Как да определим кой тип комуникация в химията. Видове химични връзки

определящи химични връзки;

м видове химически връзки;

м метода на валентност отношения;

m основни характеристики на ковалентна връзка;

м механизми за формиране на ковалентна комуникация;

m сложни съединения;

m метод на молекулярни орбитали;

m междумолекулни взаимодействия.

Определяне на химическата връзка

Химическа комуникация Те наричат \u200b\u200bвзаимодействието между атомите, което води до образуването на молекули или йони и трайно задържане на атоми един на друг.

Химически комуникации То има електронна природа, т.е. поради взаимодействието на валентни електрони. В зависимост от разпределението на валентни електрони в молекулата се различават следните видове връзки: йонни, ковалентни, метални и други йонни връзки могат да се разглеждат като екстремен случай на ковалентна връзка между атомите, рязко различно в природата.

Видове химическа връзка

Йонна връзка.

Основните разпоредби на съвременната теория на йонната комуникация.

1.) йонната връзка се образува в взаимодействието на елементи, рязко различно един от друг чрез свойства, т.е. между метали и неметали.

2.) формирането на химична връзка се обяснява с желанието на атомите за постигане на стабилна осем електронна външна обвивка (S 2P6).

CA: 1S 2 2S 2 P 6 3S 2 P 6 4S 2

СА 2+: 1S 2 2S 2 P 6 3S 2 P 6

CL: 1S 2 2S 2 P 6 3S 2 P 5

Cl -: 1S 2 2S 2 P 6 3S 2 P 6

3.) Получените вариращи заредени йони се държат един от друг за сметка на електростатичното привличане.

4.) йонната връзка не е насочена.

5.) Не съществува чиста йонна връзка. Тъй като енергийната енергия е по-голяма от енергията на афинитета на електрона, целият преход на електрони не се случва дори в случай на двойка атоми с голяма разлика в електрическите преговори. Затова можем да говорим за дела на йониката на комуникацията. Най-голямата йонизация на комуникацията се осъществява в флуориди и S-елементи хлориди. Така, в RBCl кристали, КС1, NaCl и NAF, той е съответно 99, 98, 90 и 97%.

Ковалентна връзка.

Основните разпоредби на съвременната теория на ковалентните комуникации.

1.) Ковалентната връзка се образува между елементите, подобни на свойствата, т.е. неметали.

2.) Всеки елемент осигурява 1 електрон за формиране на връзки, а завъртанията на електроните трябва да бъдат противоречиви.

3.) Ако ковалентна връзка е оформена от атоми от същия елемент, тогава тази връзка не е полярна, т.е. общата електронна двойка не се измества към някой от атомите. Ако ковалентна връзка е оформена от два различни атома, тогава общата електронна двойка се измества в най-електрификационния атом, той полярна ковалентна комуникация..

4.) при образуването на ковалентна връзка, има припокриване на електронни облаци от взаимодействащи атоми, в резултат на това в пространството между атомите има зона на повишена електронна плътност, привличаща положително заредена ядра на взаимодействащи атоми и задържане в близост до приятел. В резултат на това енергията на системата се намалява (фиг. 14). Въпреки това, с много силно сближаване на атомите, отблъскването на ядрата се увеличава. Следователно между ядрата има оптимално разстояние между ядрата ( дължина Комуникация, л. SV), в която системата има минимална енергия. При това състояние се различава енергията, наречена обвързваща енергия - тя е подчертана.

Фиг. 14. Зависимостта на енергийната енергия на два водородни атома с паралелни (1) и анти-паралелни (2) завъртания от разстоянието между ядките (Е - системата на системата, EC - комуникационна енергия, R е разстоянието между ядрата, л. - Продължителност на комуникацията).

За да се опише ковалентна връзка 2 метода: методът на отношенията на валентност (слънце) и метод на молекулен орбитали (mmO).

Метода на валентност.

Основата на метода на слънцето е следните разпоредби:

1. Ковалентната химична връзка се формира от два електрона с противоположно насочени гръб и тази електронна двойка принадлежи към два атома. Наказани са комбинации от такива двукорронни двуконтролни облигации, отразяващи електронната структура на молекулата схеми за валентинки.

2. Ковалентната връзка е по-силна от взаимодействащите електронни облаци.

За визуален образ на валентни вериги те обикновено се използват по следния начин: електроните, които са във външния електронен слой, са обозначени с точки, разположени около химичния символ на атома. Електроните, общи за два атома, показват точки, поставени между техните химични символи; Двойна или тройна връзка се обозначава с две или три двойки общи точки:

N: 1S 2 2s 2 p 3;

C: 1S 2 2s 2 p 4

От показаните схеми може да се види, че всяка двойка електрона, свързващи два атома, съответства на едно тире, изобразяващо ковалентна връзка в структурните формули:

Броя на обичайните електронни двойки, свързващ атом на този елемент с други атоми, или с други думи, се нарича броят на ковалентни връзки, образувани от атом, се нарича ковалентност Според метода на слънцето. Така водородната ковалентност е 1, азот - 3.

Съгласно метода на припокриване на електронни облаци, има два вида комуникация: S - комуникация и P - комуникация.

s - комуникацията възниква при припокриване на два електронни облаци по оста, свързващи ядрата на атомите.

Фиг. 15. Схема на образование S - връзки.

p - облигацията се формира, когато електронните облаци се припокриват от двете страни на линията, свързваща ядрото на взаимодействащите атоми.

Фиг. 16. Схема на образование P - връзки.

Основните характеристики на ковалентна връзка.

1. Дължина на комуникацията, ℓ. Това е минималното разстояние между ядките на взаимодействащите атоми, което съответства на най-стабилното състояние на системата.

2. Комуникационната енергия, наред е количеството енергия, която трябва да бъде скъпо да се наруши химическата връзка и да се премахнат атомите извън взаимодействието.

3. DIPOLET момент на комуникация, m \u003d Qℓ. Диполетът служи като количествена мярка за полярността на молекулата. За нелерани молекули, диполетът е 0, за не-полярен не е равен на 0. Диполният момент на полихидричната молекула е равен на векторната сума на диполите на индивидуалните отношения:

4. Ковалентната връзка се характеризира с фокус. Посоката на ковалентна връзка се определя от необходимостта да се максимизира припокриването в пространството на електронните облаци на взаимодействащи атоми, които водят до образуването на най-силните връзки.

Тъй като тези S-връзки са строго ориентирани в пространството, в зависимост от състава на молекулата, те могат да бъдат в определен ъгъл един към друг - такъв ъгъл се нарича валентност.

Дитерните молекули имат линейна структура. Многоатмичните молекули имат по-сложна конфигурация. Помислете за геометрията на различни молекули върху примера на образуването на хидриди.

1. VI група, основна подгрупа (с изключение на кислород), H2S, H2S, H 2.

S 1S 2 2S 2 P 6 3S 2 P 4

Водородът при образуването на комуникация включва електрон с S-AO, в сяра - 3R y и 3r z. H2 S Молекулата има плоска структура с ъгъл между връзките 90 0. .

Фигура 17. Структурата на молекулата H 2 e

2. хидриди на елементите на групата V, основната подгрупа: рН 3, ASN 3, SBN 3.

P 1S 2 2S 2 P 6 3S 2 P3.

При формирането на комуникация те вземат участие: в водород S-Ao, в фосфор - p в, Rx и R z Ao.

Молекулата на рН 3 има формата на тригоналната пирамида (в основата - триъгълник).

Фигура 18. EN Изграждане на молекули

5. Наградаковалентната комуникация е броят на ковалентните връзки, които могат да образуват атом. Тя е ограничена, защото Елементът има ограничено количество валентни електрони. Максималният брой ковалентни връзки, които този атом може да формира, е главно или възбудено състояние, наречено ковалентност.

Пример: водород - един квадрат, кислород - двуплоден, азот - три пъти и др.

Някои атоми могат да увеличат своята ковалентност в възбудено състояние поради отделянето на сдвоените електрони.

Пример. Бъдете 0 1s 2 2s 2.

В берилиевия атом в възбудено състояние, един валентен електрон е в 2p-Ao и един електрон на 2S-AO, т.е. ковалент е 0 \u003d 0 и ковалентността b * \u003d 2. по време на взаимодействието се извършва орбиталната хибридизация .

Хибридизация - Това е изравняването на енергията на различните АО в резултат на смесване преди химичното взаимодействие. Хибридизацията е условно приемане, което ви позволява да предскажете структурата на молекулата, използвайки комбинация от АД. При хибридизация тези АД, чиято енергия е близка до.

Всеки тип хибридизация съответства на определена геометрична форма на молекули.

В случай на хидриди на елементи II от групата на основната подгрупа, две идентични SP-хибридни орбитали участват в формирането на комуникация. Такъв тип комуникация се нарича SP-хибридизация.

Фигура 19. Молекула от вени 2. Sp-хибридизация.

сП-хибридните орбитали имат асиметрична форма, удължените части на АД с ъгъл на валентност са насочени към водород, равен на 180 o. Следователно, вените 2 молекулата има линейна структура (фиг.).

Структурата на хидридните молекули на елементите III от групата на основната подгрупа ще разгледа примера на образуването на BH3 молекулата.

B 0 1S 2 2S 2 P 1

Ковалентност B 0 \u003d 1, ковалентност b * \u003d 3.

Три SP-хибридни орбитали участват в образуването на връзки, които са оформени в резултат на преразпределението на електронните плътности на S-Ao и два R-AO. Този тип комуникация се нарича SP 2 - хибридизация. Ъгълът на валентност при SP 2 - хибридизацията е 120 0, така че молекулата VN 3 има плоска триъгълна структура.

Фиг.20. Молекула BH3. SP 2-хибридизация.

При примера на молекулата на SH 4, помислете за структурата на хидридните молекули на елементите на IV групата на основната подгрупа.

C 0 1S 2 2s 2 p 2

Ковалентност C 0 \u003d 2, ковалентност c * \u003d 4.

Четири и хибридни орбитали, образувани в резултат на преразпределение на електронните плътности между S-Ao и три R-AO участват в образуването на химическа връзка. Формата на молекулата на СН 4 е тетраедър, ъгълът на валентност е 109 o 28`.

Фиг. 21. CH 4 молекула. SP 3-хибридизация.

Изключения от общото правило са Н20 и NN 3 молекули.

Във водната молекула ъглите между връзките са 104.5 о. За разлика от хидридите на други елементи на тази група, водата има специални свойства, тя е полярна, диагностична. Всичко това се обяснява с факта, че във водната молекула вида на връзката SP 3. Това означава, че четири SP участват във формирането на химични облигации - хибридни орбитали. На две орбитали се намира един електрон, тези орбитали взаимодействат с водород, на две други орбити е двойката електрони. Присъствието на тези два орбитала и обяснява уникалните свойства на водата.

В амонячната молекула ъглите между връзките са приблизително 107.3 °, т.е. формата на амонячната молекула е тетраедър, вида на комуникацията SP 3. При формирането на комуникация в азотната молекула са участвали четири хибридни SP 3. На три орбитала е един електрон, тези орбитални са свързани с водород, на четвъртата АД има парна електронна двойка, която причинява уникалността на амонячната молекула.

Колентни механизми за комуникация.

MVS ви позволява да разграничите трия ковалентен механизъм за свързване: обмен, донор-акцептор, dative.

Обменна механизма. Той принадлежи към тези случаи на образуване на химическа връзка, когато всеки от двата обвързващи атома разпределя за социализацията на един електрон, сякаш ги обменя. За да свържете ядрата на два атома, е необходимо електроните да са в пространството между ядрата. Тази площ в молекулата се нарича обвързваща област (площта на най-вероятния престой на електронната двойка в молекулата). За да се направи обмен на недлекирани електрони при атоми, е необходимо да се припокриват атомните орбитали (фиг. 10.11). Това е ефектът от обменния механизъм за образуване на ковалентна химична връзка. Атомните орбитали могат да се припокриват само ако имат същите свойства на симетрията спрямо интерстициалната ос (фиг. 10, 11, 22).

Фиг. 22. Припокриване на АО, което не води до образуването на химическа връзка.

Донорски акцептори и механизми за мито.

Механизмът на донорния акцептор е свързан с прехвърлянето на варираща двойка електрони от един атом към свободния атомния орбитал на другия атом. Например, образованието на Йон -:

Един свободен R-Ao в борния атом в молекулата BF 3 приемат чифт електрони от флуоридния йон (донор). В получения анион четири ковалент комуникация в F. Равна по дължина и енергия. В изходната молекула всичките три връзки са оформени в механизма за обмен.

Атомите, външната обвивка, която се състои само от S- или P-електрона, могат да бъдат или донори или акцептори на проводящата двойка електрони. Атомите, в които се намират валентните електрони и на D-АД могат едновременно да действат като донори и в ролята на акцептори. Да се \u200b\u200bразграничат тези два механизма, въведени концепции за механизма за хранене за формиране на комуникацията.

Най-простият пример Проявите на захранващия механизъм са взаимодействието на два хлорни атома.

Два хлорни атома в хлорната молекула образуват ковалентна връзка в обменния механизъм, съчетавайки неговите несвързани 3R-електрони. В допълнение, SL-1 атомът предава водна двойка електрони 3p 5 - атом от CL - 2 до свободни 3D-Ao, а атомът на С1-2 е същата двойка електрона на свободни 3D атом на SL Atom - 1. Всеки Atomer изпълнява едновременно функцията на акцептора и донор. Това е предпазният механизъм. Ценният механизъм увеличава силата на комуникацията, затова хлорната молекула е по-силна от флуорната молекула.

Цялостни съединения.

Съгласно принципа на донор-акцепторния механизъм, се образуват огромен клас сложни химични съединения - всеобхватни съединения.

Комплексните съединения са съединения, които са в състава си съставни йони, способни да съществуват при кристален и в разтвор, съдържащ централен йон или атом, свързан с отрицателно заредени с йони или неутрални молекули ковалентни връзки, образувани от донорния механизъм.

Структурата на сложните връзки на фурнира.

Комплексните съединения се състоят от вътрешна сфера (сложен йон) и външна сфера. Връзката между йоните на вътрешната сфера се извършва съгласно механизма за приемане на донора. Принадлежностите се наричат \u200b\u200bкомплексообразуващи агенти, често могат да бъдат положителни метални йони (с изключение на металите на IA), които имат свободни орбита. Способността за комплексване се увеличава с увеличаване на йонната такса и намаление на неговия размер.

Донорите на електронната двойка се наричат \u200b\u200bлиганди или добавки. Лиганди са неутрални молекули или отрицателно заредени йони. Броят на лиганди се определя от координационния номер на комплексовия агент, който, по правило, е равен на двойната валентност на йонноплектния агент. Лиганди са монотантантни и полидоменност. Проницаемостта на лиганда се определя от броя на координацията, които лигандът заема в координационната сфера на комплексовия агент. Например, f - е монотантантни лиганд, s 2 o 3 2- - бидентански лиганд. Зареждането на вътрешната сфера е равно на алгебричната сума на обвиненията на компонентите на нейните йони. Ако вътрешната сфера има отрицателен заряд, това е анинов комплекс, ако е положително катионно. Катионните комплекси се наричат \u200b\u200bимето на йонно-комплексовия агент на руски, в анионните комплекси, комплексният агент се нарича латинска с добавянето на суфикс - в.. Връзката между външните и вътрешните сфери в комплексното съединение е йонно.

Пример: K 2 - калиев тетрахидроксицинат, анинов комплекс.

1. 2 - вътрешна сфера

2. 2k + - Външна сфера

3. Zn 2+ - Комплекс

4. О, - - лиганди

5. Координационен номер - 4

6. Връзката между външната и вътрешната сфера е йонна: \\ t

K 2 \u003d 2k + 2-.

7. Връзката между Zn 2+ йонни и хидроксилни групи е ковалентна, образувана от донорския механизъм: OH - - донори, Zn 2+ - акцептор.

ZN 0: ... 3D 10 4S 2

Zn 2+: ... 3D 10 4s 0 p 0 d 0

Видове сложни връзки:

1. Амоняк - лиганди на амонячна молекула.

Cl 2 - Tetrahammedi хлорид (II). Амоняките се получават чрез ефекта на амоняк върху съединения, съдържащи комплексообразуващия агент.

2. Хидроксуални съединения - лиганди той -.

Na е натриев тетрахидроксилулум. Хидроксокомплексът се получават чрез излишък на алкални хидроксиди на метали с амфотерни свойства.

3. Аквакомплекс - лиганди на водната молекула.

Cl 3 - хексаквахромен хлорид (III). Aquacocomplexes се получават чрез взаимодействие на безводни солеви соли.

4. Acidoplexes - лиганди анинови киселини - CL -, F -, CN -, S03 2-, I -, № 2 -, С2О4 - и т.н.

K 4 - калиев хексасиатор (II). Получава се чрез взаимодействие на излишна сол, съдържаща лиганд върху сол, съдържаща комплексообразуващия агент.

Метод на молекулярни орбитали.

MWS обяснява формацията и структурата на много молекули доста добре, но този метод не е универсален. Например, методът на валентност отношенията не дава задоволително обяснение за съществуването на йон, въпреки че в късно XIX. Векът е създаден съществуването на доста траен молекулен водород; енергията на енергията е 2,65в. В този случай обаче не може да се формира електронна двойка, тъй като включва само един електрон.

Методът на молекулярни орбитали (MMO) ви позволява да обясните редица противоречия, които не могат да бъдат обяснени, използвайки метода на валентност.

Основните позиции на ММО.

1. При взаимодействие на две атомни орбитали се образуват две молекулни орбитали. Съответно, с взаимодействието на n-атомни орбитали се образуват n-молекулни орбитали.

2. електрони в молекулата в равни Принадлежат на всички ядрени молекула.

3. образуват двата молекулни орбитала, единият има по-ниска енергия от първоначалната това е свързващ молекулярен орбитал, другият има по-висока енергия от оригинала, тя е голям бюст молекулярен орбитал.

4. MMO Използвайте енергийни диаграми без мащаб.

5. При попълване на енергийните електрони, използвайте същите правила, както при атомните орбитали:

1) принципа на минималната енергия, т.е. предимно пълни с подчинени с по-малко енергия;

2) Принцип на Паули: не може да има не повече от два електрона с анти-паралелни завъртания на всяка енергия подсладете;

3) Правило Hund: Запълването на енергийните съоръжения е по такъв начин, че общото завъртане е максимално.

6. Многообразивост на комуникацията. Многообразие на комуникацията MMO се определя по формулата:

Когато kp \u003d 0, връзката не се образува.

Примери.

1. Може ли да има молекула Н 2?

Фиг. 23. Схема за образуване на водородна молекула Н 2.

Заключение: H 2 Молекулата ще съществува, тъй като множеството на Асоциацията на Киргизска република\u003e 0.

2. Може ли да има молекула не 2?

Фиг. 24. Схема за формиране на хелий 2.

Заключение: Молекулата не съществува, тъй като множеството на KR \u003d 0.

3. Може ли да има частица H 2 +?

Фиг. 25. Схема на образуването на частици Н 2 +.

H2 + частица може да съществува, тъй като множеството на Асоциацията на Република Киргизстан\u003e 0.

4. Може ли да има молекула около 2?

Фиг. 26. Схемата за формиране на молекулата от 2.

Молекула около 2 съществува. От фиг.26 следва, че кислородната молекула има два несвързани електрона. Благодарение на тези два електрона на кислородната молекула на парамагнит.

По този начин методът на молекулярни орбитали обяснява магнитните свойства на молекулите.

Междумолекулно взаимодействие.

Всички междумолекулни взаимодействия могат да бъдат разделени на две групи: универсален и специфични. Универсален се проявява във всички молекули без изключение. Тези взаимодействия често се наричат облигации или ван дер ваали. Въпреки че тези сили са слаби (енергията не надвишава осем KJ / mol), те са причината за прехода на повечето вещества от газообразното състояние в течност, адсорбция на газове с повърхности solid Tel. и други явления. Характерът на тези сили е електростатичен.

Основни взаимодействия:

1). Дипол - дипол (ориентация) взаимодействие Между полярните молекули има между полярните молекули.

Взаимодействието на ориентацията е по-голямо, толкова по-диполни моменти, по-малко от разстоянието между молекулите и под температурата. Ето защо, толкова по-голяма е енергията на това взаимодействие, толкова повече за по-голямата температура трябва да нагрявате веществото, така че да кипи.

2). Индукционно взаимодействие Тя се извършва, ако има контакт с полярни и неполярни молекули в веществото. Диполът се индуцира в неполярна молекула в резултат на взаимодействие с полярната молекула.

Cl d + - cl d - ... ал d + cl d - 3

Енергията на това взаимодействие се увеличава с увеличаване на поляризността на молекулите, т.е. способността на молекулите към образуването на дипол под влияние на електрическо поле. Енергията на индукционното взаимодействие е значително по-малка от енергията на диполнополовото взаимодействие.

3). Дисперсионно взаимодействие - Това е взаимодействието на неполярни молекули поради незабавни диполи, произтичащи от колебанията на електронната плътност в атомите.

В редица подобни вещества, дисперсионното взаимодействие се увеличава с увеличаване на размера на атомите, съставляващи молекулите на тези вещества.

4) Сила на изпомпване Поради взаимодействието на електронните облаци на молекули и се проявяват с тяхното по-нататъшно сближаване.

Специфичните междумолекулни взаимодействия включват всички видове донорни взаимодействия, т.е. свързани с прехвърлянето на електрони от една молекула към друга. Получената междумолекулна комуникация има всичко характерни черти Ковалентна комуникация: насищане и ориентация.

Химичната връзка образува положително поляризиран водород, който е част от полярната група или молекулата и електрификационният атом на друга или същата молекула се нарича водородна връзка. Например, водните молекули могат да бъдат представени както следва:

Твърдите тигани са ковалентни полярни връзки във водните молекули между водородни и кислородни атоми, водородните връзки са обозначени с точки. Причината за образуването на водородни облигации е, че водородните атоми са практически лишени от електронни обвивки: техните единични електрони се преместват на кислородните атоми на техните молекули. Това позволява протони, за разлика от други катиони, приближават ядрото на кислородните атоми на съседните молекули, без да изпитват отблъскване от електронните обвивки на кислородните атоми.

Водородната връзка се характеризира с свързваща енергия от 10 до 40 kJ / mol. Въпреки това, тази енергия е достатъчна, за да предизвика асоциация на молекулитетези. Тяхната асоциация в димери или полимери, които в някои случаи съществуват не само в течно състояние на веществото, но са запазени при преминаване към пара.

Например, флуорната градина в газовата фаза съществува под формата на димер.

В труден органични молекули Има и междумолекулни водородни връзки и вътрешномолекулни водородни връзки.

Молекулите с вътрешномолекулни водородни връзки не могат да влизат в интермолекулни водородни връзки. Следователно, вещества с такива връзки не образуват асоциирани предприятия, по-волатилни, имат по-нисък вискозитет, топене и кипене от техните изомери, които могат да образуват междумолекулни водородни връзки.

През които се образуват молекулите на неорганични и органични вещества. Химическата връзка се появява в взаимодействието на електрическите полета, които са създадени от ядрата и електроните на атомите. Следователно образуването на ковалентна химическа връзка е свързана с електрическа природа.

Какво е комуникация

При този термин предполага резултат от действието на два или повече атома, които водят до образуването на силна полиатомична система. Основните видове химически връзки се образуват чрез намаляване на енергията на реагиране на атоми. В процеса на комуникация, атомите се опитват да завършат електронната си обвивка.

Видове комуникация

Има няколко вида комуникация по химия: йонна, ковалентна, метална. Ковалентната химическа връзка има две разновидности: полярни, не-полярни.

Какъв е механизмът на неговото създаване? Ковалентна неполярна химична връзка се образува между атомите на идентични неметали, имащи една електрическагадност. В същото време се образуват общи електронни двойки.

Неполярна комуникация

Сред примерите на молекули, които имат ковалентно химично свързване на неполярни видове, халогени, водород, азот, кислород може да се нарече халогени.

За първи път тази връзка е открита през 1916 г. от американския химик Луис. Първоначално те бяха представени от хипотезата и беше потвърдено само след експериментално потвърждение.

Ковалентната химична връзка е свързана с електричество. Немереталът има високо значение. В хода на химичното взаимодействие на атомите, електроните не винаги са възможни от един атом в друг, в резултат на това, тяхната асоциация се извършва. Между атомите се появява истинска ковалентна химична връзка. 8 клас 8 училищна програма Той поема подробно разглеждане на няколко вида комуникация.

Вещества, които имат този тип комуникация при нормални условия - течности, газове, както и твърди вещества, имащи ниска точка на топене.

Видове ковалентна връзка

Прочетете още този въпрос. Какви видове химически връзки се отличават? Ковалентна връзка съществува в обмена, донорските версии.

Първият тип се характеризира с връщане от всеки атом на един несвратен електрон за формирането на обща електронна комуникация.

Електроните, обединени в обща връзка, трябва да имат противоположни завъртания. Като пример за такъв тип ковалентна комуникация, може да се има предвид водородът. Когато сближаването на неговите атоми се наблюдава проникване на техните електронни облаци един към друг, наричани електронни облаци чрез припокриване. В резултат на това се намалява електронната плътност между ядрата и системата на системата се намалява.

С минимално разстояние водородното ядро \u200b\u200bсе отблъсква, в резултат на това се образува определено оптимално разстояние.

В случая на донор-акцептор тип ковалентна връзка, една частица има електрони, тя се нарича донор. Втората частица има свободна клетка, в която ще бъде поставена чифт електрони.

Полярни молекули

Как се образуват ковалентни полярни химични връзки? Те възникват в тези ситуации, когато свързаните атоми от неметали имат различна електричество. В такива случаи общите електрони се поставят по-близо до атома, който има стойността на електронези по-горе. Като пример за ковалентна полярна комуникация може да се обмисли комуникацията, която се среща в молекулата на бромомотодор. Тук социалните електрони, които са отговорни за образуването на ковалентна връзка, са по-близо до бром, отколкото до водород. Причината за това явление е, че електронезивността на бром е по-висока от тази на водород.

Методи за определяне на ковалентна комуникация

Как да идентифицираме ковалентни полярни химични връзки? За това трябва да знаете състава на молекулите. Ако в нея има атоми от различни елементи, в молекулата е ковалентна полярна връзка. При неполярни молекули има атоми от един химичен елемент. Сред тези задачи, които се предлагат вътре учебен курс. Химия, има такива, които предполагат идентифицирането на вида на комуникацията. Задачите от този тип са включени в задачата сертифициране на резюме в химията в 9 клас, както и в тестовете на единния обект държавен изпит в химията в степен 11.

ION Communication.

Каква е разликата между ковалентна и йонна химична връзка? Ако ковалентна връзка е характерна за не метали, йонната връзка се образува между атомите, имащи значителни разлики в електричеството. Например, той е характерен за съединенията на елементите на първата и втората група на основните подгрупи на PS (алкално и. \\ T алкални земни метали) и елементи 6 и 7 групи от основните подгрупи на масата на Менделеев (халкоген и халоген).

Той се формира в резултат на електростатично привличане на йони с противоположни обвинения.

Характеристики на йонната връзка

Тъй като електрическите полета на противоположно заредени йони се разпространяват равномерно във всички посоки, всеки от тях е в състояние да привлече противоположните частици за себе си. Това характеризира непоследователността на йонната връзка.

Взаимодействието на две йони с противоположни знаци не означава пълна взаимна компенсация за отделните полета. Това допринася за опазването на способността за привличане от останалите посоки на йони, следователно има ненаситеност на йонната връзка.

В йонната връзка всеки йон има възможност да привлече определен брой други с противоположни знаци, за да образуват кристална решетка на йонна природа. При такъв кристал няма молекули. Всеки йон е заобиколен по вещество с определен определен брой йони на друг знак.

Метална комуникация

Този вид химична връзка има сигурно индивидуални функции. Металите имат прекомерно количество валентни орбитали с липса на електрони.

Под сближаването на отделните атоми, припокриване на техните валентни орбитали, които допринасят за свободното движение на електрони от една орбитална на друга, извършване на всички метални атоми. Тези свободни електрони са основният знак за метални комуникации. Той няма насищане и ориентация, тъй като валентните електрони се разпределят равномерно на кристала. Наличието в метали на свободните електрони обяснява някои физически свойства: метален гланц, пластичност, търпение, топлопроводимост, непрозрачност.

Вид ковалентна връзка

Образува се между водородния атом и елемента, който има висока електричество. Има вътрешни и междумолекулни водородни връзки. Този вид ковалентна връзка е най-крехко, тя се появява поради действието на електростатичните сили. При водородния атом, малък радиус и чрез преместване или възстановяване на този електрон, водородът става положителен йон, действащ върху атом с висока електричество.

Сред характеристиките на ковалентните връзки се изолират: насищане, посока, поляризиране, полярност. Всеки от тези показатели има определена стойност за образуваното съединение. Например, посоката е причинена от геометричната форма на молекулата.

Най-малката частица на веществото е молекула, образувана в резултат на взаимодействието на атомите, между които се прилагат химични връзки или химична връзка. Доктрината на химическата облигация е в основата на теоретичната химия. Химичната връзка възниква, когато взаимодействието на две (понякога повече) атоми. Образуването на комуникацията възниква при освобождаване на енергия.

Химичната връзка е взаимодействието, което свързва отделни атоми в молекули, йони, кристали.

Химическата връзка е една от нейните природа: има електростатичен произход. Но в различни химични съединения се случват химически комуникации от различни типовеШпакловка Най-важните типове химични връзки са ковалентни (не-полярни, полярни), йонични, метални. Видовете от тези видове комуникация са донорски акцептор, водород и т.н. между атомите на металите се срещат метална връзка.

Химическата връзка, извършена чрез образуването на обикновена или разделена, двойка или няколко двойки електрона, се нарича ковалентен. При образуването на един общ двойка електрони, всеки атом въвежда един електрон, т.е. участва "на равен дял" (Lewis, 1916). По-долу са схемите за образуване на химични връзки в Н2, F2, NH3 и СН4 молекули. Електроните, принадлежащи към различни атоми, са маркирани с различни символи.

В резултат на образуването на химични връзки, всеки от атомите в молекулата има стабилна конфигурация с две и осем електрон.

При появата на ковалентна връзка, електронните облаци от атомите се припокриват с образуването на молекулен електронен облак, придружен от енергийна печалба. Молекулярният електронен облак се намира между центровете на двете ядра и има повишена електронна плътност в сравнение с плътността на атомния електронен облак.

Прилагането на ковалентна комуникация е възможно само в случай на анти-паралелни завъртания на несвързани електрони, принадлежащи към различни атоми. С паралелни завъртания на електроните, атомите не са привлечени, но отблъскват: ковалентната връзка не се извършва. Методът за описване на химическата връзка, образуването на който е свързан с обща електронна двойка, се нарича метод на валентност (MVS).

Основните разпоредби на MWS

Ковалентната химична връзка се образува от два електрона с противоположно насочени гръб и тази електронна двойка принадлежи към два атома.

Ковалентната връзка е по-силна от взаимодействащите електронни облаци.

При писането на структурни формули електронните двойки, дължащи се на комуникация, често са изобразени в тирета (вместо точки, изобразяващи общи електрони).

Енергийната характеристика на химическата връзка е важна. При формирането на химични връзки общата енергия на системата (молекули) е по-малка от енергия компонентни части (атоми), т.е. ЕАБ.<ЕА+ЕB.

Valence е собственост на атома на химическия елемент за прикрепване или замяна на определен брой атоми на друг елемент. От тази гледна точка атомната валентност е най-лесна за определяне чрез броя на водородните атоми, образуващи химични връзки, или броя на водородните атоми, заместени с атом на този елемент.

С развитието на квантовите механични идеи за атома, Valence започна да определя броя на несвързаните електрони, участващи в образуването на химични връзки. В допълнение към несвързаните електрони, атом Валент също зависи от броя на празните и напълно напълнени орбитали на Valenence Electronic Layer.

Комуникационната енергия е енергия, която се освобождава по време на образуването на молекула атоми. Комуникационната енергия обикновено се изразява в kJ / mol (или kcal / mol). Това е една от най-важните характеристики на химическата връзка. По-стабилна е система, която съдържа по-малко енергия. Известно е например, че водородните атоми се стремят да се обединят в молекулата. Това означава, че системата, състояща се от H2 молекули, съдържа по-малко енергия, отколкото система, състояща се от същия брой N атома, но не се комбинира в молекулата.

Фиг. 2.1 Зависимостта на потенциалната енергия Е на системата от два водородни атома от интерстициалното разстояние R: 1 - при образуването на химична връзка; 2 - без нейната формация.

Фигура 2.1 показва енергийната крива, характерна за взаимодействието на водородните атоми. Сблизото на атомите е придружено от освобождаването на енергия, което ще бъде по-голямо, толкова повече електронни облаци се обръщат. Въпреки това, при нормални условия, поради отблъскването на кулук, е невъзможно да се постигне сливането на ядрата на два атома. Следователно, на известно разстояние, вместо привличане на атоми, ще се появи отблъскване. По този начин, разстоянието между атомите R0, което съответства на минимума върху енергийната крива, ще съответства на дължината на химическата връзка (крива 1). Ако завъртанията на електроните в взаимодействащите водородни атоми са еднакви, след това ще се появи отблъскване (крива 2). Комуникационната енергия за различни атома варира в диапазона от 170-420 kJ / mol (40-100 kcal / mol).

Процесът на електронния преход към по-висок енергиен апартамент или ниво (т.е. процес на възбуждане или искрене, който е споменат по-рано) изисква енергийните разходи. При формирането на химическа връзка, енергията се освобождава. За да може химическата облигация да бъде стабилна, е необходимо да се увеличи енергията на атома поради възбуждането, което е по-малко от енергията на получената химическа връзка. С други думи, е необходимо енергийните разходи за възбуждане на атомите да бъдат компенсирани от освобождаването на енергия чрез формиране на комуникацията.

Химическата връзка, с изключение на комуникационната енергия, се характеризира с дължина, множественост и полярност. За молекула, състояща се от повече от два атома, стойностите на ъглите между връзките и полярността на молекулата като цяло са съществени.

Многообразието на комуникацията се определя от броя на електронните двойки, които свързват два атома. Така, в етан НЗС-СН3, връзката между въглеродни атома е единична, в етилен Н2С \u003d СН2 - двойно, в ацетилен NaºСн - тройна. С увеличаване на множеството на комуникацията, свързващата енергия се увеличава: комуникационната енергия С-С е 339 kJ / mol, C \u003d C - 611 KJ / mol и CºC - 833 kJ / mol.

Химичната връзка между атомите се определя чрез припокриване на електронни облаци. Ако припокриването възникне по протежение на линията, свързваща ядрата на атомите, така че такава връзка се нарича сигма-връзка (σ-bond). Може да се образува поради два S-електрона, S- и P-електрони, два PX-електрона, S и D електрони (например):

Химичната връзка, извършена от една Е-двойка, се нарича единична. Едината връзка е винаги σ-bond. Орбитал тип S може да образува само σ-облигации.

Връзката на два атома може да се извърши с повече от един чифт електрони. Тази връзка се нарича няколко. Пример за образуването на множество комуникация може да бъде азотна молекула. В азотната молекула Px-Orbital образуват една σ-връзка. При формирането на комуникация PZ орбиталите възникват две области
припокриване - над и под ос X:

Такава връзка се нарича PI-Bond (π-комуникация). Появата на π-връзка между два атома се среща само когато те вече са свързани с σ-bond. Втората-връзка в нитроловата молекула образуват ру-орбиталните атоми. При образуването на π-облигации електронните облаци се припокриват по-малко, отколкото в случай на σ-облигации. В резултат на това, тъй като връзката обикновено е по-малко трайна от σ-облигациите, образувани от същия атомен орбитал.

p-Orbitals могат да образуват и двете σ- и π-комуникации; При множество връзки един от тях е непременно σ-bond :.

По този начин, в азотна молекула от три връзки, една - σ-връзка и две - π-облигации.

Дължината на връзката е разстоянието между сърбите на свързаните атоми. Дължините на облигациите в различни съединения имат стойностите на десети от нанометъра. С увеличаване на множествеността на дължината на връзките, тя се намалява: дължините на връзките N-N, N \u003d N и NºN са равни на 0.145; 0.125 и 0.109 пМ (10-9 М) и дължините на връзките С-С, С \u003d С и СºC са равни, съответно 0.154; 0.134 и 0.120 nm.

Между различни атоми, нетната ковалентна връзка може да се прояви, ако електричеството (ЕО) от 1 атома е същото. Тайландски молекули електросиметрични, т.е. "Центровете на гравитацията" на положителните заряди на ядрата и отрицателните електрони съвпадат в една точка, така че те се наричат \u200b\u200bне-полярни.

Ако свързващите атоми имат различна ЕО, електронният облак, разположен между тях, се измества от симетрична позиция по-близо до атома с по-голяма ео:

Изместването на електронния облак се нарича поляризация. В резултат на едностранна поляризация гравитационните центрове на положителни и отрицателни заряди в молекулата не съвпадат в една точка, между тях се случва определено разстояние (L). Такива молекули се наричат \u200b\u200bполярни или диполи и връзката между атомите в тях се нарича полярна.

Полярната връзка е вид ковалентна връзка, която е претърпяла незначителна едностранна поляризация. Разстоянието между "центровете на гравитацията" на положителните и отрицателните заряди в молекулата се нарича дипол дълго. Естествено, колкото по-голяма поляризацията, толкова по-голяма е дължината на дипола и полярността на молекулите. За да се оцени полярността на молекулите, обикновено се използва постоянен диполен момент (MR), който е продукт на величината на елементарния електрически заряд (е) за дължината на дипола (L), т.е. .

Моментите на дипол се измерват в debabs d (d \u003d 10-18 имейл. Тези. 10-8 cm) или кулометри (Cl × m) (1 d \u003d 3.33 · 10-30 kl × m) (електронна такса 1.6 · 10- 19 CL, умножена по разстоянието между таксите, например, 0.1 пМ, след това mr \u003d 1.6 · 10-19 × 1 × 10-10 \u003d 1.6 · 10-29 cl · m). Постоянните дипол молекули са нула до 10 д.

В нелерани молекули l \u003d 0 и mp \u003d 0, т.е. Те нямат диполен момент. Полярни молекули MR\u003e 0 и достига до стойностите от 3.5 - 4.0 D.

С много голяма разлика в EO на атомите, има ясна едностранна поляризация: електронният облак на комуникация е максимално изместен към атом от най-големия EO, атомите преминават в противоположни заредени йони и се случва йонна молекула:

Ковалентната връзка става йонна. Молекулите на електроксемиметрията се увеличават, дължината на дипола се увеличава, диполетът се увеличава до 10 д.

Общият диполен момент на сложната молекула може да се счита за еднаква векторна сума на диполните моменти на индивидуалните връзки. Диполният момент обикновено се приема, за да бъде насочен от положителния край на дипола до отрицанието.

Можете да предскажете полярността на комуникацията, като използвате относителните еологични атоми. Колкото по-голяма е разликата между относителната EO на атомите, толкова по-силно се изразява полярността: deo \u003d 0 - не-полярна ковалентна връзка; Deo \u003d 0 - 2 - полярна ковалентна връзка; Deo \u003d 2-йонна връзка. По-правилно е да се говори за степента на йонна комуникация, тъй като комуникацията не е с 100%. Дори в CSF връзката, йонната връзка е само 89%.

Химичната връзка, произтичаща от прехода на електроните от атома към атома, се нарича йонична и съответните молекули на химичното съединение са йон. За йонни съединения в твърдо състояние се характеризира решетка с йонна кристал. В стопеното и разтворено състояние те извършват електрически ток, имат висока топка и точка на кипене и значителен дифолен момент.

Ако разгледаме съединенията от елементите на всеки период със същия елемент, след това, когато се движи от началото до края на периода, предимно йонният характер на комуникацията се заменя с ковалент. Например, в флуориди от втория период на LIF, BEF2, CF4, NF3, от2, F2, степента на йоничност на комуникацията срещу литиев флуорид постепенно отслабва и се замества с типична ковалентна връзка във флуорната молекула.

По този начин, естеството на химическата връзка е едно: основната разлика в механизма на появата на ковалентни полярни и йонични връзки не е. Тези взаимоотношения се различават само от степента на поляризация на електронния облак на молекулата. Пристигащите молекули се характеризират с дължини на дипол и стойности на постоянни диполни моменти. В химията стойността на диполния момент е много голяма. Като правило, толкова по-голям е диполетът, толкова по-висока е реактивността на молекулите.

Механизми за обучение по химическа комуникация

В метода на валенция се отличават обменът и донорските акцепторни механизми за образуване на химична връзка.

Сменяем механизъм. Механизмът за обмен на формирането на химична връзка включва случаи, когато при образуването на електронна двойка от всеки атом участва един електрон.

В Н2, Li2, Na2 молекули се образуват поради несвързани S-електрони на атомите. В F2 и CL2 молекули, поради несвързани P-електрони. В HF и HCL молекули на комуникация се образуват водород S-електрони и P-електрони на халоген.

Характеристиката на образуването на съединения в обменния механизъм е насищането, което показва, че атомите не са такива, а ограничен брой връзки. Техният брой, по-специално, зависи от броя на неспарените валентни електрони.

От квантови клетки n и h, може да се види, че азотният атом има 3

неспаден електрон, а водороден атом е един. Принципът на насищане показва, че устойчивото съединение трябва да бъде NH3, а не NH2, NH или NH4. Въпреки това, има молекули, съдържащи нечетен брой електрони, например, NO2, CLO2. Всички те се характеризират с повишена реактивност.

На отделни етапи химична реакция Ненаситени групи на Валено, които се наричат \u200b\u200bрадикали, например, Н, NH2, O, CH3. Реактивността на радикалите е много висока и следователно времето на тяхното съществуване обикновено е малко.

Донор-акцепторски механизъм

Известно е, че валентираните наситени съединения на амоняк NH3 и Bora трифлуорид BF3 реагират един с друг чрез реакция

NH3 + BF3 \u003d NH3BF3 + 171.4 kJ / mol.

Помислете за механизма на тази реакция:

Може да се види, че на четирите орбитали на борте три са уредени и една - остава свободна. В амонячната молекула са населени всичките четири азотни орбитала, от които три - на обменния механизъм на азот и водород електрони, и един съдържа електронна двойка, която принадлежи към азот. Такава електронна двойка се нарича средна електронна двойка. Образуването на H3N · BF3 съединение се дължи на факта, че електронната двойка на пара амоняк заема свободни орбитални борни флуорид. В този случай потенциалната енергия на системата намалява и се различава еквивалентно количество енергия. Такъв механизъм за образование се нарича донор-акцептор, донор - такъв атом, който дава на своята електронна двойка на образование (в този случай азотен атом); Атом, който осигурява свободни орбитал, приема електронна двойка, се нарича акцептор (в този случай, боренският атом). Донор-акцепторната комуникация е вид ковалентна връзка.

В съединението H3N · BF3 азот и бор - тетралент. Азотният атом увеличава своята валентност от 3 до 4 в резултат на използване на средна електронна двойка за образуване на допълнителна химическа връзка. Atom Boron увеличава валенцията поради наличието на свободен орбитал на своята валентност електронно ниво. По този начин, валентността на елементите се определя не само от броя на неспарените електрони, но и наличието на маргинални електронни двойки и свободни орбитали на ниво Valence Electron.

По-лесно шампионата на химическата връзка за механизъм за донор-акцептор е реакцията на амоняк с водороден йон:

. Празният орбитал на водороден йон се играе от акцептор на електронна двойка. В амониевия йон NH4 + азотния атом турбенентент.

Фокусът на връзките и хибридизацията на атомните орбитали

Важна характеристика на молекулата, състояща се повече от два атома, е нейната геометрична конфигурация. Той се определя от взаимното подреждане на атомните орбитали, участващи в образуването на химични облигации.

Припокриването на електронни облаци е възможно само с определена взаимна ориентация на електронните облаци; В този случай, припокриващата се площ е разположена в определена посока по отношение на взаимодействащите атоми.

Когато се образува йонната връзка, електрическото поле на йона има сферична симетрия и следователно йонната връзка не притежава или насища.

kCH. \u003d 6 kCh. \u003d 6.

Ъгълът между връзките във водната молекула е 104.5. Тя може да бъде обяснена въз основа на квантово-механични представяния. Електронна верига на кислородния атом 2S22P4. Двама несвързани P-Orbitals са подредени под ъгъл от 90-ия до друг - максималният припокриващ се електронни облаци от S-орбитали на водородни атоми с P-Orbital кислороден атом, в случай че връзките са разположени под ъгъл от 90 ° . Във водната молекула връзката е O- N Polarna. При водородния атом, ефективно положително зареждане Δ +, на кислороден атом - Δ-. Следователно увеличаването на ъгъла между облигациите до 104,5 се дължи на метене на ефективни положителни заряди на водородните атоми, както и електронни облаци.

Електричеството на сярата е значително по-малко от EO кислород. Следователно, полярността на Н -с връзката в Н2 е по-малка от полярността на N-O в Н20 и дължината на Н-S (0.133 nm) е по-голяма от N-O (0.56 nm) и ъгълът между връзките се подхождат директно. За H2S е 92о, а за H2SE - 91O.

По същите причини, молекулата на амоняк има пирамида и ъгъл между H-N-H Valenence Bonds по-директен (107.3 °). В прехода от NH3 до рН3, Аш3 и SBH3, ъглите между връзките са съответно 93.3 °; 91.8о и 91,3о.

Хибридизация на атомни орбитали

Развълнуван берилиев атом има конфигурация 2S12P1, развълнуван борен атом - 2S12P2 и развълнуван въглероден атом - 2S12P3. Ето защо може да се предположи, че при формирането на химични връзки те могат да участват не същите, но различни атомни орбитали. Например, в такива съединения като Becl2, Becl3, CCL4 трябва да бъде неравномерна сила и посока на комуникация, а σ-връзките от P-Orbitals трябва да бъдат по-трайни от комуникацията от S-Orbitals, защото За P-Orbitals има по-благоприятни условия за припокриване. Въпреки това, опитът показва, че в молекулите, съдържащи централни атоми с различни валентни орбитални (S, p, d), всички облигации са равни. Обяснението на това беше дадено Slater и Paulong. Те стигнаха до заключението, че различни орбитали не се различават в енергиите, образуват подходящ брой хибридни орбитали. Хибридните (смесени) орбитали са оформени от различни атомни орбитали. Броят на хибридните орбитали е равен на броя на атомните орбитали, участващи в хибридизация. Хибридните орбитали са едни и същи под формата на електронен облак и енергия. В сравнение с атомните орбитали, те са по-удължени по посока на образуването на химични връзки и следователно определят най-доброто припокриване на електронни облаци.

Хибридизацията на атомните орбитали изисква енергийни разходи, така че хибридните орбитали в изолиран атом са нестабилни и се стремят да се превърнат в чист АД. При формирането на химични връзки, хибридните орбитали се стабилизират. Благодарение на по-силните облигации, образувани от хибрид орбитал, повече енергия се освобождава от системата и следователно системата става по-стабилна.

sP-хибридизацията възниква, например, при образуването на халиди, ZN, CO и Hg (II). В Valence всички метали халогениди съдържат на съответното енергийно ниво S и р-неспречни електрони. Когато се образува молекулата, един S- и един P-Orbital образуват два хибридни SP-орбитала под ъгъл от 180 °.

Експерименталните данни показват, че всички са, ZN, CD и Hg (II) халогени са линейни и двете връзки имат еднаква дължина.

sP2 хибридизация. В резултат на хибридизацията на един S-орбитал и два P-орбитала се образуват три хибридни SP2-орбитала, разположени в една равнина под ъгъл от 120 ° и помежду си.

sP3 Хибридизацията е характерна за въглеродните съединения. В резултат на хибридизацията на един S-орбитал и три р-орбитала се образуват четири хибридни SP3 орбитали, насочени към върховете на тетраедрона с ъгъл между орбиталите 109,5о.

Хибридизацията се проявява в пълна еквивалентност на облигации на въглероден атом с други атоми в съединенията, например в СН4, СС14, С (СНЗ) 4 и др.

При хибридизация, не само S и R-, но и D- и F-орбиталите могат да бъдат включени.

При хибридизация на SP3D2 се образуват 6 равни облаци. Наблюдава се в такива съединения като.

Презентациите за хибридизация позволяват да се разберат такива характеристики на структурата на молекулите, които не могат да бъдат обяснени по друг начин.

Хибридизацията на атомните орбитала (AO) води до изместване на облака на електрона в посока на образованието с други атоми. В резултат на това площта на припокриващите се хибридни орбитали се оказва по-голяма, отколкото за чист орбитал и силата на комуникацията се увеличава.

Поляризност и поляризиране на действието на йони и молекули

В електрическото поле йонът или молекулата се деформират, т.е. Те имат относителна промяна на ядрата и електроните. Такава деформируемост на йони и молекули се нарича поляризност. Тъй като електроните на външния слой са най-слабо свързаните в атома, те се изместват предимно.

Поляризността на аните обикновено е значително по-висока от поляризността на катимите.

Със същата структура на електронните черупки поляризността на йония намалява като положителен заряд се увеличава, например, подред:

За йони на електронни аналози, поляризурността се увеличава с увеличаване на броя на електронните слоеве, например: Or.

Поляризността на молекулите се определя чрез поляризможността на атомите, включени в тях, геометричната конфигурация, количеството и множествеността на връзките и т.н. Заключението за относителната поляризимост е възможно само за подобно конструирани молекули, които се различават в един атом. В този случай разликата в поляризността на молекулите може да бъде съдена от разликата в поляризността на атомите.

Електрическото поле може да бъде създадено като зареден електрод и йон. Така йонът може да има поляризиращо действие (поляризация) към други йони или молекули. Поляризиращото действие на йона се увеличава с увеличаване на заряда и намалява радиуса.

Поляризиращият ефект на аните обикновено е значително по-малък от поляризиращото действие на катимите. Това се дължи на големи количества аниони в сравнение с катиони.

Молекулите имат поляризиращ ефект, ако са полярни; Поляризиращото действие е по-високо от по-повече диполен момент на молекулата.

Поляризиращата способност се увеличава в един ред, защото Радиусът увеличава електрическото поле, създадено от йония намалява.

Водородни комуникации

Водородната връзка е специален вид химична връзка. Известно е, че водородните съединения със силно електрифициращи неметали, такива като F, O, N, имат необичайно високи температури на кипене. Ако в реда на H2TE - H2SE - H2S, точката на кипене е естествено намалена, след това при преминаване от H2S до H2O, има остър скок до увеличаване на тази температура. Същата картина се наблюдава в няколко халоген-водородни киселини. Това показва наличието на специфично взаимодействие между H2O молекулите, HF молекулите. Такова взаимодействие трябва да възпрепятства получените молекули един от друг, т.е. Намаляване на тяхната волатилност и следователно увеличаване на точката на кипене на съответните вещества. Поради голямата разлика в EO химични връзки H-F, H-O, H-N са много поляризирани. Следователно, водородният атом има положително ефективно зареждане (Δ +), а върху атомите F, O и N е излишък от електронна плътност и те се зареждат отрицателно (D-). Благодарение на привличането на кулук, положително зареденият водороден атом на една молекула с електрическа атом на друга молекула се появява. Благодарение на това, молекулите се привличат помежду си (маркирани водородни връзки).

Водородът се нарича такава връзка, която се образува от водородния атом, който е част от един от двата свързани частици (молекули или йони). Енергията на водородната връзка (21-29 kJ / mol или 5-7 kcal / mol) е приблизително 10 пъти по-малка от енергията на обичайната химическа връзка. Въпреки това, водородната връзка определя съществуването на димерни молекули (Н20) 2, (HF) 2 и мравчена киселина по двойки.

В редица комбинации от HF, HO, HN, HCL атоми, HS, водородни комуникационни капки. Той също така намалява с увеличаване на температурата, така че веществата в състояние на пара показват водородност само в малка степен; Характерно е за вещества в течни и твърди състояния. Такива вещества като вода, лед, течен амоняк, органични киселини, алкохоли и фенол са свързани в димери, тримери и полимери. В течно състояние, най-стабилната димера.

Междумолекулни взаимодействия

Преди това бяха разгледани връзки, причинени от образуването на молекули от атоми. Въпреки това, има и взаимодействие между молекулите. Това е причина за кондензация на газове и ги превръщат в течни и твърди тела. Първата формулировка на силите на междумолекулното взаимодействие е дадена през 1871 г. Van der talals. Ето защо те са получили името на силите на Vanderwals. Междумолекулните взаимодействия могат да бъдат разделени на ориентационна, индукция и дисперсия.

Полярните молекули, дължащи се на електростатичното взаимодействие на крайниците на диполите, са ориентирани с пространство, така че отрицателните краища на диполите на някои молекули да се обърнат към положителни

краищата на диполите на други молекули (ориентационно междумолекулно взаимодействие).

Енергията на това взаимодействие се определя от електростатичното привличане на две диполи. Колкото по-дипол, по-силно е междумолекулната атракция (Н20, НС1).

Топлинното движение на молекулите предотвратява взаимната ориентация на молекулите, така с нарастваща температура, ориентационният ефект е отслабване. Индукционното взаимодействие също се наблюдава при вещества с полярни молекули, но обикновено е значително по-слаба от ориентационната.

Полярната молекула може да увеличи полярността на съседната молекула. С други думи, дипол от друга молекула може да се увеличи под влиянието на дипол, а неполярна молекула може да стане полярна:

б.

Моментът на дипола се появява в резултат на поляризацията от друга молекула или йон се нарича индуциран дипски момент и самата индукция е индукция. Така индукционното взаимодействие на молекулите трябва винаги да бъде насложено върху ориентираното взаимодействие.

В случай на нелерани молекули (например, Н2, N2 или благородни газове), отсъстват ориентационно и индукционно взаимодействие. Известно е обаче, че водородът, азот и благородни газове се изгарят. За да обясните тези факти, Лондон въведе концепцията за дисперсионни сили на междумолекулно взаимодействие. Тези сили взаимодействат между всички атоми и молекули, независимо от тяхната структура. Те са причинени от мигновени диполни моменти, договорени в голяма група атома:

Във всеки даден момент посоката на дипола може да бъде различна. Въпреки това договорената им поява осигурява слаби сили на взаимодействие, водещи до образуването на течни и твърди вещества. По-специално, той определя прехода на благородни газове при ниски температури в течно състояние.

Така най-малкият компонент сред силите, действащи между молекулите, е дисперсионното взаимодействие. Между молекулите с малка полярност или не-полярност (СН4, Н2, Hi) от настоящите сили са главно протичащи. Колкото по-голям е собственият дипол молекули, толкова по-големи са силите на ориентация на взаимодействието между тях.

В редица подобни вещества, дисперсионното взаимодействие се увеличава с увеличаване на размера на атомите, съставляващи молекулите на тези вещества. Например, в НС1, делът на дисперсионните сили представлява 81% от цялото междумолекулно взаимодействие, за HBR, тази стойност е 95%, а за Hi - 99.5%.

Описание на химическата комуникация в метода на молекулярни орбитали (mo)

Методът на слънцето е широко използван от химиците. Като част от този метод, голяма и сложна молекула се счита за отделна две-центъра и две електронни връзки. Предполага се, че електроните, причинени от химическа връзка, са локализирани (разположени) между два атома. Към повечето молекули методът на слънцето може да се прилага с успех. Въпреки това, има редица молекули, към които този метод не е приложим или неговите заключения са в противоречие с опита.

Установено е, че в някои случаи определящата роля при формирането на химични облигации не се играе от електронни двойки, но отделни електрони. Възможността за химическа комуникация с един електрон показва съществуването на йон. Когато този йон е оформен от водородния атом и водородната йон, енергията се маркира в 255 kJ (61 kcal). Така химическата връзка в йона е доста трайна.

Ако се опитате да опишете химическата връзка в кислородната молекула, използвайки метода на слънцето, ще стигнем до заключението, че първо трябва да бъде двойно (σ- и P-комуникации), второ, в кислородната молекула, всички електрони трябва Бъдете сдвоени, т. О2 молекулата трябва да бъде диагтегнитна. [В диамгентни вещества, атомите нямат постоянен магнитен момент и веществото е избутано от магнитно поле. Парамагнитното вещество се нарича атомите, от които или молекулите имат магнитен момент, и има свойство да се привлича в магнитно поле]. Експерименталните данни показват, че в енергията връзката в кислородната молекула е наистина двойна, но молекулата не е диагтегантична, но парамагнитна. Има два несвързани електрона. Методът на слънцето е безсилен да обясни този факт.

Най-добрият начин за квантовата механична интерпретация на химическата връзка в момента се счита за метод на молекулярни орбитали (МО). Въпреки това, това е много по-сложно от метода на слънцето, а не толкова визуално като последния.

Методът на МО счита, че всички електрони на молекулата върху молекулярни орбитали. В молекулата електронът се намира на определен MO, описан от съответната функция на вълната ψ.

Видове mo. Когато електронът на един атом, при приближаване, влиза в обхвата на другия атом, естеството на движението и следователно вълновата функция на електрона се променя. В получената молекула функциите на вълната или електронната орбитал са неизвестни. Има няколко начина за определяне на вида на Мо според известната АД. Най-често Mo се получава чрез линейна комбинация от атомни орбитали (LCAO). Принципът на Паули, правилото на Гунд, принципът на най-малко енергия е валиден за метода на МО.

Фиг. 2.2 Образуване на свързващи и разкъсващи молекулни орбитали от атомни орбитали.

В проста графична форма на MO, като LCAO, можете да получите, сгъване или изваждане на вълнови функции. Фигура 2.2 представя образуването на свързване и разкъсване на MO от първоначалния АД.

Ao може да образува mo, ако енергиите на съответното АД са близки по величина и AO имат една и съща симетрия спрямо осната ос.

Функции на вълната, или орбитал, водород 1с може да даде две линейни комбинации - един, когато допълнителното - при изваждане (фиг. 2.2).

Когато функциите на вълната са сгънати, в областта на припокриването на плътността на полетата на електрона, пропорционална на ψ2, става по-голяма, между атомите на атомите създават излишен отрицателен заряд и атомните ядра са привлечени към него. MO, получени чрез добавяне на вълновите функции на водородните атоми, се нарича свързване.

Ако функциите на вълната се приспадат, в областта между ядките, плътността на облака на електрона става равна на нула, електронният облак е "бута" от областта между атомите. Полученият MO не може да свързва атомите и се нарича разкъсване.

Тъй като водородните S-орбитали образуват само σ-връзки, полученият MO е означен σc и σr. MO, оформен от 1S-атомен орбитал, е обозначен с ΣCV1s и σp1s.

По отношение на задължителността на задължението (и пълна) енергията на електроните се оказва по-малко от АД, но на разрушаване - повече. В абсолютна стойност увеличаването на енергията на електроните върху плахолни орбитали е малко по-голямо от намаляването на енергията на свързващите орбитали. Електронът, който е на свързващи орбитали, осигурява връзка между атомите, стабилизирайки молекулата и електронът на сълзния орбитал дестабилизира молекулата, т.е. Връзката между атомите отслабва. Erazr. \u003e ERU.

MO се образува от 2P орбитали със същата симетрия: свързване и разкъсване σ-орбитал от 2p орбитали, разположени по оста х. Те са обозначени с ΣCV2R и σp2r. Обвързването и разкъсването P-Orbitals се образуват от 2прбитали. Те са посочени, съответно, 2pz, π2pz. По същия начин се формира ВСЕ2Р и ИР2У-орбитал.

Пълнене mo. Напълнените Mo електрони се появяват, за да се увеличи енергията на орбиталите. В случай, че Mo има една и съща енергия (или π-Orbital), тогава пълнежът се случва според правилото на хинда, така че центрофузният момент на молекулата е най-голям. Всеки MO, като атомен, може да побере два електрона. Както е отбелязано, магнитните свойства на атомите или молекулите зависят от наличието на несвързани електрони: ако има несмъртни електрони в молекулата, тогава е парамагнитна, ако няма - диамтация.

Помислете за йона.

От схемата може да се види, че единственият електрон е поставен от ΣCV - MO. Стабилното съединение се образува с комуникационна енергия от 255 kJ / mol, общностна дължина - 0.106 nm. Молекулярна йонна парамагнитна. Ако приемем, че множеството на комуникацията, както в метода на слънцето, се определя от броя на електронните двойки, тогава многообразието на комуникацията е равно на ½. Създайте образователния процес, както следва:

Този запис означава, че на ΣCV на MO, формиран от 1S Ao е един електрон.

Обикновената водородна молекула съдържа вече два електрона с противоположни завъртания на ΣCV1S-Orbital :. Комуникационната енергия в Н2 е по-голяма от в - 435 kJ / mol, а дължината на комуникацията (0.074 nm) е по-малка. Молекулата H2 има една връзка, диагнитна молекула.

Фиг. 2.3. Енергийна диаграма на AO и MO в системата на двата водородни атома.

Молекулярна йон (+ HE + ® HE + 2 [(SSV1S) 2 (SP1S) 1]) има един електрон до σsr.1s-Orbital. Комуникационна енергия B - 238 KJ / mol (в сравнение с Н2 понижени) и продължителността на комуникацията (0.108) - увеличена. Множичността на връзката е равна на ½ (множеството на връзката е равна на половината от разликата в броя на електроните при свързване и разкъсване на орбиталите).

Хипотетичната молекула на He2 ще има два електрона на ΣCV1S орбитал и два електрона на σр1s орбитал. Тъй като една електронна администрация унищожава ефекта на електронното свързване върху свързващото орбитал, тогава той2 молекулата не може да съществува. Методът на слънцето също води до същата продукция.

По-долу е редът за пълнене на моделите на електрони при образуването на молекули от елементите II от периода. В съответствие със схемите на молекулата на В2 и О2, парамагнит и молекулата на V2 - не могат да съществуват.

Образуването на молекули от атомите на елементите II може да бъде записано, както следва (K - вътрешни електронни слоеве):

Физични свойства на молекулите и ММО

Наличието на свързване и разхлабване на МО се потвърждава физически свойства молекули. Методът на МО ви позволява да предвиждате, че ако, при образуването на молекула от атоми, електроните в молекулата пада върху свързващи орбитали, тогава йонизационните потенциали на молекулите трябва да бъдат по-големи от потенциалните от атомната йонизация и ако електроните падат и ако електроните падат При печене орбитал, след това обратно.

По този начин, йонизационните потенциали на водородните и азотните молекули (съответно свързващи орбитали) - 1485 и 1500 kJ / mol - повече от потенциалите на йонизация на водород и азотни атоми - 1310 и 1390 kJ / mol, и йонизационните потенциали на кислородните молекули и Флуор (разкъсващи орбитали) - 1170 и 1523 kJ / mol - по-малко от тези на съответните атоми - 1310 и 1670 kJ / mol. Когато йонизирането на молекулите, силата на комуникацията намалява, ако електронът се отстрани от свързващия орбитал (Н2 и N2) и се увеличава, ако електронът се отстрани от разкъсването на орбитала (O2 и F2).

Двуцветни молекули с различни атоми

MO за молекули с различни атоми (не, СО) е изграден по същия начин, ако първоначалните атоми не са много различни от стойностите на йонизационните потенциали. За коремен молекула, например, имаме:

Енергията на кислородния атом на атомите е под енергиите на съответните въглеродни орбитали (1080 kJ / mol), те се намират по-близо до ядрото. Електроните, съществуващи в началните атоми на външните слоеве 10 на електроните, запълват свързващите SSV2s- и разкъсващи SP2s орбитали и свързващи и PS2Ry, Z-орбитал. C молекулата се оказва изоелектронна с N2 молекула. Свързващата енергия на атомите в съседната молекула (1105 kJ / mol) е дори по-голяма, отколкото в азотната молекула (940 kJ / mol). Дължина на комуникация C-O - 0.113 nm.

Молекула №

той има един електрон на печене орбитал. Поради това, без комуникационната енергия (680 kJ / mol) е по-малка от тази на N2 или CO. Отстраняването на електрон в NO MOLECULUL (йонизация към форма № +) увеличава свързващата енергия на атомите до 1050-1080 kJ / mol.

Обмислете образуването на MO във флуоридната молекула на водород HF. Тъй като потенциалът за йонизация на флуор (17.4 EV или 1670 kJ / mol) е по-голям от този на водород (13.6 EV или 1310 kJ / mol), тогава флуорът 2P орбиталите имат по-малко енергия от 1S-Orbital Hydrogen. Поради голямата разлика в енергиите на 1S Orbital на водородния атом и 2S Orbital на флуорния атом не взаимодействат. Така, 2S орбиталната флуор става без промяна в енергията на Mo в HF. Такива орбитали се наричат \u200b\u200bнеприятни. 2RU- и 2RZ -Orbital флуор също не могат да взаимодействат с 1S водороден орбитал поради разликата в симетрията спрямо осната ос. Те също стават неконвелизирани МО. Свързването и нарушаването на МО са оформени от 1S орбитален водород и 2PC-орбитал флуор. Атомите за водород и флуор са свързани с дву електронна връзка с 560 kJ / mol.

Библиография

Glinka N.L. Обща химия. - m.: Химия, 1978. - стр. 111-153.

Шиманович, Павлович М. Л., Тикова v.f., Малъкко П. Обща химия в дефиниционни формули, схеми. - Mn: Univversiteckai, 1996. - стр. 51-77.

Воробев В.К., Елисев с.Ю., Vrublevsky A.V. Практически I. независима работа в химията. - Mn: UE "Donyar", 2005. - стр. 21-30.

Единната теория на химическата връзка не съществува, условно химични облигации са разделени на ковалент ( универсален изглед Комуникация), йонни (частни случаи на ковалентна връзка), метален и водород.

Ковалентна комуникация

Образуването на ковалентна комуникация е възможно в три механизма: обмен, донор-акцептор и dative (Lewis).

Според механизъм за обмен Образуването на ковалентни комуникации възниква поради обобщаването на общи електронни двойки. В същото време всеки атом се стреми да закупи инерционен газ, т.е. Получете завършено външно енергийно ниво. Образуването на химични връзки при обменния тип се изобразява с използване на Lewis Formulas, при които всеки валентен електроатор е изобразен по точки (фиг. 1).

Фиг. 1 Обучение на ковалентна връзка в молекулата на НС1 в механизма за обмен

С развитието на теорията на структурата на атомната и квантовата механика образуването на ковалентна връзка е представено като припокриващи се електронни орбитали (фиг. 2).

Фиг. 2. Обучение на ковалентна комуникация поради припокриване на електронни облаци

Колкото по-голямо е припокриването на атомните орбитали, толкова по-силно е връзката, намалена с дължината на комуникацията и по-голяма енергия. Ковалентната връзка може да бъде оформена чрез припокриване на различен орбитал. В резултат на припокриването на S-S, S-P орбиталите, както и D-D, P-P, D-P орбитали по странични остриета се случва образование. Образува се перпендикулярно на линията, свързваща сърцевината на 2 атома - връзката. Една - и една - връзката е способна да образува множество (двойни) ковалентни връзки, характерни за органичните вещества на класа на алкени, алкадиен и др. Една - и две връзки образуват множество (тройна) ковалентна връзка, характеристика на органичните вещества на алкалния клас (ацетилени).

Образование Ковалент донор-акцепторски механизъм Помислете за примера на амониев катион:

NH3 + Н + \u003d NH4 +

7 N 1S 2 2S 2 2g 3

Азотният атом има свободна маргинална двойка електрони (електрони, които не участват в образуването на химични връзки в молекулата), а водородът е свободен орбитал, така че те са съответно донор и електронен акцептор.

Механизмът за обработка на ковалентна връзка ще обмисли примера на хлорната молекула.

17 cl 1s 2 2s 2 2g 6 3s 2 3p 5

Хлорният атом има безплатна пределна двойка електрони и свободни орбитал, следователно, може да показва свойства и донор и акцептор. Следователно, при образуването на хлорна молекула, един хлорен атом действа като донор, а другият е акцептор.

Главен характеристики на ковалентна връзка са: насилваност (богати връзки се образуват, когато атомът се прикрепя към себе си толкова много електрони, тъй като неговите валентни способности позволяват; ненаситените връзки се образуват, когато броят на свързаните електрони е по-малък от възможностите за валенция на грипа); Посока (тази стойност е свързана с геометрията на молекулата и концепцията за "ъгъл на валентност" - ъгъл между връзките).

ION Communication.

Няма съединения с чиста йонна връзка, въпреки че това е химически свързано състояние на атоми, в които се създава стабилна електронна среда на атома с пълен преход на обща електронна плътност към атом на по-електрифициращ елемент. Една йонна комуникация е възможна само между атомите на електронегативните и електрооситивни елементи, които са в състояние на вариометни йони и аниони.

Дефиниция

Йон Наречени електрически заредени частици, образувани чрез отделяне или закрепване на електрон към атома.

Когато се предава електронът, атомите на металите и неметалите са склонни да образуват стабилна конфигурация на електронната обвивка около ядрото им. Неналният атом създава обвивка от последващия инертен газ около ядрото и металния атом е предишният инертен газ (фиг. 3).

Фиг. 3. Обучение на ION комуникация върху примера на молекула на натриев хлорид

Молекулите, в които в чиста форма има йонна връзка, се намират в състояние на пара на веществото. Йонните отношения са много издръжливи, във връзка с това вещество с тази връзка има висока точка на топене. За разлика от ковалентната за йонна комуникация, посоката и наситеността не е характерна, тъй като електрическото поле, създадено от йони, действа същото на всички йони поради сферична симетрия.

Метална връзка

Металната връзка се осъществява само в метали - това е взаимодействието, което държи атомите на металите в една решетка. В образуването на комуникация участват само валенски електрони от метални атоми, принадлежащи към целия му обем. В метали от атоми, електроните постоянно се разделят, които се движат по цялата маса на метала. Металните атоми, лишени от електрони, се превръщат в положително заредени йони, които се стремят да приемат движещи се електрони. Този непрекъснат процес формира вътре в металния т. Нар. "Електронен газ", който плътно свързва всички метални атоми (фиг. 4).

Металната връзка е силна, така че за металите е характерна тела Топенето и наличието на "електронен газ" дава метали с сука и пластичност.

Водородни комуникации

Водородната връзка е специфично междумолекулно взаимодействие, защото Неговото възникване и сила зависят от химическа природа Вещества. Образува се между молекулите, в които водороден атом е свързан с атом с висока електрическагургурност (O, N, S). Появата на водородната връзка зависи от две причини, първо, водородният атом, свързан с електронен атом, няма електрони и може лесно да бъде вграден в електронни облаци от други атоми, и, второ, притежаващ валентност S-орбитал, водород Атом може да вземе воднистолни електрони на електроналния атом и да образува връзка с него с донорския акцептор.

Атомите на повечето елементи не съществуват отделно, тъй като те могат да си взаимодействат помежду си. В този случай са оформени по-сложни частици.

Естеството на химическата връзка се състои в действието на електростатични сили, които са силите на взаимодействие между електрическите такси. Такива обвинения имат електрони и ядра от атоми.

Електроните, разположени на външни електронни нива (валентни електрони), са на всички от ядрото, по-слаби от всичко, което взаимодейства с него, което означава, че те могат да се откъснат от ядрото. Те са отговорни за свързването на атомите един с друг.

Видове взаимодействие в химията

Видове химични облигации могат да бъдат представени като следната таблица:

Характеристика на йонната връзка

Химично взаимодействие, което се формира поради привличане на йонис различни обвинения, наречени йонични. Това се случва, ако свързването на атомите имат значителна разлика в електричеството (т.е. възможността за привличане на електрони) и електронната двойка се движи към по-електрифициращ елемент. Резултатът от такъв електронен преход от един атом към друг е образуването на заредени частици - йони. Между тях и възниква атракцията.

Най-малките показатели за електричество притежават типични металиИ най-големите - типични неметали. Изобите се формират, когато взаимодействат между типични метали и типични неметали.

Металните атоми стават положително заредени йони (катиони), които дават електрони на външни електронни нива и не металите вземат електрони, превръщайки се по този начин отрицателен таксуван йони (аниони).

Атомите отиват в по-устойчива енергия, завършвайки електронните си конфигурации.

Йонната връзка е неподходяща и несивална, тъй като електростатичното взаимодействие се осъществява съответно във всички посоки, съответно, йонът може да привлече йони от противоположния знак във всички посоки.

Местоположението на йоните е, че около всеки има определен брой противоположни заредени йони. Концепцията за "молекула" за йонни съединения няма смисъл.

Примери за образование

Образуването на комуникация в натриев хлорид (NaCl) се дължи на предаването на електрон от Na атом към CL атом за образуване на съответните йони:

Na 0 - 1 e \u003d Na + (катион)

Cl 0 + 1 e \u003d cl - (анион)

В натриев хлорид около натриевите катиони има шест хлорни аниони и има шест натриеви йони около всеки хлорен йон.

Когато взаимодействието между атомите в бариевия сулфид се случват следните процеси:

BA 0 - 2 E \u003d BA 2+

S 0 + 2 e \u003d s 2-

VA дава двата си електронна подметка, в резултат на които се образуват 2- и бадикални бавачки за сяра.

Метални химически комуникации

Броят на електроните на външните енергийни нива на метали е малък, те лесно се отделят от ядрото. В резултат на такова разделяне се образуват метални йони и свободни електрони. Тези електрони се наричат \u200b\u200b"електронен газ". Електроните се движат свободно по обем на метала и постоянно се свързват и отделят от атомите.

Структурата на металното вещество е такова: кристална клетка Това е оселно вещество и между възлите му, електроните могат да се движат свободно.

Следните примери могат да бъдат дадени:

Mg - 2E.<-> Mg 2+.

CS - E.<-> CS +.

CA - 2E.<-> СА 2+.

Fe - 3E.<-> FE 3+.

Ковалентен: полярен и не-полярен

Най-често срещаният тип химическо взаимодействие е ковалентна връзка. Цялото за електричество на елементите, влизащи в взаимодействието, не са рязко в тази връзка, само изместването на общата електронна двойка се наблюдава на по-електрифициращ атом.

Ковалентното взаимодействие може да бъде оформен от механизма за обмен или от донор-акцептор.

Механизмът за обмен се осъществява, ако всеки от атомите има несвързани електрони на външни електронни нива и припокриващи се атомни орбитали води до чифт електрони, принадлежащи на двата атома. Когато един от атомите има чифт електрони на външно електронно ниво, а друг е свободен орбитал, след това при припокриване на атомни орбитали, има социална двойка и взаимодействие върху донорския механизъм.

Ковалентът е разделен чрез множественост върху:

• прост или единичен;
• двойно;
• тройна.

Двойки осигуряват социализацията на две двойки електрони едновременно и тройно - три.

При разпределението на електронната плътност (полярността) между ковалентните облигации свързващите атоми се разделят на:

• не-полярен;
• полярен.

Неполярната комуникация образуват същите атоми и полярни - различна електричество.

Взаимодействието на атомите, близки от електрическатагургия, се нарича неполярна връзка. Общата двойка електрона в такава молекула не е привлечена от някой от атомите, но принадлежи еднакво и за двете.

Взаимодействието на елементи, различаващо се в електричеството, води до образуването на полярни връзки. Общите електронни двойки с този вид взаимодействие са привлечени от по-електрифициращ елемент, но те не вървят напълно напълно с него (т.е. образуването на йони не се случва). В резултат на такова преминаване на плътност на електронните атоми, частични такси се появяват: при по-електрическо - отрицателно зареждане и на по-малко положителни.

Ковалентност свойства и характеристики

Основните характеристики на ковалентната връзка:

• Дължината се определя от разстоянието между ядрата на взаимодействащите атоми.
• Полярността се определя от изместването на електронния облак към един от атомите.
• Фокус - коване на имота, ориентиран в комуникационното пространство и, съответно молекули имат определени геометрични форми.
• Наситеността се определя от възможността да се образува ограничен брой връзки.
• Поляризността се определя от способността да се промени полярността под действието на външно електрическо поле.
• Енергията, необходима за унищожаването на връзката, определяща своята сила.

Пример за ковалентно не-полярно взаимодействие може да бъде водородни молекули (Н2), хлор (CI2), кислород (O2), азот (N2) и много други.

H · + · h → H-H молекула има една не-полярна връзка

O: +: o → o \u003d o молекула има двойно не-полярен,

Ṅ: + ṅ: → n≡n молекулата има троен неполярен.

Като примери за ковалентни връзки на химични елементи, молекули на въглероден диоксид (CO2) и въглероден оксид (СО), водороден сулфид (Н2S), солна киселина (НС1), вода (Н20), метан (СН4), серен оксид (SO2), серен оксид (SO2) и много други.

В молекулата CO2 връзката между въглеродните и кислородните атома е ковалентна полярна, тъй като повече електрически водород привлича електронна плътност за себе си. Кислородът има два несвързани електрона на външното ниво и въглеродът може да осигури формирането на взаимодействието четири валентен електрон. В резултат на това двойните връзки и молекулата изглеждат така: o \u003d c \u003d o.

За да се определи вида на комуникацията в една или друга молекула, тя едваства да разгледа компонентите на нейните атоми. Прости вещества метали образуват метал, метали с неметали - йонни, прости вещества Неметали - ковалент, известни и молекули, състоящи се от различни неметали, се образуват от ковалентна полярна връзка.