Datele privind energia ionizării (EI), PEI și compoziția moleculelor stabile sunt valorile și comparațiile lor reale - atât atomii liberi, cât și atomii asociați cu moleculele, ne permit să înțelegem modul în care atomii formează molecule prin intermediul unui mecanism de legătură covalentă.
Comunicare covalentă - (de la "Co" Latin "împreună și" Vales "cu putere) (comunicare homeopolară), comunicații chimice Între doi atomi care rezultă din ostilitatea electronilor aparținând acestor atomi. Atomii în moleculele de gaze simple sunt conectate prin legătura covalentă. Comunicarea la care există o pereche comună de electroni este numită singură; Există, de asemenea, legături duble și triple.
Luați în considerare câteva exemple pentru a vedea cum putem folosi regulile noastre pentru a determina numărul de obligațiuni chimice covalente care pot forma un atom dacă cunoaștem cantitatea de electroni de pe carcasa exterioară a acestui atom și sarcina nucleului său. Încărcarea nucleului și cantitatea de electroni de pe carcasa exterioară sunt determinate experimental și sunt incluse în tabelul element.
Calcularea unui număr posibil de legături covalente
De exemplu, calculează numărul de obligațiuni covalente pe care le poate forma sodiu ( N / A)aluminiu (AL),fosfor (P),și clor ( CL). Sodiu ( N / A) și aluminiu ( Al)acestea au, respectiv, 1 și 3 electroni pe carcasa exterioară și, în conformitate cu prima regulă (pentru mecanismul de comunicare covalent, utilizați un electron pe carcasa exterioară), ele pot forma: sodiu (N / A) - 1 și aluminiu ( Al) - 3 obligațiuni covalente. După formarea de conexiuni, numărul de electroni de pe cojile exterioare de sodiu ( N / A) și aluminiu ( Al) egală, respectiv, 2 și 6; Aceștia., Mai puțin numărul maxim (8) Pentru acești atomi. Fosfor ( P) și clor ( CL) Acestea au, respectiv, 5 și 7 electroni pe carcasa exterioară și, în conformitate cu cea de-a doua dintre modelele menționate mai sus, puteau forma 5 și 7 obligațiuni covalente. În conformitate cu modelul al patrulea model, formarea unei legături covalente, numărul de electroni de pe carcasa exterioară a acestor atomi crește cu 1. În conformitate cu modelul al șaselea, când se formează o legătură covalentă, numărul de electroni de pe carcasa exterioară a atomilor de legare nu poate fi mai mare de 8. care este, fosfor ( P) poate forma doar 3 conexiuni (8-5 \u003d 3), în timp ce clorul ( CL) poate forma doar unul (8-7 \u003d 1).
Exemplu: Pe baza analizei, am constatat că o anumită substanță constă din atomi de sodiu. (N / A) și clor ( CL). Cunoscând modelele mecanismului de formare a legăturilor covalente, putem spune că sodiul ( N / A.) Se poate forma doar o legătură covalentă. Astfel, putem presupune că fiecare atom de sodiu ( N / A)asociate cu atomul de clor ( CL)prin legătura covalentă în această substanță și că această substanță constă dintr-o moleculă atomică NaCl.. Formula structurii pentru această moleculă: Na-cl. Aici linia (-) înseamnă o conexiune covalentă. Formula electronică a acestei molecule poate fi afișată după cum urmează:
. .
Na: CL:
. .
În conformitate cu formula electronică, pe carcasa exterioară a atomului de sodiu ( N / A) în NaCl. Există 2 electroni și pe teaca exterioară a atomului de clor ( CL) Există 8 electroni. În această formulă, electroni (puncte) între atomii de sodiu ( N / A) și
clor (Cl) sunt electroni de legare. Deoarece Pei în clor ( CL) egală cu 13 EV și sodiu (N / A) Este egal cu 5.14 EV, perechea de liant de electroni este mult mai apropiată de atom. Cl.decât atomul N / A.. Dacă energiile de ionizare ale atomilor care formează molecula diferă foarte mult, atunci comunicarea rezultată va polar legătură covalentă.
Luați în considerare un alt caz. Pe baza analizei, am constatat că o anumită substanță constă din atomi de aluminiu ( Al) și atomii de clor ( CL). Aluminiu ( Al) Există 3 electroni pe carcasa exterioară; Astfel, poate forma 3 obligațiuni chimice covalente la acel moment clor (Cl), Ca și în cazul precedent, poate forma doar 1 conexiune. Această substanță este reprezentată ca ALLCI 3.și formula electronică poate fi ilustrată după cum urmează:
Figura 3.1. Formula electronicăAlcl. 3
cui formula structurii:
Cl-al-cl
Cl.
Această formulă electronică arată că ALLCI 3. pe teaca exterioară a atomilor de clor ( Cl.) Există 8 electroni, în timp ce pe teaca exterioară a atomului de aluminiu ( Al) 6. În conformitate cu mecanismul de formare a unei legături covalente, ambii lianți ai unui electron (unul din fiecare atom) vin la cochilii exteriori ai atomilor de legare.
Mai multe obligațiuni covalente
Atomii care au mai mult de un electron pe coaja exterioară nu pot forma una, ci mai multe legături covalente între ele. Astfel de conexiuni sunt numite mai multe (mai des multiplu) Relațiile. Exemple de astfel de conexiuni sunt legăturile moleculelor de azot ( N.= N.) și oxigen ( O \u003d O.).
Se numește conexiunea formată de unirea de atomi unici homoatomic covalent cravată, edacă atomii sunt diferiți, conexiunea este numită cravată covalentă heteroatomică [Prefectele grecești "Homo" și "Hetero" înseamnă același lucru și diferit].
Imaginați-vă, de fapt, arată ca o moleculă cu atomi pereche. Cea mai simplă moleculă cu atomi pereche este o moleculă de hidrogen.
7.8. Tipuri de obligațiuni covalente
Comunicare covalentă Se formează prin suprapunerea nori electronici de atomi de legare. Exista diferite metode suprapunerea acestor nori electronici.
1. Suprapunerea directă:
În acest caz, singura zonă de suprapunere a nori electronilor se află pe o linie dreaptă care leagă kernelurile de atomi. Comunicarea formată în acest mod este numită - Comunicare.
În funcție de tipul de nori suprapuse se poate forma s-S. , s-p. , p-p. Și alte soiuri de conexiune.
2. Suprapunerea laterală:
În acest caz, două zone de nori electroni suprapuneri sunt situate pe direcții diferite din avionul în care miezurile atomilor de legare se află. Comunicarea formată în acest EO suprapusă se numește o conexiune.
Ca și în cazul unei conexiuni, în funcție de tipul de nori suprapuneri, pot fi formate diferite soiuri de conexiune: p-p. , p-d. ,
d-d. etc.
Și -, iar -svyaz au o anumită direcție care apare din cauza dorinței atomilor la suprapunerea maximă eficientă a EO, adică să suprapune norii în zona maximă de densitate electronică. Astfel, o conexiune covalentă are un accent. De exemplu, în molecula de hidrogen sulfură a direcțiilor de două paturi între atomul de sulf și doi atomi de hidrogen sunt aproape perpendiculară (vezi circuitul la pagina 95). Atom, există un număr complet definit de electroni neplătiri, astfel încât acesta poate forma un număr complet definit de legături covalente. Astfel, o legătură covalentă are saturație. De exemplu, în cazul în care un atom de clor formează un produs-° C cu un atom de hidrogen (vezi schema de la pagina 95), nu mai poate fi conectat cu un atom de hidrogen.
Compararea caracteristicilor - și -CELlies sunt prezentate în tabelul 20.
Tabelul 20.Compararea caracteristicilor - și - Comunicații
O zonă de suprapunere |
Două domenii de suprapunere |
Nori electronici se suprapun cu piese cu cea mai mare densitate de electroni |
Nori electronici se suprapun cu părțile lor periferice |
Deoarece este aproape întotdeauna mai puțin durabil, decât -Cell, de obicei între atomi este format mai întâi - α, și apoi, dacă există o oportunitate, atunci -CV. În consecință, este posibil numai în cazul mai multor legături (dublu și triplu):
| Cyanor Garden - HCN. Alt nume - acid hidrocianic. Aceasta este o bâtă incoloră cu un punct de fierbere de 26 ° C, cu o încălzire puternică sau în lumina se descompune. Acidul sinil este amestecat cu apă în toate privințele. Prin analogie cu reproducerea cu halogen, o soluție de cianovorod în apă se numește acid cianogenic. Acidul sinil și sărurile sale (cianuri) sunt otrăvuri foarte puternice (doză fatală pentru o persoană de cel mult 50 mg), iar acidul în sine poate pătrunde în corp chiar și prin pielea intactă. Odată ce în organism, ciande și cianuri sunt asociate cu hemoglobină în cyngemoglobină, afectează centrele respiratorii și provoacă sufocări. În ciuda toxicității sale, acidul sintic este utilizat în producerea fibrelor sintetice și a unor tipuri de materiale plastice. În concentrații mici, acidul albastru se găsește în lumea plantelor (de exemplu, în Gorky Almond). |
-Cecelm, -svyaz.
1. Sfârșitul paragrafului prezintă formulele structurale ale a patru substanțe. Face formule electronice și moleculare pentru ele.
2.Sign formulele uzuale structurale și electronice ale următoarelor substanțe: CH3CI, COF 2, S02CI2 și N2H4. În cazul dificultăților, descrieți formarea relațiilor în aceste molecule. Specificați B. formule structurale - și -ovy. Rețineți că în atomii CH3CI N și CI sunt asociate numai cu atomii C, în atomii de COF 2 și F sunt, de asemenea, asociați cu atomi de carbon și, în așadar, atomii O și C1 sunt conectați numai cu atomii S. .
7.9. Energia de legătură covalentă
Rezistența comunicării se caracterizează prin energie de comunicare (a se vedea punctul 7.5). Rezistența legăturii covalente poate fi estimată în două moduri: determinarea energiei necesare pentru ruperea tuturor legăturilor într-o anumită porțiune a substanței sau prin determinarea energiei necesare pentru întreruperea numărului cunoscut de conexiuni. În primul caz, o astfel de energie se numește energie de atomizare, în a doua - energia de comunicare. În practică, se utilizează valori molare adecvate.
Energia molară a atomizării arată ce energie ar trebui să fie cheltuită pentru separarea unei substanțe de rugăciune pe atomii izolați.
Energia molară de comunicare arată ce energie este necesară pentru a cheltui cu privire la decalajul de 1 mol (6.02.10 23). Pentru moleculele diatomice, aceste energii coincid.
Și una, iar cealaltă energie molară este măsurată în kilodzhoules per mol: în cazul energiei de atomizare - pe molul substanței și în cazul energiei de comunicare - pe molul obligațiunilor. La calcularea numărului de linkuri pentru a determina es dual (sau triplu), conexiunea este considerată o legătură.
Tabelul 21.Exemple de valori E la valorile medii ale E SV (în KJ / MOL)
Substanţă |
Substanţă |
||||||
| H 2. | HF. | C- H. | N \u003d O. | ||||
| F 2. | ACID CLORHIDRIC | N-H. | C- C. | ||||
| CL 2. | Hbr | O- H. | C \u003d C. | ||||
| Br 2. | SALUT | SI-H. | Cє c. | ||||
| I 2. | Co. | P- H. | Cє n. | ||||
| O 2. | IBR. | SH. | Si-o. | ||||
| N 2. | CLF. | C \u003d O. | S \u003d O. |
Din valorile prezentate în Tabelul 21, se poate concluziona că rezistența legăturilor covalente este cea mai mare, cu atât este mai mică dimensiunea atomilor de legare și multiplicitatea mai mare a comunicării.
Energia de atomizare molară, energia comunicării molare.
7.10. Structura moleculelor. Modelul de hibridizare
Majoritatea compușilor cu legături covalente între atomi sunt formați din molecule.
Conceptul de "structură a moleculelor" - un concept destul de larg și include, în special, structura chimică și structura spațială.
Structura chimică a moleculei este descrisă de formula structurală.
Structura spațială a moleculei este descrisă de formula spațială.
Pentru a caracteriza cantitativ structura spațială a moleculei, este necesar să se determine distanțele inteligente și unghiurile dintre conexiuni. Ambele pot fi determinate experimental.
Pentru a evalua distanțele interatomice în moleculele de substanțe, a cărei structură spațială nu a fost încă studiată, așa-numita radă atomică (covalentă) este adesea folosită.
Suma atomilor de raze atomice de diferite elemente este egală cu distanța medie dintre atomii acestor elemente asociate cu o legătură simplă covalentă, în molecule sau cristale. Tabelul razei atomice este prezentat în apendicele 9.
Pentru a estima colțurile între conexiuni, este furnizat un model de hibridizare util.
Reamintim structura chimică a moleculelor metanice (vezi figura la pagina 21). Din schema de formare a legăturilor covalente din această moleculă (p. 105) rezultă că trei dintre cele patru conexiuni din această moleculă sunt exact aceleași. Deoarece axa nori electronici P-AO este perpendiculară reciproc, atunci trei legături covalente formate cu participarea acestor nori ar trebui să fie îndreptate spre unghiuri drepte între ele. A patra conexiune ar trebui să difere de la ei într-o oarecare măsură. Se stabilește experimental că toate cele patru legături în moleculă de metan sunt complet aceleași și trimise în spațiu așa cum se arată în figura (p. 21). Asta este, atomul de carbon ocupă o poziție în centrul tetraedrului (tetraedrala dreaptă, piramida triunghiulară) și atomii de hidrogen în vârfurile sale. Acest lucru este posibil numai dacă norii electronici ai atomului de carbon implicați în formarea comunicării sunt absolut aceleași și situate în mod corespunzător în spațiu.
Ca parte a modelului de hibridizare, se presupune că o astfel de aliniere se întâmplă într-adevăr.
Hibridizarea AO și EO se numește hibrid.
În cazul metanului CH4 de hibridizare, se supune un 2S-AO și trei 2P-OC de atom de carbon, în timp ce sunt formate patru SP 3-hibrid SA. Schematic acest lucru poate fi scris ca:
1 (2S-AO) + 3 (2p-AO) 4 (SP 3 -AO).
Energiile orbitălor devin aceleași ca și aceleași: - Comunicații: Pentru a prezice în mod corespunzător structura moleculei utilizând modelul de hibridizare AO, trebuie să vă amintiți următoarele:
1) în formarea legăturilor covalente la atomii de elemente ale blocurilor S și P, care au numai electroni neplătiuți (grupări IIa, III și IVA), orbital, pe care acești electroni sunt întotdeauna hibridizați;
2) când legăturile covalente sunt formate de atomii elementelor P-blocului, având o pereche de urgență (grupări de VA și VIA), hibridizarea este caracteristică numai pentru atomii elementelor din a doua perioadă;
3) Pentru atomii elementelor IA și VIIIA, confirmarea experimentală a prezenței sau absenței hibridizării este imposibilă;
4) Dacă nu există obstacole, se efectuează 3-hibridizarea; Dacă nu există suficienți electroni de valență pentru acest lucru sau unii dintre ei sunt implicați în formarea fețelor, atunci se efectuează Hibridizarea SP2 sau SP.
Structura chimică a moleculei, structura spațială a moleculei, distanța interatomică, unghiul dintre legături, raza atomică, hibridizarea SA, orbitele hibride, condițiile de hibridizare a SA.
1. Creșteți moleculele următoarelor substanțe în ordinea creșterii energiei de legare: a) H2S, H20, H20, H 2 SE; b) pH 3, NH3, SBH3, cenușă 3.
2. Pentru următoarele molecule, trageți schemele de formare a legăturilor covalente și determinați tipul de hibridizare a atomilor centrali AO: a) CCI 4, 2, NF3; b) Bei 2, BF3, SICL 4; c) H 3 C-CH3, HCHO, N- cu N.
Fiecare atom constă dintr-un kernel încărcat pozitiv și o coajă electronică încărcată negativ. Datorită tarifelor kernelului și electronilor dintre atomii adiacenți, apar forțe electrostatice: atracția și repulsia. În cazul în care raportarea atomilor duce la o scădere a energiei particulei rezultate (comparativ cu energiile atomilor individuali), se formează o legătură chimică.
Comunicații chimice - Acestea sunt punctele forte ale interacțiunii, ținând particulele unul de celălalt.
Oamenii de știință au demonstrat că rolul principal în formarea comunicării este jucat de electroni care sunt mai puțin asociați cu nucleul, care este situat pe carcasa electronică exterioară. Astfel de electroni sunt numiți valențe.
În atomii de elemente subgrupuri majore Toți electronii de valență sunt situați pe ultima (externă) Stratul electronic și numărul acestora este egal cu numărul grupului.
În atomii de elemente subgrupuri laterale Electronii de valență sunt de obicei localizați În ultimele două straturi electronice, Dar numărul lor este, de asemenea, egal cu numărul grupului la care aparține elementul.
De exemplu, în atomul de potasiu, un electron de valență, în atomul de mangan, 7 electroni de valență (figura 1).
Smochin. 1. Configurații electronice de atomi de potasiu și mangan
Potrivit teoriei legăturii chimice, cojile externe de opt electroni sunt cele mai stabile - octet (dacă în atom numai 1 strat electronic, atunci pentru ea cea mai stabilă stare de electroni este dubla).
Formarea unei e-shell stabile poate apărea în mai multe moduri, prin urmare, diferite tipuri de obligațiuni chimice distinge.
Comunicare covalentă - Bond chimic format prin suprapunerea nori electronici de atomi. Nori electronici (electroni), furnizarea de comunicații, se numesc o pereche electronică comună.
Se disting două mecanisme covalente de legare: schimbul și acceptorul donatorului.
Cu mecanismul de schimb, fiecare atom oferă un electron pentru a forma o pereche comună:
A · + B \u003d A: în
Cu un mecanism acceptor de donatori, un atom oferă câțiva electroni deja existenți (donator), iar celălalt atom oferă un orbital liber pentru această pereche de electroni (acceptor):
A: + □ B \u003d A: în
Relația efectuată prin formarea perechilor electronice comune, în aceeași măsură aparținând ambelor atomi, se numește neconfortabil non-polar.
Covalent. comunicare non-polară Se formează între atomii ne-metalelor cu aceleași valori ale electronizabilității relative, de exemplu, în moleculele de clor, azot, între atomii de carbon din etilenă (tabelul 1).
|
Formulele moleculare |
Formulele electronice |
Formule grafice |
|
|
Masa. 1. Exemple de compuși în care sunt prezente comunicații covalente non-polare.
Numărul de perechi electronice comune depinde de câți electroni nu au suficientă atom pentru octet. Clor - Element VII-A subgrup, prin urmare, pe stratul electronic exterior de electroni. Octetul nu este suficient un singur electron, înseamnă că se va forma o pereche comună de electroni în CI2. Există trei perechi electronice comune între atomii de azot din molecula N2, adică legătura triplă covalentă. Se formează o legătură dublă covalentă între atomii de carbon din etilenă.
Vă rugăm să rețineți că din fiecare regulă există excepții, iar regula OCTET nu este întotdeauna efectuată (un exemplu este o moleculă de gaz sulf SO 2).
Comunicarea polară covalentă Se efectuează prin formarea perechilor electronice generale, care sunt deplasate la un atom al unui element mai electronegativ. În acest caz, se formează taxe parțiale pe atomi: Δ + și Δ- (figura 2).
Smochin. 2. Educația unei legături covalente în molecula de clor
Cu cât este mai mare diferența de electronegatenețe a atomilor de elemente, cu atât este mai mare polaritatea comunicării.
Ion comunicare - limită covalentă comunicarea polară.
Ion comunicare - Aceasta este o atracție electrostatică între ionii formați de o schimbare aproape completă a perechii electronice la unul dintre atomi. Acest tip de comunicare se formează dacă diferența dintre valorile electronizabilității relative a atomilor este mare (de regulă, mai mult de 1,7 pe scara reală).
Ion comunicare de obicei formate între tipic metalȘi tipic nemetall. De exemplu, în clorură de sodiu NaCI atom de sodiu 1 Valența electronă a dat atomul de clor și transformat într-o cation și un atom de clor, adoptând 1 electron, transformat într-un anion. Anionul este atras și se formează o conexiune ionică (figura 3).
Smochin. 3. Educația comunicării ionului în clorură de sodiu
Săruri, alcalii, oxizi majori, carburi, nitruri aparțin conexiuni ionice. Toate aceste substanțe în condiții normale sunt solide, cu temperaturi ridicate de topire (de obicei 700-1000 ° C), soluțiile și topiturile conductelor electrice.
Reflecția compușilor ionici este explicată prin faptul că ionul poate atrage ioni încărcați opțional în orice direcție și cantități mari. În consecință, ionii sunt conectați ferm la latticul cristalului. De exemplu, într-o grilă de sodiu de sodiu cristal, o cationă de sodiu este înconjurată de șase anioni de clor și fiecare anion de clor este înconjurat de șase cationi de sodiu (figura 4). Astfel, întregul cristal al srii de gătit este într-un fel un macromolecule imens constând dintr-un număr mare de ioni. ȘI formula chimica NaCl determină numai raportul lor în cristal. În condiții normale, molecula NaCL nu există.
Smochin. 4. Modelul laturii clorurii de cristal de sodiu
Într-o singură substanță, pot fi implementate mai multe tipuri de obligațiuni chimice. De exemplu, în clorură de amoniu există legături covalente formate în mecanism de schimb și a unui donor-acceptor, precum și o legătură ionică între cationia de amoniu și ionul de clorură (figura 5).
Smochin. 5. Educația obligațiunilor chimice în clorură de amoniu
Însumând lecția
Ați învățat ce este o conexiune chimică și de ce se formează, care este diferența dintre relația covalentă și ionică, cum să descriem schemele de formare a legăturilor chimice în diferite substanțe.
Bibliografie
1. Novoshinsky i.i., Novoshinskaya N.S. Chimie. Tutorial pentru clasa de 10 grade. Creativi Nivel de profil. - M.: LLC "TID" cuvânt rus - RS ", 2008. (§§ 8, 14)
2. Kuznetsova n.e., Litvinova T.N., Lekun A.N. Chimie: gradul 11: manual pentru studenți. Creativi (Nivel de profil): în 2 ore. M.: Ventana Graf, 2008. (§9)
3. Radetsky a.m. Chimie. Material didactic. 10-11 clase. - M.: Iluminare, 2011. (p. 88-95)
4. Homchenko i.D. Colectarea sarcinilor și exercițiilor în chimie pentru liceu. - M.: RIA "New Wave": Editorul lui Demolekov, 2008. (p. 39-41)
Teme pentru acasă
1.C. 39-40 Nr. 7.3, 7.5, 7.7, 7.17 din colectarea de sarcini și exerciții în chimie pentru liceu (Khomchenko I.d.), 2008.
2. Lista substanțelor: H2S, CO, KOH, K2O, Na2S04, CICL 2, HI, S, PCL 3, N2O5. Scrieți formulele de substanțe din acesta: a) cu legătura de ioni; b) cu o legătură covalentă.
3. Faceți o formulă electronică a moleculei SO 2. Afișați offsetul densității electronice. Specificați tipul de legătură chimică.
Am explicat mai întâi structura cochiliei electronice, a contribuit la crearea ideii legăturii chimice și a naturii sale electronice. În conformitate cu modelul BOR, electronii pot ocupa în atomul poziției, care corespund anumitor stări de energie, adică niveluri de energie. În 1915. Fizicianul german Kossel a oferit o explicație a legăturilor chimice din săruri, iar în 1916, omul de știință american, Lewis a propus interpretarea legăturii chimice în molecule. Ei au continuat de la ideile că atomii elementelor au tendința de a realiza configurația electronică a gazelor nobile (umplerea completă a stratului electronic exterior). Reprezentările Kossel și Lewis au primit numele teoriei electronice a valenței.
Valinitatea elementelor subgrupurilor principale Sistem periodic Depinde de numărul de electroni situați pe stratul electronic exterior. Prin urmare, acești electroni externi se numesc valențe. Pentru elementele subgrupelor laterale, ambii electroni ai stratului exterior și electronii subrevelului intern pot apărea ca electroni de valență.
Există trei tipuri principale de obligațiuni chimice: covalente, ionice, metalice.
Tabel. Tipuri de obligațiuni chimice și principalele caracteristici distinctive.
| Comunicații chimice | O atomii de legare | Caracterul elementelor | Procesul în carcasă electronică | Piese formate | Crystal Cell. | Caracterul industrial | Exemple |
| ionic | Atomul de metal și atomul Nemetalla | Electropolo- Viu I. electric negativ |
Tranziția electronilor de valență | Ioni pozitivi și negativi | ionic | Soluție salină Nyu. |
NaOH NaCl Cao. |
| Covalent. | Atomii Nemmetalov (mai puțin atomi de metale) | Electric alarmer. Viaţă |
Educația perechilor electronice comune, completarea orbitălor moleculare | Molecule |
Molecular |
Zbura sau non-volatile | Br 2 CO 2 C 6 H 6 |
| --------- | Atomic | Migdale. Nyu. |
Diamond Si Sic. | ||||
| Metal Kaya. |
Atomi de metale | Electropolo- Viaţă |
Întoarcerea electronilor de valență | Ioni pozitivi și gaz electronic | Metal | Metal- Kaya. |
Metale și aliaje |
Conexiune covalentă.
Legătura covalentă se formează din cauza perechilor electronice generale care apar în cochilii atomilor asociați.
Este necesar să se introducă conceptul de electronegativitate. Electricitatea este capacitatea atomilor element chimic Apăsați perechile electronice generale implicate în formarea unei conexiuni chimice.
Un număr de electronegatenețe
Elemente de electronabilitate relative (prin Poling)
| grup | I. | II. | III. | IV. | V. | VI. | VII. | VIII. | |||
| perioadă | |||||||||||
| 1 | H. 2,1 |
El. - |
|||||||||
| 2 | Li. 0,97 |
FI. 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 |
Cca 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 |
La fel de 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 |
RU. 1,42 |
RH. 1,45 |
Pd. 1,35 |
|
| Agru 1,42 |
CD 1,46 |
ÎN. 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 |
LA. 1,90 |
Rn. - |
||||
| 7 | Fr. 0,86 |
Ra. 0,97 |
AC ** 1,00 |
* Lantanoizi - 1.08 - 1.14 | |||||||
Rareori substanțe chimice Constau în atomi separați, nu legați de elemente chimice. Într-o astfel de clădire, doar un număr mic de gaze numite Noble: Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon și Radon au o astfel de structură. Mai des, substanțele chimice nu sunt compuse din atomi disparați, ci din asociațiile lor din diferite grupuri. O astfel de integrare a atomilor poate retrage mai multe unități, sute, mii sau chiar mai mulți atomi. Forța care păstrează acești atomi ca parte a unor astfel de grupuri este numită comunicații chimice.
Cu alte cuvinte, se poate spune că legătura chimică se numește interacțiune, care asigură relația dintre atomii individuali în structuri mai complexe (molecule, ioni, radicali, cristale etc.).
Motivul pentru formarea unei legături chimice este că energia unor structuri mai complexe este mai mică decât energia totală a individului, formând atomii IT.
Astfel, în special, în cazul în care molecula XY este formată în interacțiunea atomilor X și Y, aceasta înseamnă că energia internă a moleculelor acestei substanțe este mai mică decât energia internă a atomilor individuali, din care a fost formată:
E (xy)< E(X) + E(Y)
Din acest motiv, în formarea legăturilor chimice între atomii individuali, energia va fi alocată.
În formarea legăturilor chimice, electronii stratului electronic extern cu cea mai mică energie de comunicare cu kernelul sunt numite valentines.. De exemplu, Bora are electroni 2 ai nivelului de energie - 2 electroni pe 2 s-orbital și 1 pe 2 p.-Theriti:
În formarea unei legături chimice, fiecare atom încearcă să obțină o configurație electronică a atomilor de gaze nobili, adică. Astfel încât, în stratul de electroni externi, există 8 electroni (2 pentru prima perioadă). Acest fenomen a primit numele regulii octet.
Realizarea atomilor de configurare electronică a gazelor nobile este posibilă dacă inițial atomii unici vor face parte din electronii lor de valență prin comun pentru alți atomi. În același timp, se formează perechi electronice generale.
În funcție de gradul de constrângere electronică, pot fi distinse comunicațiile covalente, ionice și metalice.
Comunicare covalentă
Bondul covalent are loc cel mai adesea între atomii elementelor nemetalizate. Dacă atomii nemetalici care formează o legătură covalentă aparțin diferitelor elemente chimice, o astfel de conexiune se numește polar covalent. Motivul pentru un astfel de nume constă în faptul că atomii de diferite elemente au capacitatea diferită de a atrage o pereche electronică comună pentru ei înșiși. Este evident că acest lucru duce la o deplasare a unei perechi comune de electroni față de unul dintre atomi, ca urmare a căreia se formează o încărcare negativă parțială. La rândul său, o încărcătură pozitivă parțială se formează pe un alt atom. De exemplu, în molecula de clorooor electronic Para. deplasate de la atomul de hidrogen la atomul de clor:
Exemple de substanțe cu o legătură polară covalentă:
CCL 4, H 2 S, CO 2, pH 3, Si02, etc.
Acoperita conexiune non-polară este formată între atomii ne-metalelor unui element chimic. Deoarece atomii sunt identici, aceleași și abilitățile lor de a întârzia electronii generali. În această privință, deplasarea perechii electronice nu este observată:
Mecanismul de formare a legăturii covalente descrise mai sus, când ambii atomi oferă electroni pentru formarea perechilor electronice generale, se numește curs de schimb.
Există, de asemenea, un mecanism acceptor de donatori.
În formarea unei legături covalente la mecanismul acceptorului donator, perechea generală de electroni este formată din cauza orbitalului unui atom (cu doi electroni) și orbitalul gol al celuilalt atom. Un atom care oferă o pereche de electroni apoasă este numit donator și un atom cu un acceptor orbital liber. Un atomi au electroni asociați, de exemplu N, O, P, S.
De exemplu, conform mecanismului acceptorului donator, al patrulea covalent n-H Comunicare În cationul de amoniu NH 4 +:
În plus față de polaritate, legăturile covalente sunt, de asemenea, caracterizate de energie. Energia de comunicare se numește energie minimă necesară pentru a sparge legătura dintre atomi.
Energia de comunicare scade cu creșterea radiului de atomi de legare. După cum știm atomic Radii. Crește subgrupurile, este posibil, de exemplu, pentru a concluziona că rezistența la halogen-hidrogen crește la rând:
SALUT< HBr < HCl < HF
De asemenea, energia obligatorie depinde de multiplicitatea sa - cu atât mai mare multitudinea de comunicare, cu atât este mai mare energie. Sub multiplicitatea comunicării este înțeleasă ca număr de perechi electronice generale între doi atomi.
Ion comunicare
Comunicarea ionică poate fi văzută ca un caz extrem de comunicare polară covalentă. Dacă o pereche de electroni generali este deplasată într-o conexiune covalentă și polară la una dintre perechile de atomi, atunci în ionic este aproape complet "dat" unul dintre atomi. Un atom care a dat un electron (e) dobândește o taxă pozitivă și devine cation, și un atom care și-a urcat electronii, dobândește o taxă negativă și devine anion..
Astfel, conexiunea ionică este o relație formată prin atracția electrostatică a cationilor la anioni.
Formarea acestui tip de comunicare este caracteristică interacțiunii metalelor tipice și a non-metalelor tipice.
De exemplu, fluorura de potasiu. Carea de potasiu este obținută ca urmare a separării de atomul neutru al unui electron, iar ionul de fluor este format când fluor este conectat la atomul de electroni:
O putere de atracție electrostatică apare între ionii rezultați, ca rezultat al căruia se formează conexiunea ionică.
În formarea legăturilor chimice, electronii de la atomul de sodiu s-au mutat la atomul de clor și ionii încărcați opțional au fost formați, care au un nivel de energie externă completă.
Sa stabilit că electronii din atomul de metal nu se extind complet, ci doar trecerea spre atomul de clor, ca într-o legătură covalentă.
Majoritatea compușilor binari care conțin atomi de metal sunt ionici. De exemplu, oxizi, halogenuri, sulfuri, nitruri.
Conexiunea ionului are loc, de asemenea, între cationii simpli și anii simpli (F -, CI-, S 2-), precum și între cationii simpli și anioni complexi (nr. 3 -, deci 4 2-, PO 4 3-, OH - ). Prin urmare, compușii ionici includ săruri și baze (Na2S04, CU (NO3) 2, (NH4) 2S04), CA (OH) 2, NaOH)
Comunicarea metalelor
Acest tip de comunicare este format în metale.
La atomii tuturor metalelor de pe stratul electronic exterior există electroni care au energie scăzută de legătură cu miezul atomic. Pentru majoritatea metalelor, procesul de pierdere a electronilor externi este benefic energetic.
Având în vedere o astfel de interacțiune slabă cu nucleul, acești electroni în metale sunt foarte mobili, iar în fiecare cristal metalic are loc continuu următorul proces:
M 0 - ne - \u003d m n +,
unde M 0 este un atom de metal neutru și m N + cationul aceluiași metal. Figura de mai jos prezintă ilustrarea proceselor care apar.
Adică, electronii sunt "utilizați" de cristalul metalic, deconectandu-se de la un atom de metal, formând o cation de el, conectându-se la o altă cation, formând un atom neutru. Un astfel de fenomen a fost numit "vânt electronic", iar combinația de electroni liberi în cristalul atomului nemmetal a fost numită "gaz electronic". Un tip similar de interacțiune dintre atomii metalelor a fost numit o cravată de metal.
Hidrogen Communications.
Dacă un atom de hidrogen în orice substanță este asociat cu un element ridicat de electronă (azot, oxigen sau fluor), un astfel de fenomen este caracterizat ca o legătură de hidrogen.
Deoarece atomul de hidrogen este asociat cu un atom electronegativ, se formează o încărcare parțială pozitivă pe atomul de hidrogen și pe atomul elementului electronic - negativ parțial. În această privință, devine posibilă atracția electrostatică între un atom de hidrogen încărcat parțial pozitiv al unei molecule și un atom electro-negativ al altui. De exemplu, legătura de hidrogen este observată pentru moleculele de apă:
Este o legătură de hidrogen care explică anormal căldură Apă topită. În plus față de apă, de asemenea durabilă legături de hidrogen Acestea sunt formate în astfel de substanțe ca hidrogen fluor, amoniac, acizi care conțin oxigen, fenoli, alcooli, amine.