай (ихэвчлэн 700-1000 ° C), тэдгээрийн шийдэл, цахилгаан сувгийн шийдэл, хайлмал.
Ионик нэгдлүүдийн тусгал нь ион нь ямар ч чиглэлд болон их хэмжээгээр эсэргүүцсэн имино татан буулгахыг тайлбарлаж өгдөг. Үүний улмаас ионууд нь болор торонд бэхлэгддэг. Жишээлбэл, Жишээлбэл, бол болор натри натрийн хувьд нэг натрийн катионыг зургаан натри тайлбарладаг бөгөөд хлорын анионыг зургаан натрийн катионоор хүрээлдэг (Зураг 4). Тиймээс, хоол хийх давс нь бүх болор нь асар том ионоос бүрдсэн асар том макромолекул юм. Ба химийн томъёо NACL нь зөвхөн тэдгээрийн харьцааг л тодорхойлдог. Хэвийн нөхцөлд NACL молекул байхгүй байна.
Энэ шилдэг зураг. 4. Кристал натрийн хлоридын торны загвар
Нэг бодисын хувьд, хэд хэдэн төрлийн химийн бондыг хэрэгжүүлж болно. Жишээлбэл, Аммони Хлорид, Хлойторын болон Хлорборийн катиончууд ба Хлорборидын ионы хооронд үүссэн коваль холбоосууд байдаг.
Энэ шилдэг зураг. 5. Аммони хлорид дахь химийн бондын боловсрол
Хичээлийг дүгнэх
Та химийн холболт ямар болохыг олж мэдсэн бөгөөд энэ нь яагаад үүссэн, эсвэл ионын харилцааны хоорондох схемийг янз бүрийн бодис хэлбэрээр хэрхэн яаж дүрслэх вэ.
Ном зүй
1. Novoshinsky I.i., Novoshinskaya N.S. Химийн арга 10 ангийн хичээлийн заавар. Бутээлч Профайл түвшин. - M .: LLC: LLC "TID" Орос хэл дээрх үг - RS ", 2008. (§§ 8, 14)
2. kuznetsova n.e.e., litvinova t.n., lekun a.n. Хими: 11-р анги: Оюутнуудад зориулсан сурах бичиг. Бутээлч (Профайлын түвшин): 2 цагт. М .: Вентана Граф, 2008. (§9)
3. RADESKY A.M. Химийн арга Дидактик материал. 10-11 анги. - М .: Гэгээрэл, 2011 он. (P. 88-95)
4. Homchenko I.D. Ахлах сургуулийн хичээлийн ажил, дасгалуудыг цуглуулах. - M. RIA "RIA" Шинэ давалгаа ": Demolekov, 2008 оны хэвлэлийн газар. (P. 39-41)
Гэрийн даалгавар
1.C. 39-40 NOS 7.3, 7.5, 7.7, 7.17, 7.17, 7.17 нь ахлах сургуулийн хичээлийн хичээлд (HoMchenko I.D.), 2008 он.
2. Бодооны жагсаалт: H 2 S, CO, KOH, KOH, NA 2, NA 2, CUCL 2, HELT 2, HEAK 2, HEES 2, HERO 2, HELT, PCL 2, N 2, PCL 3, N 2, N 2 O 2, N 2 O 2, N 2 ON, N 2 O 5. Үүнээс эхлэн бодисын томъёог бичсэн: A) ионы бондтой; б) ковалент бондтой.
3. Ийм 2 молекулын цахим томъёо хий. Цахим нягтын цоорхойг харуул. Химийн бондын төрлийг зааж өгнө.
Би эхлээд цахим бүрхүүлийн бүтцийг анх цахим бүрхүүлтэй бүтээсэн, химийн боон болон түүний цахим болон түүний цахим мөн чанарыг бий болгосон. Борелийн дагуу электронууд, электронууд нь тодорхой эрчим хүчний мужуудад тохирсон байрлалд багтдаг бөгөөд I.E. Энерийн түвшин. 1915 онд Германы физик физикч Коссел нь давстай химийн бондын тайлбарыг өгч, 1916 онд Америкийн эрдэмтэн Молекулд химийн бондын тайлбарыг санал болгов. Тэд элементийн атомуудаас эхлэн элементийн атомуудаас цахим цахим дээлийг хийх хандлагатай байдаг (гаднах электрон давхаргыг бүрэн дүүргэх). Коссел ба Льюисийн төлөөлөл, Льюисийн төлөөлөл нь валентийн цахим онолын нэрийг хүлээн авав.
Гол дэд бүлгийн элементүүдийн элементүүдийн Дараах тогтоол Гаднах электрон давхарга дээр байрладаг электронуудын тооноос хамаарна. Тийм болохоор эдгээр гадаад электроныг валент гэж нэрлэдэг. Хажуугийн дэд бүлгийн элементүүдийн хувьд гадна талын давхаргын электронууд, дотоод дэд квадрат нь вальлевелийн электронууд юм.
Химийн бондын гурван үндсэн төрөл байдаг: ковалент, ионик, металл.
Хүснэгт. Химийн бондын төрлүүд ба тэдгээрийн үндсэн онцлог шинж чанарууд.
| Цасын холбом | Атомыг холбох | Элементүүдийн шинж чанар | Цахим бүрхүүл дэх үйл явц | Хэсэг ангисэн | Болор эс | Аж үйлдвэрийн зан чанар | Жагсуулга |
| Доник | Металл атом ба атом Неметалла | Электрополо- Амьд амьдрах I. Эр зөвшөөрөх сөрөг |
Валентийн электроныг шилжүүлэх | Эерэг ба сөрөг ионууд | Доник | Нийилга NYU |
Nacl cao naoh. |
| Таглаа | Немметалов атомууд (Металлын бага атомууд) | Эр зөвшөөрөх дохио Амьдрах |
Нийтлэг цахим хос хосын боловсрол, молекулын тойрог замыг дүүргэх | Молекулууд |
Молек |
Нисэх эсвэл дэгдэмхийгүй | BR 2 CO 2 C 6 H 6 |
| --------- | Атомын | Бүйлс шиг NYU |
Алмаз SI SI SIC | ||||
| Төмөр Каяа. |
Металлын атомууд | Электрополо- Амьдрах |
Валентийн электроныг буцаах | Эерэг ион ба электрон хий | Төмөр | Металл- Каяа. |
Металл ба хайлшууд |
Ковётын холболт.
Ковалент Бонд нь холбогдсон атомын бүрхүүлд үүссэнээс үүдэлтэй ковалент бонд үүсдэг.
Энэ нь электрономын үзэл баримтлалыг танилцуулах шаардлагатай байна. Цахилгаан нь атомын чадвар юм имимны чанар Химийн холболт үүсэхэд оролцсон ерөнхий цахим хосуудыг дарна уу.
Цахим цахилгаан тэжээл
Харьцангуй электрономын элементүүд (POWing)
| бүлэг | Би.. | II. | Би | IV. | V. V. | Гүү | Вин | Viii. | |||
| нас | |||||||||||
| 1 | Х. 2,1 |
Тэр. - |
|||||||||
| 2 | Ли 0,97 |
Байх. 1,47 |
Б.. 2,01 |
С c. 2,50 |
Н. 3,07 |
Х. 3,5 |
F Бай: 4,10 |
Неэг - |
|||
| 3 | NA. 1,01 |
Мг. 1,23 |
Даруу 1,47 |
Sei 1,74 |
P. 2,1 |
С сар. 2,6 |
Cl. 2,83 |
Иэг - |
|||
| 4 | К. 0,91 |
CA. 1,04 |
Спатор 1,20 |
Ti 1,32 |
V. V. 1,45 |
CR 1,56 |
М. 1,60 |
Fe. 1,64 |
CO. 1,70 |
Ni. 1,75 |
|
| CU. 1,75 |
Zn. 1,66 |
ГА. 1,82 |
Гал. 2,02 |
Гэвэл 2,20 |
Нь 2,48 |
БР. 2,74 |
Qr. - |
||||
| 5 | Rb. 0,89 |
Шар 0,99 |
Y-Х. 1,11 |
Zr. 1,22 |
NB. 1,23 |
Г. 1,30 |
Tc. 1,36 |
Инээдээ 1,42 |
Rh. 1,45 |
Pd. 1,35 |
|
| Орлого 1,42 |
Метр 1,46 |
Шигугаар байна 1,49 |
Sn. 1,72 |
Sb. 1,82 |
Т 2,01 |
Би.. 2,21 |
Xe. - |
||||
| 6 | Cs. 0,86 |
BA. 0,97 |
Ла * 1,08 |
Hf. 1,23 |
ТА. 1,33 |
В Ч. В. 1,40 |
Re. 1,46 |
Ос 1,52 |
Дүрэм 1,55 |
Pt. 1,44 |
|
| A. 1,42 |
HG. 1,44 |
TL 1,44 |
Pb. 1,55 |
Мин 1,67 |
L дарга 1,76 |
Хийхдээ 1,90 |
Rn. - |
||||
| 7 | FL. 0,86 |
Ра. 0,97 |
Ac ** 1,00 |
* Лантаноидууд - 1.08 - 1.14 | |||||||
Ховор химийн бодис Химийн элементийн холбоогүй, холбогдох атомуудаас бүрдэнэ. Ийм барилгад цөөн тооны байшинд цөөн тооны хий, цөөн тооны хий, омог, Криптон, Криптон, Криптон, Криптон, Криптон, Криптон, Криптон, Радон, Радон нар ийм бүтэцтэй байдаг. Илүү олон удаа, химийн бодисууд нь ялгавартай атомуудаас бүрдэхгүй, гэхдээ янз бүрийн бүлгүүдэд өөрсдийн холбоонд байдаг. Атомын ийм нэгтгэх нь хэд хэдэн нэгж, хэдэн зуун, хэдэн мянган, бүр илүү атомуудБайна уу. Ийм бүлгийг нэг бүлгийн нэг хэсэг болгон эдгээр атомыг хадгалдаг хүч цасын холбом.
Өөрөөр хэлбэл химийн бонд нь харилцан яриаг илүү төвөгтэй бүтэцтэй харилцах харилцааг (молекул, Ион, радикал, радиаль,
Химийн бонд үүсэх шалтгаан нь илүү төвөгтэй бүтэц нь хувь хүний \u200b\u200bэнергиээс бага энерги юм.
Тиймээс, хэрэв xy molecule нь x ба y Atoms-ийн харилцан үйлчлэлд үүссэн бол энэ бодисын молекул нь бие даасан молекул нь бие даан атомын дотоод энергиээс доогуур юм.
E (xy)< E(X) + E(Y)
Энэ шалтгааны улмаас бие даасан атомын хооронд химийн бонд үүсэх, энерги нь хуваарилагдах болно.
Химийн холбоог үүсэх нь цөмтэй хамгийн жижиг харилцааны энерги үүсгэдэг валбарБайна уу. Жишээлбэл, Бора нь Энергийн түвшний 2-р электронуудтай, 2-р электронуудтай н-orbital ба 1-ээс 2 хүртэл p.-телити:
Химийн холболт үүсэхэд атом бүр цахим гаусын цахим тохиргоог олж авахыг эрэлхийлж, I.e. Үүний гадна электрон давхарга нь 8 электрон (эхний хугацаанд элементүүдийн хувьд 2) байдаг. Энэ үзэгдлийг октетын дүрмийн нэрийг авсан.
Ноёд тохируулгын хийн атомын үр дүн нь бусад атом нь бусад атомын хувьд нийтлэг зүйлээр нийтлэг зүйл хийх боломжтой. Нэгэн зэрэг, ерөнхий цахим хосууд үүсдэг.
Электрон албадлагын түвшингээс хамаарч, коваль, ковалент, ион, металл холболтыг ялгах боломжтой.
Кодатлаг; Холбоотой харилцаа холбоо
Ковалент бонд нь төмөр бус элементийн атомуудын хооронд ихэнх тохиолдолд ихэвчлэн тохиолддог. Хэрэв ковалент Бонд үүсгэдэг металл атомууд нь өөр өөр химийн элементүүдэд хамааралтай бол ийм холболтыг ковалентен туйлын нэртэй байдаг. Ийм нэрийн шалтгаан нь өөр өөр элементийн атомууд нь нийтлэг электрон хосыг татах чадвартай байдаг. Энэ нь нийтлэг электрон хосыг хэсэгчлэн сөрөг сөрөг хүчин зүйлээр бүрдүүлдэг. Эргээд, хэсэгчлэн эерэг цэнэг нь өөр атом дээр үүсдэг. Жишээлбэл, хлорорын молекулын хувьд цахим болон Цахим устөрөгчийн атомаас хлорын атом руу шилжсэн:
Коваленттэй туйлын бондтой бодисын жишээ:
CCL 4, H 2 S 2 S, CO 2, PH 3, SIO 2, SIO 2, ETC.
Covenate бус туйлын холболт нь нэг химийн элементийн металл бус атомуудын хооронд үүсдэг. Атомууд ижил, ижил, тэдгээр нь ижил, тэдгээр нь ерөнхий электроныг хойшлуулах чадвартай байдаг. Энэ талаар, электрон хосыг нүүлгэн шилжүүлэх нь ажиглагдаагүй байна.
Дээр дурдсан Coveent Boveence Forces Forces-ийг ерөнхий цахим хос хослолоор бүрдүүлэхийн тулд электроныг бүрдүүлдэг.
Бас хандивлагч механизм байдаг.
Донор хүлээн авагчийн механизмын томоохон бонд үүсэхэд нэг атомын (хоёр электрон хос), нөгөө атомын хоосон тойрог замд гардаг. Усан электрон хосоор хангаж байгаа атом нь хандивлагч, үнэгүй orbital - хүлээн авагчтай атомыг нэрлэдэг. ATOMS нь электроныг хослуулсан, жишээ нь n, o, p, s, s.
Жишээлбэл, Донор хүлээн авагч механизмын дагуу дөрөв дэх ковалент n-h харилцаа холбоо Ammonium Cation NH 4 +:
Туйлуудаас гадна ковалент бондууд мөн эрчим хүчээр тодорхойлогддог. Харилцаа холбооны эрчим хүчийг атомын хоорондох бондыг эвдэхэд шаардагдах хамгийн бага энерги гэж нэрлэдэг.
Харилцаа холбооны энерги нь Binding Atoms-ийн радиог нэмэгдэж байна. Бид мэднэ атомын радии Дэд бүлгийг нэмэгдүүлдэг, жишээлбэл, галоген устөрөгчийн бондын хүчийг дараалан нэмэгдүүлэх болно.
Сайн уу? Сайн байна уу< HBr < HCl < HF
Мөн, заавал биелэгдэнэ нь түүний үржвэр нь түүний үржвэрээс хамаарна - харилцаа холбооны үржвэрээс илүү их байдаг. Харилцаа холбооны үржлийн дор хоёр атомын хоорондох ерөнхий цахим хос хосын тоо гэж ойлгодог.
Ионын харилцаа холбоо
Ионы харилцаа холбоог ковалентын туйлын харилцааны хувьд хэт туйлын хэргийг үзэж болно. Хэрэв ерөнхий электрон хосыг ковальт, туйлын холболтонд нүүлгэн шилжүүлэн, дараа нь ионикт, дараа нь ионик дээр нүүлгэн шилжүүлсэн бол энэ нь бараг л бүрэн "өгөгдсөн" юм. Электрон (ууд) -ийг эерэгээр өгсөн атом нь эерэг цэнэгийг олж авдаг бөгөөд болдог тахлагаагдах, мөн электронуудаа авирсан атом, сөрөг цэнэгийг олж авдаг ермом жимс.
Тиймээс ионы холболт нь катионтыг электростатик таталцдаг.
Энэ төрлийн харилцаа холбоо үүсэх нь ердийн метал ба ердийн металлын харилцан үйлчлэл юм.
Жишээлбэл, калийн фторанд. Калийн категорийг нэг электрон атомаас салгах үр дүнд флюрин, флюрин нь нэг электрон атомтай холбогдсон тохиолдолд үүссэн.
Ионик холболт үүссэн үр дүнд электростатик сэтгэлгээний хүч нь ионик холболт үүссэн үр дүнд үүсдэг.
Химийн бонд үүсэх, натрийн атомыг бүрдүүлэх нь хлорен атомыг хлорын атом руу шилжсэн бөгөөд сөрөг хүчин төгөлдөр бус ионууд үүссэн бөгөөд энэ нь гадны энерги,
Металлын атомын электронууд нь бүрэн өргөжүүлээгүй гэдгийг тогтоож, гэхдээ хлорын атомыг ковальт бондоор шилжүүлдэг.
Металл атом агуулсан ихэнх хоёртын нэгдлүүд нь Ионик юм. Жишээлбэл, исэл, Хулгай, сул тал, сульфид, нитрид.
ION холболт нь энгийн катион, энгийн катион, энгийн катионуудын хооронд тохиолддог бөгөөд энгийн катионууд ба энгийн катионуудын хооронд (F -, SO 3, 4 2, of 4 2, o ). Тиймээс Ионик нэгдлүүд нь давс, суурь, баазыг агуулдаг (NA 2, NH 4) 2, (NH 4) 2, (NH 4) 2, (NH 4) 2, 4), CA (NO 3) 2, (ӨНГӨ ОРУУЛАЛТ 4)
Даавуу холбох нь
Энэ төрлийн харилцаа холбоог металл хэлбэрээр бүрдүүлдэг.
Гаднах электрон давхаргын бүх металлын атомууд дээр атомын цөмтэй байдаг электронууд байдаг. Ихэнх металлын хувьд гадаад электроныг алдах үйл явц нь эрч хүчтэй байдаг.
Металлуудтай ийм сул дорой байдлыг харуулж, металлуудтай, эдгээр электронууд нь Металлуудтай, металлууд нь Металл бол Металл бол Металл бол болор нь дараахь үйл явцыг тасралтгүй явуулдаг.
М 0 - ne - \u003d m n +,
хаана m 0 бол төвийг сахисан металлын атом, ба M n + ижил металлын катион юм. Доорх зураг нь үйл явцыг харуулсан дүрслэлийг харуулж байна.
Энэ нь электрон болор болорыг "ашигласан" бөгөөд энэ нь нэг металорын артусыг "ашигласан", нөгөө нь төвийг сахисан атомыг үүсгэдэг. Ийм үзэгдлийг "электрон салхи" гэж нэрлэдэг бөгөөд Nemmetall атомыг "цахим бензин" гэж нэрлэдэг. Металлын атомуудын хоорондох ижил төстэй харилцан үйлчлэл нь металлын зангиа гэж нэрлэдэг байв.
Устөрөгчийн харилцаа холбоо
Хэрэв аливаа бодисын устөрөгчийн атом нь өндөр электрон элементтэй холбоотой бол exfone Engrount (хүчилтөрөгч, хүчилтөрөгч эсвэл флегрен) нь устөрөгчийн холбоо гэж нэрлэдэг.
Устөрөгчийн атом нь электрономатив атомтай холбоотой тул цахимхан атомын хамт хэсэгчилсэн эерэг, электренотын элементийн атом дээр үүсдэг. Энэ холболтонд нэг молекул, өөр нэг молекул, өөр нэг молекул, экво-сөрөг атомын хоорондох электродатик сэтгэл татам байх боломжтой. Жишээлбэл, устөрөгчийн бонд нь усны молекулд:
Энэ бол хэвийн бус тайлбарыг тайлбарласан устөрөгчийн бонд юм халуун Хаан хайлах. Уснаас гадна, бас бат бөх устөрөгчийн бонд Тэдгээр нь флорорын устөрөгч, аммиакен, хүчилтөрөгч, хүчилтөрөгч, хүчилтөрөгч, архи, архи, согтууруулах ундаа гэх мэт.