Kako ugotoviti, katera vrsta komunikacije v kemiji. Vrste kemijskih priključkov
m Določanje kemijskih vezi;
m vrste kemijskih vezi;
m Postopek odnosov v valenci;
m Glavne značilnosti kovalentne vezi;
m mehanizmi za oblikovanje kovalentne komunikacije;
m kompleksne spojine;
m metoda molekularnih orbital;
m intermolekularne interakcije.
Določanje kemijske vezi
Kemijska komunikacija Poklicajo interakcijo med atomi, ki vodijo do oblikovanja molekul ali ionov in trajno zadrževanje atomov drug drugega.
Kemijska komunikacija Ima elektronska narava, t.e., zaradi interakcije elektronov valence. Odvisno od porazdelitve valenčnih elektronov v molekuli se razlikujejo naslednje vrste povezav: ionske, kovalentne, kovinske in druge ionske obveznice se lahko štejejo za skrajni primer kovalentne vezi med atomi, ostro drugačen v naravi.
Vrste kemijske vezi
Ionska povezava.
Glavne določbe sodobne teorije ionske komunikacije.
1.) Ionska povezava se oblikuje v interakciji elementov, močno drugače drug od drugega z lastnostmi, t.j. med kovinami in nekovinami.
2.) Nastajanje kemijske vezi je razloženo z željo atomov, da se doseže stabilna osem-elektronska zunanja lupina (S 2 P 6).
CA: 1S 2 2S 2 P 6 3S 2 P 6 4s 2
CA 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.) Nastale različne napolnjene ione se držijo drug drugega na račun elektrostatične privlačnosti.
4.) Ionska povezava ni usmerjena.
5.) Čista ionska povezava ne obstaja. Ker je ionizacijska energija večja od energije elektronske afinitete, se celoten prehod elektronov ne pojavi niti v primeru par atomov z veliko razliko v električnih pogajanjih. Zato lahko govorimo o deležu ionike komunikacije. Največja ionizacije komunikacije poteka v fluoridih in s-elementih kloridi. Tako je v RBCL Crystals, KCL, NACL in NAF, je 99, 98, 90 in 97%, oziroma.
Kovalentna povezava.
Glavne določbe sodobne teorije kovalentnih komunikacij.
1.) Kovalentna vez se oblikuje med elementi, podobnimi lastnosti, to je ne-kovine.
2.) Vsak element zagotavlja 1 elektron, ki tvori povezave, in vrtljaji elektronov morajo biti proti vzporedni.
3.) Če se kovalentna vez oblikuje z atomi istega elementa, potem ta povezava ni polarna, to je, da je splošni elektronski par ni premaknjen na kateri koli od atomov. Če se kovalentna vez oblikuje z dvema različnima atoma, se skupni elektronski par premakne na večino elektroneativnega atoma, to polarna kovalentna komunikacija.
4.) Pri nastanku kovalentne vezi, je prekrivanje elektronskih oblakov interaktivnih atomov, kot rezultat, v prostoru med atomi je območje povečane elektronske gostote, ki privablja pozitivno napolnjeno jedro interakcijskih atomov in zadrževanje blizu prijatelja. Posledično se energija sistema zmanjša (sl. 14). Vendar pa z zelo močno konvergenco atomov, se je odbojka jedra povečala. Zato obstaja optimalna razdalja med jedmi ( dolžina komunikacija, l. Sv), v katerem ima sistem minimalno energijo. S tem pogojem se energija razlikuje, imenuje vezavna energija - označena je.
Sl. 14. odvisnost energetske energije dveh vodikovih atomov z vzporednim (1) in anti-vzporednim (2) se vrti z razdalje med jedroma (e-sistem sistema, ES - komunikacijska energija, R je razdalja med Jedra, l. - Dolžina komunikacije).
Za opis uporabe kovalentne vezi 2 metode: metoda odnos valence (Sonce) in molekularne orbitalne metode (MMO).
Metoda valent.
Osnova metode Sun je naslednje določbe:
1. Kovalentna kemična vez se oblikuje z dvema elektroni z nasprotno usmerjenimi hrbti in ta elektronski par spada v dva atoma. Kombinacije takšnih dveh-elektronskih dveh centrinskih vezi, ki odražajo elektronsko strukturo molekule, so bile imenovane valentinovo sheme.
2. Kovalentna povezava je močnejša od interakcijskih elektronskih oblakov.
Za vizualno podobo valenčnih tokokrogov se običajno uporabljajo na naslednji način: elektroni, ki so na zunanji elektronski sloj, so označeni s točkami, ki se nahajajo okoli kemičnega simbola atoma. Elektroni, skupni za dva atoma kažejo točke med njihovimi kemijskimi simboli; Dvojna ali trojna vez je označena z dvema ali tremi pari skupnih točk:
N: 1S 2 2S 2 P 3; 
C: 1S 2 2S 2 P 4
Iz prikazanih shem je razvidno, da vsak par elektronov, ki povezujejo dva atoma, ustreza enemu dash, ki prikazuje kovalentno vez v strukturnih formulah:
Število skupnih elektronskih parov, vezavo atoma tega elementa z drugimi atomi, ali, z drugimi besedami, se imenuje število kovalentnih vezi, ki jih tvori atom, ki se oblikuje kovalentnost Po metodi Sun. Tako je vodik kovalentnost 1, dušik - 3.
Po metodi prekrivanja elektronskih oblakov obstajata dve vrsti komunikacije: S - komunikacija in P - komunikacija.
s - Komunikacija se pojavi pri prekrivanju dveh elektronskih oblakov vzdolž osi, ki povezuje nukle atomov.
Sl. 15. Shema izobraževanja S - Povezave.
p - Obveznica se oblikuje, ko se elektronski oblaki prekrivajo na obeh straneh linije, ki povezuje jedro interakcijskih atomov.
Sl. 16. Shema izobraževanja P - Povezave.
Glavne značilnosti kovalentne vezi.
1. Dolžina komunikacije, ℓ. To je najmanjša razdalja med jednjem interaktivnih atomov, ki ustrezajo najbolj stabilnemu stanju sistema.
2. Komunikacijska energija, e min je količina energije, ki mora biti draga za prekinitev kemijske vezi in odstranitev atomov, ki presegajo interakcijo.
3. DIPOLETNI MOMENTANJE KOMUNIKACIJE, M \u003d Qℓ. Dipoln trenutek služi kot kvantitativni merilo polarnosti molekule. Za ne-polarne molekule je dipoln moment 0, za ne-polarne, ki ni enaka 0. Dipoln trenutek polihidrične molekule je enak vektorski vsoti dipolov posameznih odnosov:
4. Kovalentna vez je značilna fokus. Smer kovalentne vezi je določena s potrebo po čim večjemu prekrivanju v prostoru elektronskih oblakov interakcijskih atomov, ki vodijo do oblikovanja najmočnejših povezav.
Ker so te s-obveznice strogo usmerjene v prostoru, odvisno od sestave molekule, so lahko na določenem kotu drug drugemu - takšen kot se imenuje Valence.
Diateralne molekule imajo linearno strukturo. Multiatične molekule imajo bolj zapleteno konfiguracijo. Razmislite o geometriji različnih molekul na primeru nastajanja hidridih.
1. VI Skupina, glavna podskupina (razen kisika), H 2 S, H 2 S, H 2.
S 1S 2 2S 2 P 6 3S 2 P 4
Vodik pri oblikovanju komunikacije vključuje elektron s S-AO, v žveplo - 3R Y in 3R z. H 2 S Molekula ima ravno strukturo s kotom med priključki 90 0. .
Slika 17. Struktura molekule H 2 E
2. Hidridi elementov skupine V, glavna podskupina: pH 3, ASN 3, SBN 3.
P 1S 2 2S 2 P 6 3S 2 P 3.
Pri oblikovanju komunikacije sodelujejo: v vodik S-AO, v fosforju - P v, R X in R z ao.
Molekula pH3 ima obliko trikonalne piramide (na dnu - trikotnika).
Slika 18. EN Gradnja molekul
5. Nasipkovalentna komunikacija je število kovalentnih vezi, ki lahko tvorijo atom. Omejena je, ker Element ima omejeno količino valenčnih elektronov. Največje število kovalentnih vezi, ki jih lahko oblikuje ta atom, je večinoma ali navdušena država, ki jo imenuje kovalentnost.
Primer: vodik - en kvadrat, kisik - dva-žigosan, dušik - trismerna itd.
Nekateri atomi lahko povečajo kovalentnost v navdušeni državi zaradi ločevanja seznanjenih elektronov.
Primer. Biti 0 1s 2 2S 2.
Na atom berilija v navdušeni državi, Ena valence Electron je na 2P-AO in en elektron na 2S-AO, to je kovalentnost 0 \u003d 0 in kovalentnost B * \u003d 2. Med interakcijo se pojavi orbitalna hibridizacija .
Hibridizacija - To je izravnavanje energije različnih AO kot posledica mešanja pred kemično interakcijo. Hibridizacija je pogojni sprejem, ki vam omogoča napovedovanje strukture molekule s kombinacijo JSC. V hibridizaciji, ti JSC, katerih energija so blizu.
Vsaka vrsta hibridizacije ustreza določeni geometrijski obliki molekul.
V primeru hidridih elementov II skupine glavne podskupine, dva enaka orbitalov SP-hibrid sodelujeta pri oblikovanju komunikacije. Takšna vrsta komunikacije se imenuje sp-hibridizacija.
Slika 19. Molekula žil 2. Hibridizacija sp.
sP-hibridni orbitals imajo asimetrično obliko, podolgovate dele JSC z valenčnim kotom so usmerjeni proti vodik, enako 180 o. Zato ima žila 2 molekula linearna struktura (sl.).
Struktura hidridnih molekul elementov III glavne skupine podskupin bo pogledala primer oblikovanja molekule BH 3.
B 0 1S 2 2S 2 P 1
Kovalentnost B 0 \u003d 1, kovalentnost B * \u003d 3.
Tri SP-hibridne orbitale so vključene v oblikovanje vezi, ki se oblikujejo kot posledica prerazporeditve elektronskega gostote S-AO in dveh R-AO. Ta vrsta komunikacije se imenuje SP 2 - hibridizacija. Kot Valence na SP 2 - hibridizacija je 120 0, tako da ima molekula VN 3 ravno trikotno strukturo.
Sl.20. Molekula BH 3. SP 2-hibridizacija.
Na primer nastanka molekule SH4 upoštevajte strukturo hidridnih molekul elementov skupine IV glavne podskupine.
C 0 1S 2 2S 2 P 2
Kovalenca C 0 \u003d 2, kovalentnost C * \u003d 4.
Štiri SP-hibridne orbitale, ki so nastale zaradi prerazporeditve gostote elektronov med S-AO in tremi R-AO sodelujejo pri oblikovanju kemijske vezi. Oblika molekule CH4 je tetraedron, kot je valenčni kot 109 o 28`.
Sl. 21. CH4 molekula. SP 3-hibridizacija.
Izjeme iz splošnega pravila so H20 in NN 3 molekule.
V vodni molekuli so koti med priključki 104,5 oh. V nasprotju s hidridi drugih elementov te skupine ima voda posebne lastnosti, je polarna, diamagnetna. Vse to je razloženo z dejstvom, da v vodni molekuli, tip povezave SP 3. To je, štiri SP sodeluje pri oblikovanju kemijskih vezi - hibridne orbitale. Pri dveh orbitalov se nahaja en elektron, ti orbitalni interakcijo z vodikom, na dveh drugih orbitih je par elektronov. Prisotnost teh dveh orbitalnih in pojasnjuje edinstvene lastnosti vode.
V molekuli amoniaka so koti med priključki približno 107,3 \u200b\u200bO, to pomeni, da je oblika molekule amoniaka tetraedron, vrsta komunikacije SP 3. Pri oblikovanju komunikacije na dušikovi molekuli so sodelovali štirje hibridni SP 3. Na tri orbitale je en elektron, ti orbitalni so povezani z vodikom, na četrtem JSC pa je par hlapov elektronov, ki povzroča edinstvenost molekule amoniaka.
Kovalentni komunikacijski izobraževalni mehanizmi.
MVS vam omogoča razlikovanje treh kovalentnih mehanizma za lepljenje: izmenjavo, sprejemnik donatorka, dative.
Izmenljivi mehanizem. Spada v tiste primere nastajanja kemijske vezi, ko vsak od dveh zavezujočih atomov dodeli za socializacijo enega elektrona, kot da jih zamenja. Če želite vezati jedro dveh atomov, je potrebno, da so elektroni v prostoru med jedmi. To območje v molekuli se imenuje zavezujoče območje (območje najverjetnejšega prenosa elektronskega para v molekuli). Da bi izmenjavo ne-seznanjenih elektronov pri atomih, je treba prekrivati \u200b\u200batomske orbitale (sl. 10.11). To je učinek mehanizma menjanja za oblikovanje kovalentne kemične vezi. Atomski orbitalniki se lahko prekrivajo le, če imajo iste simetrične lastnosti glede na intersticijsko os (Sl. 10, 11, 22).
Sl. 22. Prekrivanje AO, ki ne vodi do tvorbe kemijske vezi.
| |
Mehanizem sprejemnika darovalca je povezan s prenosom različnega parka elektronov iz enega atoma na prazen atomski orbitalni orbitalni orbitat drugega atoma. Na primer, Ionsko izobraževanje -:
Prosti R-AO v boročskem atomu v molekuli BF 3 je sprejel par elektronov iz fluoridnega ina (darovalca). Na nastali anion štiri kovalentne komunikacija v F. Dolžine in energije. V izvorni molekuli so bile vse tri obveznice v-F nastale na menjalni mehanizmu.
Atomi, zunanja lupina, ki je sestavljena samo iz S- ali P-Electronov, so lahko donatorji ali acceptorji prevodnega para elektronov. Atomi, v katerih se nahajajo valenčni elektroni, in na D-JSC lahko istočasno delujejo kot donatorji, in v vlogi acceptov. Za razlikovanje teh dveh mehanizmov je uvedlo koncepte mehanizma hranjenja za oblikovanje komunikacije.
Najenostavnejši primer Manifestacije mehanizma hranjenja so interakcija dveh klorovih atomov.
Dva klora atoma v molekuli klora tvorita kovalentno vez na menjalni mehanizmi, ki združuje svoje neaktivne 3R-elektrone. Poleg tega Atom SL-1 prenaša volatični par elektronov 3P 5 - atom Cl - 2 za prazen 3D-AO, atom Cl - 2 pa je isti par elektronov na prosti 3D atom sl Atom - 1. Vsak Atomter deluje istočasno in donatorsko funkcijo. To je datirni mehanizem. Dragocen mehanizem poveča moč komunikacije, zato je molekula klora močnejša od molekule fluora.
Celovite spojine.
V skladu z načelom mehanizma donatorskega sprejemnika je oblikovan velik razred kompleksnih kemičnih spojin - celovite spojine.
Kompleksne spojine so spojine, ki imajo v sestavi kompleksnih ionov, ki lahko obstajajo v kristalinični in v raztopini, ki obsega centralni ion ali atom, ki je povezan z negativno napolnjenimi z ioni ali nevtralnimi molekulami kovalentnih vezi, ki jih tvori mehanizem sprejemnika darovalca.
Struktura kompleksnih povezav na furnirju.
Kompleksne spojine so sestavljene iz notranje sfere (kompleksni ion) in zunanje sfere. Povezava med ioni notranje sfere se izvaja v skladu z mehanizmom sprejemnika donatorka. Acceptors se imenujejo kompleksirna sredstva, ki jih lahko pogosto pozitivne kovinske ione (razen za IA kovine), ki imajo prazni orbitalni. Sposobnost kompletcije se poveča s povečanjem naboja ionske in zmanjšanja njegove velikosti.
Donatorji elektronskega para imenujejo ligande ali addundes. Ligansi so nevtralne molekule ali negativno napolnjene ione. Število ligands se določi z usklajevalno številko kompleksnega agenta, ki je praviloma enaka podvojila valence agent za kompleksiranje ionov. Ligansi so monotenantne in polidentacije. Ligand Zobomljivost je določena s številom koordinacijskih krajev, ki jih Ligand zaseda v koordinacijskem področju kompleksnega agenta. Na primer, F - je monotenantna ligand, S 2 O 3 2- - Bidentant Ligand. Naboj notranjosti je enaka algebrski vsoti dajatev sestavin njegovih ionov. Če ima notranjo kroglo negativno, je to anionski kompleks, če je pozitiven - kation. Kationski kompleksi se imenujejo ime Ion-kompleksirnega agenta v ruskem, v anionskih kompleksih, je kompleksno sredstvo imenuje latin z dodatkom pripone - na.. Odnos med zunanjimi in notranjimi sferami v kompleksni spojini je ionski.
Primer: K 2 - kalijev tetrahidroksicinat, anionski kompleks.
1. 2- - Notranja sfera
2. 2K + - Zunanja sfera
3. Zn 2+ - kompleks
4. OH - - Ligands
5. Številka koordinacije - 4
6. Povezava med zunanje in notranje sfere je ionska:
K 2 \u003d 2K + 2-.
7. Odnos med Zn 2+ ionskimi in hidroksilnimi skupinami je kovalent, ki ga tvori mehanizem donatorskega sprejemnika: OH - - donatorji, Zn 2+ - Acceptor.
Zn 0: ... 3D 10 4S 2
Zn 2+: ... 3D 10 4S 0 P 0 D 0
Vrste kompleksnih povezav:
1. Amoniak - ligande molekule amoniaka.
CL 2 - tetrahammedi klorid (ii). Amonijasta se pridobiva z učinkom amoniaka na spojine, ki vsebujejo kompleksirno sredstvo.
2. Hidroxo spojine - Ligands on -.
Na je natrijev tetrahidroksialulum. HidroxoCOCOCOMPEXS se pridobiva z presežkom alkalijev na hidroksidih kovin z amfoteričnimi lastnostmi.
3. Akvakomples - ligandi vodne molekule.
Cl 3 - Hexakvachroma klorid (III). AquacAComplexes se pridobivajo z interakcijo brezvodnih soli solne vode.
4. Asidoplexes - Ligands anion kislin - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - itd.
K 4 - Kalijev heksaciatrat (ii). Pridobi se z reagiranjem presežne soli, ki vsebuje ligand na soli, ki vsebuje kompleksirno sredstvo.
Metoda molekularnih orbital.
MWS zelo dobro pojasnjuje oblikovanje in strukturo številnih molekul, vendar ta metoda ni univerzalna. Na primer, načina odnosov valencev ne daje zadovoljive razlage obstoja iona, čeprav v pozno xix. Stoletje je bilo ugotovljeno obstoj precej trajnega molekularnega vodikovega iona: energetska energija energije je 2,65EV. Vendar pa v tem primeru ni mogoče oblikovati elektronskega para, saj vključuje samo en elektron.
Metoda molekularnih orbitalov (MMO) vam omogoča, da pojasnite številna protislovja, ki jih ni mogoče pojasniti z uporabo metode valente vezi.
Glavna mesta MMO.
1. V interakciji dveh atomskih orbitalov se oblikujeta dva molekularne orbitalne. V skladu s tem se oblikujejo interakcijo N-atomske orbitale, N-molekularne orbitale.
2. Elektroni v molekuli v enaka stopnja Pripadajo vsemu jeder molekule.
3. Od dveh molekularnih orbitalov je nastalo, ena ima nižjo energijo kot začetno to je zavezujoča molekularna orbitalna, druga pa ima višjo energijo kot izvirnik, je busty molekularni orbital..
4. MMO uporabljajte energetske diagrame brez obsega.
5. Pri izpolnjevanju Energy Sublayer Electrons, uporabite enaka pravila kot za atomske orbitale:
1) Načelo minimalne energije, tj. predvsem napolnjena s sublevels z manj energije;
2) Načelo Pauli: Na vsakem energetskem sulayerju ne sme biti več kot dva elektrona z anti-vzporednimi vrvicami;
3) Hund Pravilo: Polnjenje energetskih objektov je tako, da je skupni spin maksimalen.
6. Multiplicatitnost komunikacije. Multiplicity komunikacije MMO je določen s formulo:
Ko Kp \u003d 0, povezava ni tvorjena.
Primeri.
1. Ali je lahko molekula H 2?
Sl. 23. Shema nastajanja vodikove molekule H 2.
Zaključek: H 2 Molekula bo, saj je množica združenja Kirgiške republike\u003e 0.
2. Ali lahko obstaja molekula ne 2?
Sl. 24. Shema za oblikovanje helija.
Zaključek: Molekula ne obstaja, saj množica KR \u003d 0.
3. Ali lahko pride do delcev H 2 +?
Sl. 25. Shema oblikovanja delcev H 2 +.
Delec H 2 + lahko obstaja, saj je množica združenja Kirgiške republike\u003e 0.
4. Ali je lahko molekula približno 2?
Sl. 26. Formacijska shema molekule 2.
Molekula približno 2 obstaja. S sl.26 Iz tega sledi, da ima molekula kisika dva neparska elektrona. Zaradi teh dveh elektronov molekule kisika paramagnetnega.
Tako metoda molekularnih orbitals pojasnjuje magnetne lastnosti molekul.
Intermolekularna interakcija.
Vse intermekularne interakcije lahko razdelimo na dve skupini: universal. in posebno. Univerzalni se manifestirajo v vseh molekulih brez izjeme. Te interakcije se pogosto imenujejo bond ali van der Waals. Čeprav so te sile šibke (energija ne presega osem KJ / MOL), so razlog za prehod večine snovi iz plinastega stanja v tekočini, plini adsorpcije s površinami trdna TEL in drugi pojavi. Narava teh sil je elektrostatična.
Osnovne sile interakcij:
1). Dipol - dipol (orientacija) interakcija Obstaja med polarnimi molekulami.
Orientacijska interakcija je večja, bolj dipolne trenutke, manj kot razdalja med molekulami in pod temperaturo. Zato je večja energija te interakcije, bolj na večjo temperaturo morate ogrevati snov, tako da gre.
2). Indukcijska interakcija. Izvaja se, če obstaja stik polarnih in ne-polarnih molekul v snovi. Dipol se inducira v ne-polarni molekuli kot posledica interakcije s polarno molekulo.
CL D + - CL D - ... AL D + CL D - 3
Energija te interakcije se poveča s povečanjem polarizibilnosti molekul, to je zmožnost molekul na tvorbo dipola pod vplivom električnega polja. Energija indukcijskega interakcije je bistveno manjša od energije interakcije z dipoli dipol.
3). Interakcija disperzije. - To je interakcija ne-polarnih molekul zaradi instant dipolov, ki izhajajo iz nihanj elektronskega gostote pri atomih.
V številnih podobnih snoveh se povečuje interakcijo disperzije s povečanjem velikosti atomov, ki sestavljajo molekule teh snovi.
4) Črpalna sila Zaradi interakcije elektronskih oblakov molekul in se manifestirajo s svojo nadaljnjo konvergenco.
Posebne intermekularne interakcije vključujejo vse vrste interakcij donatorjev, ki so povezane s prenosom elektronov iz ene molekule na drugo. Nastalo intermolekularna komunikacija ima vse značilnosti Kovalentna komunikacija: nasičenost in orientacija.
Kemična vez je oblikovana pozitivno polarizirani vodik, ki je del polarne skupine ali molekule, elektroneativni atom druge ali iste molekule se imenuje vodikove vezi. Na primer, vodne molekule lahko zastopamo na naslednji način:
Trdne ponve so kovalentne polarne vezi znotraj vodnih molekul med vodikov in kisikovimi atomi, vodikove vezi so označene s točkami. Vzrok za tvorbo vodikovih vezi je, da vodikovi atomi praktično brez elektronskih lupin: njihovi posamezni elektroni se premaknejo na kisikove atome svojih molekul. To omogoča protone, v nasprotju z drugimi katacijami, se približujejo jedrom kisikovih atomov sosednjih molekul, ne da bi doživljali odbijanje iz elektronskih lupin kisikovih atomov.
Vodikove vezi je značilna vezavna energija od 10 do 40 kJ / mol. Vendar pa je ta energija dovolj za vzrok združenje molekul.ti. Njihovo združenje dimerjev ali polimerov, ki v nekaterih primerih ne obstajajo ne le v tekočem stanju snovi, temveč se ohranijo pri prehodu na paro.
Na primer, fluorinski vrt v plinski fazi obstaja v obliki dimerja.
V težkem organske molekule Obstajajo oba intermekularne vodikove vezi in intramolekularne vodikove vezi.
Molekule z intramolekularnimi vodikovimi vezi ne morejo vstopiti v intermolekularne vodikove vezi. Zato snovi s takimi priključki ne oblikujejo sodelavcev, bolj hlapne, imajo nižjo viskoznost, taljenje in vrelišče kot njihovi izomeri, ki lahko tvorijo intermolekularne vodikove vezi.
S katerimi se oblikujejo molekule anorganskih in organskih snovi. Kemični vezi se pojavi v interakciji električnih polj, ki jih ustvarjajo jeder in elektroni atomov. Zato je nastajanje kovalentnega kemičnega odnosa povezano z električno naravo.
Kaj je komunikacija
V okviru tega izraza pomeni rezultat delovanja dveh ali več atomov, ki vodijo do oblikovanja močnega poliatomičnega sistema. Glavne vrste kemijskih vezi so oblikovane z zmanjšanjem energije reagiranja atomov. V procesu nastanka komunikacije, atomi poskušajo dokončati svojo elektronsko lupino.
Vrste komunikacije
Obstaja več vrst komunikacij v kemiji: ionske, kovalentne, kovinske. Kovalentna kemična vez ima dve sorti: Polarni, ne polarni.
Kakšen je mehanizem njegovega ustvarjanja? Kovalentna ne-polarna kemična vez se oblikuje med atomi enakih ne-kovin, ki imajo eno elektronabilnost. Hkrati se oblikujejo splošni elektronski pari.
Ne-polarna komunikacija
Med primeri molekul, ki imajo kovalentno kemijsko povezavo, ki niso polarne vrste, halogeni, vodik, dušik, kisika, se lahko imenujejo halogeni.
Prvič, ta povezava je leta 1916 odkrila ameriški kemik Lewis. Sprva so bili navedli s hipotezo in je bila potrjena šele po eksperimentalni potrditvi.
Kovalentna kemična vez je povezana z elektronezibilnostjo. Nemenetal ima velik pomen. Med kemičnim interakcijo atomov, elektroni niso vedno mogoč iz enega atoma do drugega, zato se njihova združenje izvaja. Med atomi se pojavi pristna kovalentna kemična vez. 8. razred normalno. Šolski program Predpostavlja podrobno obravnavo več vrst komunikacij.
Snovi, ki imajo to vrsto komunikacije v normalnih pogojih - tekočine, plinov, kot tudi trdne snovi, ki imajo nizko tališče.
Vrste kovalentne vezi
Preberi več ta težava. Katere vrste kemijskih vezi se razlikujejo? Kovalentna vez obstaja v izmenjavi, različicah sprejemnikov donatorka.
Prvi tip je značilna vrnitev vsakega atoma enega neparnega elektrona na tvorbo skupne elektronske komunikacije.
Elektroni, združeni v skupni povezavi, morajo imeti nasproti vrtljajev. Kot primer take vrste kovalentne komunikacije se lahko upošteva vodik. Ko se njegovo približevanje svojih atomov opazimo prodor njihovih elektronskih oblakov drug na drugega, imenujemo elektronske oblake s prekrivanjem. Posledično se zmanjša gostota elektronov med jedrom in sistemom sistema.
Z minimalno razdaljo je, da je jedro vodikov, zaradi česar je oblikovana določena optimalna razdalja.
V primeru darovalca sprejemnika kovalentne vezi, en delci ima elektrone, se imenuje darovalec. Drugi delček ima prosto celico, v kateri bo nameščen par elektronov.
Polarni molekule
Kako so nastale kovalentne polarne kemijske povezave? Pojavijo se v teh situacijah, ko imajo povezani atomi ne-kovin različne elektronegivnosti. V takih primerih so skupni elektroni postavljeni bližje atomu, ki ima vrednost elektronabilnosti zgoraj. Kot primer kovalentne polarne komunikacije se lahko upošteva komunikacija, ki se pojavi v molekuli bromomotorodor. Tu so socialni elektroni, ki so odgovorni za oblikovanje kovalentne vezi, so bližje bromani kot vodik. Razlog za ta pojav je, da je elektronabilnost bromane višja od vodika.
Metode za določanje kovalentne komunikacije
Kako prepoznati kovalentne polarne kemijske povezave? Za to morate vedeti sestavo molekul. Če so v njem atomi različnih elementov, je kovalentna polarna povezava v molekuli. V ne-polarnih molekulah so atomi enega kemičnega elementa. Med temi nalogami, ki so na voljo znotraj Šolski tečaj Kemija, obstajajo tiste, ki kažejo na identifikacijo vrste komunikacije. Naloge te vrste so vključene v nalogo povzetek certifikata v kemiji v razredu 9, kot tudi v preskusih enotnega državni izpit v kemiji v 11. razredu.
Ionska komunikacija
Kakšna je razlika med kovalentnim in ionskim kemičnim odnosom? Če je kovalentna vez značilna za ne-kovine, se ionska povezava oblikuje med atomi, ki imajo pomembne razlike v elektroketivnosti. Na primer, značilno je za spojine elementov prve in druge skupine glavnih podskupin PS (alkalna in alkalne zemeljske kovine) in elemente 6 in 7 skupin glavnih podskupin miza MendelEV (chalkogen in halogen).
Oblikovana je zaradi elektrostatičnega privlačanja ionov z nasprotnimi stroški.
Značilnosti ionske povezave
Ker so močnostna polja nasprotnih napolnjenih ionov enakomerno porazdeljena v vse smeri, vsaka od njih lahko pritegne nasprotne delce sami sebi. To je značilno za ne-usmerjenje ionske povezave.
Interakcija dveh ionov z nasprotnimi znaki ne pomeni popolnega medsebojnega nadomestila za posamezna polja. To prispeva k ohranjanju sposobnosti, da bi pritegnili preostale smeri ionov, zato obstaja nenasičenje ionske povezave.
V ionski povezavi ima vsak ion priložnost, da privabi določeno število drugih z nasprotnim znakom, da tvori kristalno mrežo ionske narave. V takem kristalu ni molekul. Vsak ion je obdan s snovjo z določenim posebnim številom ionov drugega znaka.
Kovinska komunikacija
Ta vrsta kemijske vezi je določena posamezne značilnosti. Kovine imajo prekomerno količino valence, s pomanjkanjem elektronov.
Pod konvergenco posameznih atomov, prekrivajo svoje valence orbitale, ki prispeva k prostem pretoku elektronov iz ene orbitalne do druge, ki izvajajo med vsemi kovinskimi atomi. Ti prosti elektroni so glavni znak kovinskih komunikacij. Nima nima nasičenosti in orientacije, saj so elektroni valence enakomerno razdeljeni na kristal. Prisotnost v kovinah brezplačnih elektronov pojasnjuje njihove nekatere fizikalne lastnosti: kovinski sijaj, plastičnost, potrpežljivost, toplotno prevodnost, motnost.
Nekakšna kovalentna vez
Oblikovana je med atomom vodika in elementa, ki ima visoko elektronožilnost. Obstajajo znotraj in intermolekularne vodikove vezi. Ta vrsta kovalentne povezave je najbolj krhka, pojavi se zaradi delovanja elektrostatičnih sil. V atomu vodika, majhen polmer, in s prestavljanjem ali obnovitvijo tega elektrona, vodik postane pozitiven ion, ki deluje na atomu z visoko elektronožilnostjo.
Med značilnimi lastnostmi kovalentnih vezi so izolirane: nasičenost, smer, polarizibnost, polarnost. Vsak od teh kazalnikov ima dokončno vrednost za oblikovano spojino. Na primer, smer je posledica geometrijske oblike molekule.
Najmanjši del snovi je molekula, ki je nastala kot posledica interakcije atomov, med katerimi se uporabljajo kemijske vezi ali kemična vez. Doktrina kemijske vezi je osnova teoretične kemije. Kemični vezi se pojavi, ko se interakcija dveh (včasih več) atomov. Oblikovanje komunikacije se pojavi z izdajo energije.
Kemična vez je interakcija, ki veže posamezne atome v molekule, ione, kristale.
Kemična vez je ena od njene narave: ima elektrostatično izvor. Toda v različnih kemičnih spojinah se zgodi kemijske komunikacije različnih vrst; Najpomembnejše vrste kemijske vezi so kovalentne (ne polarne, polarne), ionske, kovinske. Vrsta teh vrst komuniciranja so sprejemniki donatorka, vodik itd. Med atomi kovin se pojavi kovinska povezava.
Kemijska vez, ki jo izvaja nastajanja skupnega ali razdeljenega para ali več parov elektronov, se imenuje kovalentna. V tvorbi enega skupnega para elektronov, vsak atom uvaja en elektron, t.e. sodeluje "v enakem deležu" (Lewis, 1916). Spodaj so sheme oblikovanja kemijskih vezi v H2, F2, NH3 in CH4 molekulah. Elektroni, ki spadajo v različne atome, so označeni z različnimi znaki.
Zaradi nastajanja kemijskih vezi ima vsak od atomov v molekuli stabilno dvo- in osem-elektronsko konfiguracijo.
V pojavu kovalentne vezi se elektronski oblaki atomov prekrivajo z tvorbo molekularnega elektronskega oblaka, ki ga spremlja moč energije. Molekularni elektronski oblak se nahaja med središči obeh jeder in ima večjo gostoto elektronov v primerjavi z gostoto atomskega elektronskega oblaka.
Izvajanje kovalentne komunikacije je možno le v primeru proti-vzporednih vrtljajev neparnih elektronov, ki pripadajo različnim atomom. Z vzporednimi napajanjem elektronov se atomi ne privlačijo, ampak odbijajo: kovalentna vez se ne izvede. Postopek opisovanja kemijske vezi, katerega tvorba je povezana s skupnim elektronskim parom, se imenuje metoda odnos valent (MVS).
Glavne določbe MWS
Kovalentna kemična vez tvorita z dvema elektroni z nasprotno usmerjenimi hrbti in ta elektronski par pripada dvema atomama.
Kovalentna vez je močnejša od interakcijskega elektronskega oblaka.
Pri pisanju strukturnih formul, elektronskih parov zaradi komunikacije, so pogosto prikazani v pomišljajih (namesto točk, ki prikazujejo skupne elektrone).
Pomembna je energijska značilnost kemijske vezi. Pri oblikovanju kemijskih vezi je skupna energija sistema (molekul) manjša od energije komponentni deli (atomi), t.e. Eab.<ЕА+ЕB.
Valence je last atoma kemičnega elementa za pritrditev ali zamenjavo določenega števila atomov drugega elementa. S tega vidika je atomska valenca najlažje določiti s številom vodikovih atomov, ki tvorijo kemične vezi, ali število atomov vodika, substituiranega z atomom tega elementa.
Z razvojem kvantnih mehanskih idej o atomu se je Valence začela določiti število neparskih elektronov, ki so vključeni v tvorbo kemijskih vezi. Poleg neuporabljenih elektronov je atomska valenca odvisna tudi od števila praznih in polnih napolnjenih orbitalov v elektronski plasti valence.
Komunikacijska energija je energija, ki se sprosti med oblikovanjem molekule atomov. Komunikacijska energija je običajno izražena v KJ / molu (ali KCAL / MOL). To je ena najpomembnejših značilnosti kemijske vezi. Bolj stabilen je sistem, ki vsebuje manj energije. Znano je, na primer, da se vodikovi atomi prizadevajo združiti v molekulo. To pomeni, da sistem, ki je sestavljen iz molekul H2, vsebuje manj energije kot sistem, ki je sestavljen iz istega števila N atomov, vendar ne v kombinaciji v molekulo.
Sl. 2.1 odvisnost potencialne energije e sistema dveh vodikovih atomov iz intersticijske razdalje R: 1 - pri tvorbi kemijske vezi; 2 - Brez njene tvorbe.
Slika 2.1 prikazuje energetsko krivuljo, ki je značilna za interakcijo vodikovih atomov. Zbiranje atomov spremlja sproščanje energije, ki bo večja, bolj elektronski oblaki zavijejo. Vendar, v normalnih pogojih, zaradi COULMB odbijanje, je nemogoče doseči združitve jedra dveh atomov. Zato se bo na določeni razdalji namesto privlačnosti atomov pojavila odboj. Tako bo razdalja med atomi R0, ki ustreza minimumu na energetski krivulji, ustreza dolžini kemijske vezi (krivulja 1). Če so vrtljaji elektronov v interakcijskih vodikovih atomih enaki, se bo pojavil odbijanje (krivulja 2). Komunikacijska energija za različne atome se razlikuje v območju od 170-420 kJ / mol (40-100 kcal / mol).
Postopek prehoda elektronov na višji energetski apartma ali raven (tj., Proces vzbujanja ali iskrenja, ki je bil omenjen prej) zahteva stroške energije. Pri tvorbi kemijske vezi se energija sprosti. Da bi bila kemična vez stabilna, je nujno, da je bilo povečanje energije atoma zaradi vzbujanja manjša od energije nastale kemijske vezi. Z drugimi besedami, je treba, da so stroški energije za vzbujanje atomov nadomestili s sproščanjem energije z oblikovanjem komunikacije.
Kemična vez, razen za komunikacijsko energijo, je značilna dolžina, množica in polarnost. Za molekulo, sestavljeno iz več kot dveh atomov, so vrednosti kota med vezi in polarnostjo molekule kot celote bistvenega pomena.
Multiplikast komuniciranja se določi s številom elektronskih parov, ki veže dva atoma. Tako je v etanu H3C-CH3, povezava med ogljikovimi atomi, v etilen H2C \u003d CH2 - dvojno, v acetilenu naºСН - Triple. S povečanjem množice komunikacije, povečanje energetske energije: komunikacijska energija C-C je 339 kJ / MOL, C \u003d C - 611 kJ / mol in CºC - 833 kJ / mol.
Kemična vez med atomi se določi s prekrivanjem elektronskih oblakov. Če se prekrivanje pojavi vzdolž črte, ki povezuje jedro atomov, se taka povezava imenuje Sigma-Bond (σ-Bond). Lahko se oblikuje zaradi dveh S-elektronov, S- in P-Electronov, dveh PX-Electronov, S in D Electronov (na primer):
Kemična vez, ki jo izvede en e-par, se imenuje samski. Enotna povezava je vedno σ-vez. Orbitalni tip S lahko oblikuje samo σ-obveznice.
Povezavo dveh atomov lahko izvede več kot en par elektronov. Ta povezava se imenuje več. Primer tvorbe večkratne komunikacije je lahko molekula dušika. V dušikovi molekuli, PX-Orbital tvori ena σ-vez. Pri oblikovanju komunikacije, PZ Orbitals nastanejo dve področji 
prekrivanje - nad in pod X X:
Takšna povezava se imenuje PI-Bond (π-komunikacija). Pojav π-vez med dvema atomama se pojavi le, če sta že povezana z σ-vezjo. Druga π-vez v molekuli nitrol tvori ru-orbitalni atome. Pri oblikovanju π-obveznic se elektronski oblaki prekrivajo manj kot v primeru σ-obveznic. Posledično je π-razmerje običajno manj trpežno kot σ-obveznice, ki jih tvori isti atomski orbitalni orbitalni.
p-orbital lahko tvorijo σ- in π-komunikacije; V več povezavah je ena izmed njih nujno σ-vez :.
Tako v dušikovi molekuli treh priključkov, ena - σ-vezi in dve - π-vezi.
Dolžina povezave je razdalja med jedmi vezanih atomov. Dolžina obveznic v različnih spojinah imajo vrednosti desetin nanometra. S povečanjem množice dolžine dolžine povezav se zmanjša: dolžina vezij N-N, N \u003d N in NºN so enaka 0,145; 0,125 in 0,109 nm (10-9 m), dolžina vezij C-C, C \u003d C in C ° C sta enaka, 0,154; 0,134 in 0,120 nm.
Med različnimi atomi se lahko neto kovalentna vez manifestira, če je electronegalnost (EO) 1 atomov enaka. Tajska molekule Electrosimmetric, i.e. "Centri gravitacije" pozitivnih stroškov jeder in negativnih elektronov sovpada, so sovpadati na eni točki, tako da se imenujejo ne polarni.
Če imajo povezovalni atomi različne EO, se elektronski oblak med njimi premakne iz simetričnega položaja bližje atomu z večjo EO:
Premik elektronskega oblaka se imenuje polarizacija. Zaradi enostranske polarizacije, gravitacijskih centrov pozitivnih in negativnih nabojev v molekuli ne sovpada na eni točki, določena razdalja (L) se pojavi med njimi. Takšne molekule se imenujejo polarni ali dipoli, odnos med atomi pa se imenuje Polarni.
Polarna vez je nekakšna kovalentna vez, ki je bila opravljena nepomembna enostranska polarizacija. Razdalja med "gravitacijami" pozitivnih in negativnih stroškov v molekuli se imenuje dipol dolg. Seveda, večja polarizacija, večja je dolžina dipola in polarnosti molekul. Za oceno polarnosti molekul običajno uporabljajo stalni moment dipol (MR), ki je produkt obsega osnovnega električnega naboja (E) za dolžino dipola (l), t.j. .
Dipolne trenutke se merijo v razpravi D (d \u003d 10-18 e. Umetnost. × cm, ker je osnovni naboj 4.810-10 el. Umetnost. ZN razdalja med dvema nukleami atomovih, tistih. 10-8 cm) ali kulometrov (CL × M) (1 D \u003d 3,33 · 10-30 KL × M) (elektronska naboj 1,6 · 10-19 CL, pomnožena z razdaljo med stroški, \\ t Na primer, 0,1 Nm, potem MR \u003d 1,6 · 10-19 × 1 × 10-10 \u003d 1,6 · 10-29 CL · M). Trajni dipolni trenutki molekul imajo nič na 10 d.
V ne-polarnih molekulah l \u003d 0 in mr \u003d 0, t.e. Nimajo dipolnega trenutka. Polarni molekule g. 0 in doseže vrednosti 3,5 - 4,0 D.
Z zelo visoko razliko v EO pri atomih obstaja jasna enostranska polarizacija: elektronski oblak komunikacije je maksimalno premaknjen proti atomu iz največjega EO, atomi pa se prenašajo v nasprotno napolnjene ione in se pojavi ionska molekula:
Kovalentna vez postane ionska. Elektroksimetrične molekule se poveča, dolžina dipola se poveča, dipoln moment se poveča na 10 d.
Skupni dipol moderule kompleksne molekule se lahko šteje za enako vektorsko vsoto dipolnih trenutkov posameznih povezav. Dipoln trenutek se običajno odpelje, da se usmeri iz pozitivnega konca dipola na negativno.
Lahko napovedujete polarnost komunikacije z uporabo relativnih EO atomov. Večja je razlika med relativno eO atomovih, močnejši polarnost je izražena: DEO \u003d 0 - ne polarna kovalentna vez; DEO \u003d 0 - 2 - Polarna kovalentna vez; DEO \u003d 2-ionska povezava. Bolj pravilna je govoriti o stopnji ionske komunikacije, saj komunikacija ni ion za 100%. Tudi v CSF povezavi je ionska povezava le 89%.
Kemijska vez, ki izhaja iz prehoda elektronov iz atoma na atom, se imenuje ionska, ustrezne molekule kemičnih spojin pa ion. Za ionske spojine v trdnem stanju je značilna ionska kristalna mreža. V staljeni in raztopljeni državi izvajajo električni tok, imajo visoko tališče in vrelišče ter pomemben dipol.
Če upoštevamo spojine elementov vsakega obdobja z istim elementom, potem pa se od začetka do konca obdobja premika, pretežno ionsko naravo komunikacije, nadomesti s kovalentnim. Na primer, v fluoridih 2. obdobja LIF, BEF2, CF4, NF3, od2, F2, stopnja ioncity komunikacije proti litijevi fluorid postopoma slabi in se nadomesti s tipično kovalentno vez v fluorinske molekule.
Tako je narava kemijske vezi: temeljna razlika v mehanizmu nastanka kovalentnih polarnih in ionskih vezi ni. Ti odnosi se razlikujejo samo po stopnji polarizacije elektronskega oblaka molekule. Prihodne molekule so značilne dolžine dipol in vrednosti nenehnih dipolnih trenutkov. V kemiji je vrednost dipolnega trenutka zelo velika. Kot pravilo, večji je dipol trenutek, višja je reaktivnost molekul.
Mehanizmi za kemijske komunikacije
V metodi Valence se razlikujejo mehanizmi izmenjave in sprejemnika donatorka za oblikovanje kemijske obveznice.
Izmenljivi mehanizem. Mehanizem izmenjave tvorbe kemijske vezi vključuje primere, ko je v tvorbi elektronskega para iz vsakega atoma, en elektron je vključen.
V H2, LI2, so na2 molekule oblikovane zaradi neuporabljenih S-elektronov atomov. V molekulah F2 in CL2 zaradi neparnih p-elektronov. V HF in HCL molekulah komunikacij, vodikov S-Electroni in P-Electronov halogena tvorijo.
Značilnost tvorbe spojin na menjalni mehanizmi je nasičenost, ki kaže, da atom ne oblikuje nobenega, ampak omejeno število povezav. Njihovo število, zlasti, je odvisno od števila neparnih valentenskih elektronov.
Iz kvantnih celic N in H, lahko vidimo, da ima atom dušika 3
neparežen elektron in atom vodika je eden. Načelo nasičenosti kaže, da mora biti trajnostna spojina NH3, ne NH2, NH ali NH4. Vendar pa obstajajo molekule, ki vsebujejo liho število elektronov, na primer, ne, NO2, CLO2. Za vse jih je značilna povečana reaktivnost.
Na posameznih fazah kemijske reakcije VALENO nenasičene skupine, ki se imenujejo radikale, na primer, H, NH2, O, CH3 se lahko oblikujejo. Reaktivnost radikalov je zelo visoka in zato je čas njihovega obstoja običajno majhen.
Mehanizem sprejemnika donatorja
Znano je, da se varended nasičene spojine amoniaka NH3 in Bora trifluorida BF3 reagirajo z reakcijo
NH3 + BF3 \u003d NH3BF3 + 171,4 KJ / MOL.
Razmislite o mehanizmu te reakcije:
Vidimo lahko, da se štirje orbitalni orbitalni borji rešujejo, in eden - ostaja prazen. V molekuli amoniaka so naseljene vse štiri dušikove orbitale, od katerih tri - na menjalni mehanizem dušika in vodikovega elektrona, in ena vsebuje elektronski par, ki pripada dušiku. Takšen elektronski par se imenuje po srednji elektronski par. Oblikovanje spojine H3N · BF3 se pojavi zaradi dejstva, da elektronski par hlapov amoniaka zavzema prazen orbitalni orbitalni fluorid. V tem primeru se razlikuje potencialna energija sistema in enakovredna količina energije. Takšen izobraževalni mehanizem se imenuje sprejemnik donator, donator - takšen atom, ki daje svojemu elektronskemu paru izobrazbe (v ta primer atom dušika); Atom, ki zagotavlja prazen orbitalen, je vklopljen elektronski par, se imenuje acceptor (v tem primeru, borov atom). Komunikacija sprejemnika donatorja je nekakšna kovalentna vez.
V spojini H3N · BF3 dušik in Boron - Tetravalent. Atom dušika poveča svojo valenco od 3 do 4 kot posledica uporabe srednjega prostega elektronskega para za nastanek dodatne kemijske vezi. Atom Borun poveča valenco zaradi prisotnosti prostega orbitala na njegovi valenci elektronska raven. Zato je valence elementov določena ne le s številom neparnih elektronov, ampak tudi prisotnost obrobnih elektronskih parov in prostih orbitalov na ravni valence elektronske vode.
Lažje prvenstvo kemijske vezi za mehanizem donatorskega sprejemnika je reakcija amoniaka z vodikom ionom:
. Prazen orbitalni orbitalni ionski ion je igral z elektronskim sprejemnikom. V amonium ion ion NH4 + atom dušika Tourbailen.
Poudarek povezav in hibridizacije atomskih orbitalov
Pomembna značilnost molekule, ki je sestavljena iz več kot dveh atomov, je njegova geometrijska konfiguracija. Določena je z medsebojnim ureditvijo atomskih orbitalov, ki sodelujejo pri oblikovanju kemijskih vezi.
Prekrivanje elektronskih oblakov je možno le z določeno medsebojno usmeritvijo elektronskih oblakov; V tem primeru se prekrivajoča se območje nahaja v določeni smeri glede na interakcijske atome.
Ko je vzpostavljena ionska povezava, ima električno polje iona sferično simetrijo in zato ionska povezava ne poseduje ali nasičenosti.
kM. \u003d 6 KM. \u003d 6.
Kot med vezi v vodni molekuli je 104,5. Lahko se pojasni na podlagi kvantnih mehanskih predstavitev. Elektronsko vezje kisika atoma 2S22P4. Dva neaktivna P-orbitalov sta razporejena pod kotom 90. med drugim - največje prekrivanje elektronskih oblakov S-orbitalov vodikovih atomov s P-orbitalnim kisikom Atom bo v primeru, da se obveznice nahajajo pod kotom 90 do . V vodni molekuli je povezava O-n Polarna. Pri atomu vodika je učinkovit pozitivni naboj Δ +, na atomu kisika - δ-. Zato je povečanje kota med obveznicami na 104,5 posledica pometanja učinkovitih pozitivnih stroškov vodikovih atomov, kot tudi elektronskih oblakov.
Elektrika žvepla je bistveno manjša od EO kisika. Zato je polarnost H -S vez v H2S manjša od polarnosti N-O v H2O, dolžina H-S (0,133 Nm) pa je večja od N-O (0,56 Nm) in kot med priključki se približuje neposredno. Za H2S, je 92O, in za H2SE - 91O.
Iz istih razlogov ima molekula amoniaka piramida in kot med vodilnimi obveznicami H-N-H bolj neposredno (107,3 \u200b\u200b°). V prehodu iz NH3 na PH3, ASH3 in SBH3, so koti med obveznicami 93,3 °, oz. 91.8O in 91,3o.
Hibridizacija atomskih orbitalov
Navdušen atom Beryllium ima 2S12P1 konfiguracijo, navdušeni borovi atom - 2S12P2 in navdušeni ogljikov atom - 2S12P3. Zato se lahko domneva, da lahko pri oblikovanju kemijskih priključkov sodelujejo ne enake, ampak različne atomske orbitale. Na primer, v takih spojinah, kot je CECL2, BECL3, CCL4 neenakomerna moč in smer komuniciranja, in σ-obveznice iz P-orbitalov bi morale biti bolj trajne kot komunikacija iz S-orbitalov, ker Za P-orbitale so za prekrivanje P-orbitalov ugodnejši pogoji. Vendar pa izkušnje kažejo, da so v molekulah, ki vsebujejo osrednji atomi z različnimi valenci Orbital (S, P, D), vse obveznice enake. Pojasnilo tega je bilo dano Slater in Paulong. Prišli so do zaključka, da različne orbitale ne razlikujejo v energijah, ki tvorijo ustrezno število hibridnih orbitalov. Hybrid (mešani) orbital se oblikujejo iz različnih atomskih orbitalov. Število hibridnih orbitalov je enako številu atomskih orbitalov, ki sodelujejo pri hibridizaciji. Hibridni orbitalniki so enaki v obliki elektronskega oblaka in energije. V primerjavi z atomskimi orbitalnimi elementi so bolj podolgovani v smeri nastanka kemijskih vezi in zato določijo najboljšo prekrivanje elektronskih oblakov.
Hibridizacija atomskih orbitalov zahteva stroške energije, zato so hibridni orbitalniki v izoliranem atomu nestabilni in si prizadevajo spremeniti v Clean JSC. Pri tvorbi kemijskih vezi se hibridni orbitali stabilizirajo. Zaradi močnejših vezi, ki jih je nastala hibridna orbitalna, se iz sistema sprosti več energije, zato sistem postane bolj stabilen.
hibridizacija SP-hibridizacije se na primer pri oblikovanju halogenidov BE, ZN, CO in Hg (II). V valenci vse kovine halide vsebujejo na ustrezni energetski ravni S in P-Unpaired Electrons. Ko je molekula oblikovana, ena S-in ena P-orbitalna tvorita dva hibridna SP-orbitalov pod kotom 180 °.
Eksperimentalni podatki kažejo, da so vsi, Zn, CD in HG (II) halogenidi linearni in obe vezi imajo enako dolžino.
hibridizacija SP2. Zaradi hibridizacije enega S-Orbitala in dveh P-Orbitalov se oblikujejo tri hibridne sp2 orbitale, ki se nahajajo v eni ravnini pod kotom 120 ° med seboj.
hibridizacija SP3 je značilna za ogljikove spojine. Zaradi hibridizacije enega S-orbitala in treh P-Orbitalov se oblikujejo štiri hibridne SP3 orbitale, katerih cilj je na vrhu tetraedra s kotom med Orbitalom 109,5о.
Hibridizacija se pokaže v popolni enakovrednosti vezi ogljikovega atoma z drugimi atomi v spojinah, na primer, v CH4, CCL4, C (CH3) 4, itd.
V hibridizaciji se lahko vključijo ne samo S in R-, ampak tudi D- in F-orbitale.
Na hibridizaciji SP3D2 se oblikuje 6 enakih oblakov. Opazimo se v takih spojinah kot.
Predstavitve na hibridizaciji omogočajo razumevanje takšnih značilnosti strukture molekul, ki jih ni mogoče pojasniti na drug način.
Hibridizacija atomskih orbitalov (AO) vodi do premeščanja elektronskega oblaka v smeri izobraževanja z drugimi atomi. Posledično se na področju prekrivajočih se hibridnih orbitalov izkaže, da je večji kot za čisto orbitalno in moč komunikacije.
Polarizacija in polarizacijska dejanja ionov in molekul
Na električnem polju je ion ali molekula deformirana, t.j. Imajo relativni premik jeder in elektronov. Takšna deformavnost ionov in molekul se imenuje polarizacija. Ker so elektroni zunanje plasti najmanj trdno povezani v atomu, se premaknejo predvsem.
Polarizibility anionov je običajno bistveno višja od polarizibilnosti kations.
Z enako strukturo elektronskih lupin, polarizibility ionskega se zmanjša kot pozitivno povečanje naboja, na primer zapored:
Za ione elektronskih analogov se polarizibility povečuje s povečanjem števila elektronskih plasti, na primer: Or.
Polarizibility molekul je določena z polarizibility atomov, vključenih v njih, geometrijsko konfiguracijo, količino in množico priključkov itd. Zaključek o relativni polarizibility je možen samo za podobno zgrajene molekule, ki se razlikujejo v enem atomu. V tem primeru je razlika v polarizibility molekul mogoče presojati z razliko v polarizibilnosti atomov.
Električno polje se lahko ustvari kot napolnjena elektroda in ion. Tako lahko ion sam ima polarizacijsko dejanje (polarizacija) do drugih ionov ali molekul. Polarizacijska dejanja ionska se povečuje s povečanjem njene dajatve in zmanjšanja polmera.
Polarizacijski učinek anionov je običajno bistveno manjši od polarizacijskih ukrepov kations. To je posledica velikih količin anionov v primerjavi s kavacijami.
Molekule imajo polarizacijski učinek, če so polarni; Polarizacijska dejanja je višja od bolj dipolnega molekule.
Polarizacijska sposobnost povečuje zapored, ker Polmer poveča električno polje, ki ga je ustvaril ion, se zmanjša.
Vodikovi Komunikacije
Vodikovi vez je posebna vrsta kemijske vezi. Znano je, da imajo vodikove spojine z močno elektrodgativnimi ne-kovinami, kot so F, O, N, nenormalno visoke temperature vrelišča. Če v vrstici H2TE-H2SE - H2S, je vrelišče seveda zmanjšano, nato pa pri prehodu s H2S v H2O, je oster skok na povečanje te temperature. Ista slika opazimo v številnih halogenske kisline. To kaže na prisotnost posebne interakcije med molekulami H2O, HF molekulami. Takšna interakcija bi morala ovirati nastale molekule drug od drugega, tj. Zmanjšajte njihovo nestanovitnost in zato povečajo vrelišče ustreznih snovi. Zaradi velike razlike v EO Chemical vezi H-F, H-O, H-N so zelo polarizirani. Zato ima atom vodika pozitivno učinkovito napolnjenost (Δ +), na atomi F, O in N je presežek gostote elektronov in se zaračuna negativno (D-). Zaradi atrakcije COULMB se pojavi pozitivno napolnjen atom vodika ene molekule z elektronetivnim atomom druge molekule. Zaradi tega se molekule privlačijo drug drugemu (označene so vodične vezi).
Vodik se imenuje taka vez, ki jo tvori atom vodika, ki je del enega od dveh povezanih delcev (molekul ali ionov). Energija vodikove vezi (21-29 kJ / MOL ali 5-7 KCAL / MOL) je približno 10-krat manjša od energije običajne kemijske vezi. Kljub temu pa vodikova vez določa obstoj dimernih molekul (H2O) 2, (HF) 2 in mravljične kisline v parih.
V številnih kombinacijah HF, HO, HN, HCl atomov, HS, vodikove komunikacijske energije kapljice. Prav tako se zmanjšuje s povečanjem temperature, zato snovi v stanju hlapov kažejo vodik odnos le v majhno stopnjo; Za snovi v tekočih in trdnih državah je značilna. Take snovi, kot so voda, led, tekoči amoniak, organske kisline, alkoholi in fenoli, so povezane z dimerji, trimerje in polimeri. V tekočem stanju, najbolj stabilen dimer.
Intermolekularne interakcije
Prej so bile upoštevane povezave, ki jih povzroča nastanek molekul iz atomov. Vendar pa je tudi interakcija med molekulami. To je vzrok kondenzacije plinov in jih spremeni v tekoče in trdna telesa. Prvo besedilo sil intermolekularnega interakcije je bilo podano leta 1871. Van der Waals. Zato so dobili ime Vanderwals sil. Intermolekularne interakcijske sile lahko razdelimo na orientacijsko, indukcijo in disperzijo.
Polarne molekule Zaradi elektrostatičnega interakcije varianc koncev dipolov je usmerjeno s prostorom, tako da se negativni konci pomorskih dipotov nekaterih molekul obrnejo na pozitivne
konci dipolov drugih molekul (orientacija intermekularna interakcija).
Energija tega interakcije se določi z elektrostatičnim privlačnosti dveh dipolov. Več dipola, močnejša intermolekularna atrakcija (H2O, HCl).
Gibanje toplote molekul preprečuje medsebojno usmerjenost molekul, tako da z naraščajočo temperaturo, učinek usmerjenosti oslabi. Indukcijsko interakcijo opazujemo tudi v snoveh s polarnimi molekulami, vendar je običajno bistveno šibkejša od orientacije.
Polarna molekula lahko poveča polarnost sosednje molekule. Z drugimi besedami, dipola druge molekule se lahko poveča pod vplivom dipola, ne polarna molekula pa lahko postane polar:
b. 
Dipol trenutek se pojavi kot posledica polarizacije z drugo molekulo ali ion se imenuje inducirani dipol trenutek, in indukcija sama je indukcija. Tako je treba indukcijsko interakcijo molekul vedno prekrivati \u200b\u200bna orientacijsko interakcijo.
V primeru ne-polarnih molekul (na primer, H2, N2 ali plemenitih plinov), orientacijsko in indukcijsko interakcijo ni. Vendar pa je znano, da se vodik, dušik in plemenite plini požgajo. Da bi pojasnili ta dejstva, je London predstavil koncept disperzijskih sil intermekularne interakcije. Te sile medsebojno delujejo med vsemi atomi in molekulami, ne glede na njihovo strukturo. Povzročajo jih instant dipolne trenutke, dogovorjene v veliki skupini atomov:
V vsakem trenutku je lahko smer dipola drugačna. Vendar pa njihova dogovorjena nastanka zagotavlja šibke sile medsebojnega delovanja, ki vodijo do oblikovanja tekočih in trdnih snovi. Zlasti določa prehod plemenitih plinov pri nizkih temperaturah v tekoče stanje.
Tako je najmanjša komponenta med silami, ki delujejo med molekulami, je razsežnost razpršenosti. Med molekulami z majhno polarnostjo ali nepolarmi (CH4, H2, HI) s trenutnimi silami so večinoma razpršena. Večji v lasti molekul molekul, večje usmerjevalne sile interakcije med njimi.
V številnih podobnih snoveh se povečuje interakcijo disperzije s povečanjem velikosti atomov, ki sestavljajo molekule teh snovi. Na primer, v HCL je delež disperzijskih sil predstavljal 81% celotne intermekularne interakcije, za HBR, ta vrednost je 95%, in za hi - 99,5%.
Opis kemijske komunikacije pri metodi molekularnih orbital (MO)
Metoda SUN se široko uporablja s kemiki. Kot del te metode se šteje velika in kompleksna molekula, ki je sestavljena iz ločenih dveh centrih in dveh elektronskih povezav. Predpostavlja se, da so elektroni, ki jih povzročajo kemijska vez, lokalizirani (nahajajo) med dvema atomama. Za večino molekul se lahko metoda Sun uporablja z uspehom. Vendar pa obstajajo številne molekule, na katere se ta metoda ne uporablja, ali njegovi zaključki so v nasprotju z izkušnjami.
Ugotovljeno je bilo, da v nekaterih primerih definicijska vloga pri oblikovanju kemijskih obveznic ne igrajo z elektronskimi pari, ampak ločeni elektroni. Možnost kemijske komunikacije z enim elektronom označuje obstoj iona. Ko je ta ion oblikovan iz atoma vodika in vodikovega iona, je energija označena v 255 kJ (61 kcal). Tako je kemijska vez v ionu precej trpežna.
Če poskušate opisati kemijsko vez v molekuli kisika z uporabo metode Sun, bomo prišli do zaključka, da moramo najprej biti dvojna (σ- in P-komunikacije), drugič, v molekuli kisika, vsi elektroni morajo vsi elektroni biti seznanjen, t .. O2 molekula mora biti diamagnetna. [V diamagnetnih snoveh, atomi nimajo konstantnega magnetnega momenta, snov pa je potisnjena iz magnetno polje. Paramagnetna snov se imenuje atomi, katerih ali molekule imajo magnetni trenutek, in ima lastnost, ki jo je treba potegniti v magnetno polje]. Eksperimentalni podatki kažejo, da je v energiji povezava v molekulo kisika res dvojna, vendar molekula ni diamagnetna, vendar paramagnetna. Ima dva neparska elektrona. Metoda Sonca je nemočna, da pojasni to dejstvo.
Najboljši način za kvantno mehansko razlago kemijske obveznice se trenutno šteje za metodo molekularnih orbital (MO). Vendar pa je veliko bolj zapletena zaradi sonca in ne tako vizualno kot zadnje.
Metoda MO obravnava vse elektrone molekule na molekularnih orbitalov. V molekuli se elektron nahaja na določenem MO, ki ga opisuje ustrezna valovna funkcija ψ.
Vrste mo. Ko je elektron enega atoma, ko se približuje, vstopi v področje drugega atoma, narava gibanja, in posledično se spremeni valovna funkcija elektrona. V dobljeni molekuli, valovne funkcije ali elektronske orbital, niso znani. Obstaja več načinov za določitev vrste MO glede na znano JSC. Najpogosteje, MO dobimo z linearno kombinacijo atomskih orbitalov (LCAO). Načelo Paulija, pravilo Gunda, načelo najmanj energije, velja za metodo MO.
Sl. 2.2 Nastajanje vezanja in trganja molekularnih orbitalov iz atomskih orbitalov.
V preprosti grafični obliki mo, kot LCAO, lahko dobite, zlaganje ali odštevanje valovnih funkcij. Slika 2.2 predstavlja nastanek vezave in trganja MO od začetnega JSC.
Ao lahko tvori MO, če so energija ustreznega JSC blizu velikosti in AO imajo enako simetrijo glede na os povezavo.
Valne funkcije, ali orbitalni, vodikov 1S lahko dajo dve linearni kombinaciji - eno, ko je dodajanje, drugi - pri odštevanju (sl. 2.2).
Ko so valovne funkcije zložene, nato pa na območju prekrivanja gostote elektronskega oblaka, sorazmerna s ψ2, postane večja, med atomi atomov ustvarja presežek negativne naboj in atomska jedra privlačijo. MO, pridobljeno z dodajanjem valovnih funkcij vodikovih atomov, se imenuje vezava.
Če se funkcije valov odštejejo, potem na območju med nuklenimi atomi, gostota elektronskega oblaka postane enaka nič, elektronski oblak je "potisnjen" iz območja med atomi. Nastalo MO ne more vezati atomov in se imenuje trganje.
Ker vodikov S-orbitalov oblikujejo samo σ-obveznice, je dobljeni MO označeni σc in σr. Mo, ki jo tvori 1S-atomski orbitalni, označuje ΣCV1S in ΣP1S.
Na vezi mo potenciala (in popolna) energija elektronov se izkaže za manj kot na JSC, vendar na porušitvi - več. V absolutni vrednosti je povečanje elektronov energije na solzivnih orbitalov nekoliko večje od znižanja energije na vezavnih orbitalov. Elektron, ki je na vezavnih orbitalov, zagotavlja povezavo med atomi, stabilizacijo molekule in elektronov raztrganja orbitalov destabilizira molekulo, tj. Povezava med atomi slabi. Erazr. \u003e ERU.
Mo nastane iz 2P orbitalov iste simetrije: vezavo in trganje σ-orbital iz 2P orbitalov, ki se nahajajo vzdolž X osi. Označujejo jih ΣCV2R in ΣP2R. Vezava in trganja P-orbitalov se oblikujejo iz 2Pz orbitalov. Označeni so, oziroma ™ 2pz, πp2pz. Podobno je oblikovan все2ru in ир2u-orbital.
Polnjenje mo. Polnila MO elektronov se pojavi, da bi povečali energijo orbitalov. V primeru, da ima Enako energijo (ali π-orbitalno), potem se polnilnik pojavi glede na pravilo Hinda, tako da je trenutek spin molekule največji. Vsak mo, kot atomski, lahko sprejme dva elektrona. Kot je bilo ugotovljeno, so magnetne lastnosti atomov ali molekul odvisne od prisotnosti neparnih elektronov: če so v molekuli neparski elektroni, potem je paramagnetna, če ni - diamagnetna.
Razmislite o ionu.
Iz sheme je razvidno, da je edini elektron postavljen s σcv - mo. Stalna spojina se oblikuje z komunikacijsko energijo 255 KJ / MOL, komunikacijska dolžina - 0,106 nm. Molekularni ionski paramagnetni. Če predpostavimo, da je množica komunikacije, kot na metodi Sun, določena s številom elektronskih parov, potem je množica komunikacije enaka ½. Ustvarite izobraževalni proces na naslednji način:
Ta vnos pomeni, da je na σCV mo, oblikovan od 1S AO, en elektron.
Navadna vodikov molekula vsebuje že dva elektrona z nasprotnimi vrtljaji na ΣCV1S-orbital :. Komunikacijska energija v H2 je večja od 435 kJ / mola, dolžina komunikacije (0,074 Nm) pa je manjša. Molekula H2 ima eno samo povezavo, diamagnetno molekulo.
Sl. 2.3. Energetski diagram AO in MO v sistemu njihovih dveh vodikovih atomov.
Molekularni ion (+ on + ® HE + 2 [(SSV1S) 2 (SP1S) 1]) ima en elektron na σsr.1s-orbital. Komunikacijska energija B - 238 KJ / MOL (v primerjavi s spuščanjem H2), in dolžina komunikacije (0,108) - povečala. Multiplikast vezi je enaka ½ (množica povezave je enaka polovici razlike v številu elektronov na vezavi in \u200b\u200btrganja orbitalov).
Hipotetična molekula HE2 bi imela dva elektrona na Orbitalu σCV1S in dveh elektronih na Orbitalu ΣR1S. Ker ena elektronska administracija uniči elektronski vezni učinek na vezavo orbitalno, nato pa molekula HE2 ne more obstajati. Metoda Sonca prav tako vodi do istega izhoda.
V nadaljevanju je vrstni red polnjenja modelov elektronov pri oblikovanju molekul z elementi II obdobja. V skladu s shemami molekule B2 in O2, paramagnetnega in molekule V2 - ne more obstajati.
Oblikovanje molekul iz atomov elementov II se lahko zabeleži na naslednji način (K - Notranje elektronske plasti):
Fizikalne lastnosti molekul in MMO
Obstoj vezave in rahljanja MO je potrjen fizične lastnosti molekule. Metoda MO omogoča predvideti, da če, v tvorbi molekule od atomov, elektroni v molekuli pade na vezavne orbitale, potem morajo biti ionizacijski potenciali molekul večji od potencialov atomske ionizacije, in če elektroni padejo Na pecivo orbitalu, nato obratno.
Tako se ionizacijski potenciali vodika in dušikovih molekul (zavezujoče orbitale) - 1485 in 1500 kJ / MOL - več kot potencialov ionizacije atomov vodika in dušika - 1310 in 1390 kJ / mol, in potenciali ionizacijskih molekul kisika in fluor (solful Orbitals) - 1170 in 1523 kJ / MOL - manj kot pri ustreznih atomih - 1310 in 1670 kJ / mol. Ko je ionizacija molekul, komunikacijska moč zmanjšuje, če je elektron odstranjen iz vezavnega orbitalnega (H2 in N2), in se poveča, če je elektron odstranjen iz orbitalne orbital (O2 in F2).
Dvobarvne molekule z različnimi atomi
Mo za molekule z različnimi atomi (ne, CO) je zgrajena na enak način, če se začetni atomi ne razlikujejo od vrednosti ionizacijskih potencialov. Za molekulo CO, na primer, imamo:
Energija kisikovega atoma atomov je pod energijo posameznih ogljikovih orbitalov (1080 kJ / MOL), ki se nahajajo bližje jedru. Elektroni, ki obstajajo v začetnih atomovih na zunanjih plamenah 10 elektronov, napolnijo vezavo SSV2S- in raztrganje SP2 orbitalov in vezave in PS2RY, Z-Orbital. Molekula C se izkaže, da je izoelektronska z molekulo N2. Vezavna energija atomov v molekulo CO (1105 KJ / MOL) je še večja kot v dušikovi molekuli (940 kJ / MOL). Komunikacijska dolžina C-O - 0.113 nm.
Molekula št.
ima en elektron na orbitalu za peko. Zaradi tega ni komunikacijske energije (680 kJ / MOL) manjša od vrednosti N2 ali CO. Odstranjevanje elektrona na brez molekule (ionizacija za obrazec št +) poveča vezavno energijo atomov do 1050-1080 kJ / mol.
Razmislite o tvorbi MO v fluoridni molekuli vodikovega HF. Ker je potencial ionizacije fluora (17,4 EV ali 1670 kJ / mol) večji od vodika (13,6 EV ali 1310 kJ / mol), imajo fluoro 2P orbitale manj energije kot 1S-orbitalni vodik. Zaradi velike razlike v energijah 1S Orbitala vodikovega atoma in 2S orbitala atoma fluora ne sodelujejo. Tako postane 2S orbitalni fluor brez spremembe energije mo v HF. Takšni orbitalniki se imenujejo UninVing. 2RU- in 2RZ -Orbitalni fluor prav tako ne more sodelovati z 1S vodikovim orbitalom zaradi razlike v simetriji glede na os povezavo. Prav tako postanejo nekonvencionalni mo. Vezava in zapravljanje mo nastane iz 1S orbitalnega vodika in 2PC-orbitalnega fluora. Atomi vodika in fluora so povezani z dvema elektronskima vezjo z 560 kJ / mol.
Bibliografija
Glinko n.l. Splošna kemija. - M.: KEMIJA, 1978. - P. 111-153.
Shimanovich i.e., Pavlovich M.L., Tikova v.f., Malashko P.M. Skupna kemija v definicijskih formulah, shemah. - MN: Univversiteckai, 1996. - P. 51-77.
VOROBEV V.K., ELISEEV S.YU., VRUBLEVSKY A.V. Praktičen I. neodvisno delo v kemiji. - MN: UE "Donyar", 2005. - P. 21-30.
Poenotena teorija kemijske vezi ne obstaja, pogojno kemijsko obveznice so razdeljene na kovalentno ( univerzalni pogled Komunikacija), Ionski (zasebni primer kovalentne vezi), kovinski in vodik.
Kovalentna komunikacija
Oblikovanje kovalentne komunikacije je možno v treh mehanizmih: izmenjavo, sprejemnik donatorka in dative (Lewis).
Po navedbah mehanizem za izmenjavo Oblikovanje kovalentnih komunikacij se pojavi zaradi posploševanja skupnih elektronskih parov. Ob istem času, vsak atom skuša kupiti inertno plinsko lupino, tj. Dobite dokončano zunanjo energetsko raven. Nastajanje kemijskih vezi na tipu menjanja je prikazano z uporabo zdravila Lewis formule, v katerih je vsak valenčni elektro atom prikazan po točkah (sl. 1).
Sl. 1 Izobraževanje kovalentne vezi v molekuli HCL na menjalni mehanizmu
Z razvojem teorije strukture atomov in kvantne mehanike je nastanek kovalentne vezi zastopan kot prekrivanje elektronskih orbitalov (sl. 2).
Sl. 2. Izobraževanje kovalentne komunikacije zaradi prekrivanja elektronskih oblakov
Večja je prekrivanje atomskih orbitalov, močnejše povezave, zmanjšane za dolžino komunikacije in njeno energijo. Kovalentna vez se lahko oblikuje z prekrivanjem različnih orbitalov. Kot rezultat prekrivanja S-S, S-P orbitalov, kot tudi D-D, P-P, D-P orbitalov s stranskimi rezilami, se izobraževanje pojavi. Oblikovana je pravokotna na vrstico, ki povezuje jedro 2 atomov - povezava. Ena - in ena - odnos je sposoben oblikovati večkratno (dvojno) kovalentno vez, značilno za organske snovi razreda Alkenesa, Alkadiennes, itd. Ena in dve - povezavama tvorita večkratno (trojno) kovalentno vez, značilnost organskih snovi alkinskega razreda (acetileni).
Izobraževanje Kovalent. mehanizem sprejemnika donatorja Razmislite o primeru amonijevega kationa:
NH 3 + H + \u003d NH 4 +
7 N 1S 2 2S 2 2P 3
Atom dušika ima prosti mejni par elektronov (elektroni, ki ne sodelujejo pri tvorbi kemijskih vezi znotraj molekule), in vodikov kation je prost orbitalen, tako da so darovalec in elektronski acceptor, oz.
Mehanizem dajatve za oblikovanje kovalentne povezave bo upošteval na primeru molekule klora.
17 CL 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 5
Atom klora ima brezplačen rob elektronov in praznega orbitala, zato lahko kažejo lastnosti in darovalca in acceptor. Zato je v nastajanju molekule klora, en klorov atom deluje kot darovalec, drugi pa je acceptor.
Main. značilnosti kovalentne vezi so: nasičnost (bogati priključki nastanejo, ko atom pripisuje samim elektronom, kot dovoljujejo njene zmogljivosti valent; nenasičene vezi so oblikovane, ko je število priključenih elektronov manjše od zmogljivosti pline celice); Smer (ta vrednost je povezana z geometrijo molekule in koncepta "valenčnega kota" - kot med priključki).
Ionska komunikacija
Ni spojin s čisto ionsko vez, čeprav je to kemično povezano stanje atomov, v katerem je enakomerno elektronsko okolje atoma ustvarjeno s popolnim prehodom splošne elektronske gostote na atom bolj elektronegativnega elementa. Ionska komunikacija je možna samo med atomi elektronegacijskih in elektropozitivnih elementov, ki so v stanju variemetsko nabitih ionov in anionov.
Opredelitev
Ion. Imenovano električno nabite delce, ki so nastale z ločevanjem ali pritrditvijo elektrona v atom.
Ko se elektron prenaša, atomi kovin in nekovin običajno tvorijo stabilno konfiguracijo elektronske lupine okoli njenega jedra. Nenetal Atom ustvari lupino poznejšega inertnega plina okoli njenega jedra, kovinski atom pa je prejšnji inertni plin (sl. 3).
Sl. 3. Izobraževanje ionske komunikacije na primeru molekule natrijevega klorida
Molekule, v katerih v čisti obliki je ionska povezava, najdete v stanju snovi v pari. Ionski odnos je zelo trpežen, v zvezi s to snovjo s to vezi imajo visoko tališče. V nasprotju s kovalentnim za ionsko komunikacijo, smer in nasičenost ni značilno, saj električno polje, ki ga ustvari ione, enako za vse ione zaradi sferične simetrije.
Kovinska priključek
Kovinska vez se realizira le v kovine - to je interakcija, ki ima kovine atomov v eni sami mreži. V oblikovanje komunikacije so vključene samo elektroni kovinskih atomov kovinskih elektronov. V kovinah od atomov se elektroni nenehno ločijo, ki se premikajo skozi celotno maso kovine. Kovinski atomi, brez elektronov, se pretvorijo v pozitivno napolnjene ione, ki si prizadevajo sprejeti premikajoče se elektrone. Ta neprekinjen proces v notranjosti kovine tako imenovani "elektronski plin", ki trdno povezuje vse atome kovine (sl. 4).
Kovinska vez je močna, zato je kovine značilno heat. Taljenje in prisotnost "elektronov plina" daje kovine s pročnosti in plastičnostjo.
Vodikovi Komunikacije
Vodikov vez je posebna intermekularna interakcija, ker Njegov pojav in moč sta odvisna od kemijska vrsta Snovi. Oblikovana je med molekulami, v katerih je atom vodika povezan z atomom z visoko elektronezibilnostjo (O, N, S). Pojav vodikove vezi je odvisen od dveh razlogov, prvič, atom vodika, povezan z elektronetivnim atom, nima elektronov in se lahko enostavno vključi v elektronske oblake drugih atomov, in drugič, ki ima valenco S-orbital, vodik Atom lahko vzame vodni par elektrone elektrone atoma in da tvori vez z donato sprejemni mehanizem z njim.
Atomi večine elementov ne obstajajo ločeno, saj lahko komunicirajo med seboj. V tem primeru se oblikujejo bolj zapletene delce.
Narava kemijske obveznice je sestavljena iz delovanja elektrostatičnih sil, ki so sile interakcije med električnimi dajatvami. Takšne dajatve imajo elektrone in jedra atomov.
Elektroni, ki se nahajajo na zunanjih elektronskih ravneh (Valence Electroni), so na vseh iz jedra, šibkejšega od vsega, kar komunicira z njim, kar pomeni, da se lahko odmaknejo od jedra. Odgovorni so za vezavo atomov med seboj.
Vrste interakcij v kemiji
Vrste kemijske vezi so lahko zastopane kot naslednja tabela:
Značilnost ionske komunikacije
Kemična interakcija, ki je nastala zaradi atrakcija ionovimajo različne stroške, imenovane Ionic. To se zgodi, če imajo vezivani atomi pomembno razliko v elektronegivnosti (to je, sposobnost privabljanja elektronov) in elektron par premakne na več elektronegativnega elementa. Rezultat takega elektronskega prehoda iz enega atoma v drugega je nastanek nabitih delcev - ionov. Med njimi in privlačnost se pojavi.
Najmanjši kazalniki elektronegativnosti imajo tipične kovineIn največje - tipične nekovine. Ioni se tako oblikujejo pri interakciji med tipičnimi kovinami in tipičnimi ne-kovinami.
Kovinski atomi postanejo pozitivno nabiti ioni (kationi), ki dajejo elektrono zunanjih elektronskih nivojev, in ne-kovine vzamejo elektrone, na ta način obračajo negativno ionov (anioni).
Atomi gredo v bolj trajnostno energetsko stanje, ki izpolnjujejo svoje elektronske konfiguracije.
Ionski odnos je nenamerna in ni strašljiva, saj se elektrostatična interakcija pojavi v vseh smereh, zato lahko ion privablja ione nasprotnega znaka v vseh smereh.
Lokacija ionov je, da je okoli vsakega obstaja določeno število napolnjenih ionov. Koncept "molekule" za ionske spojine nima smisla.
Primeri izobraževanja
Oblikovanje komunikacije na natrijevem kloridu (NACL) je posledica prenosa elektrona iz atoma NA na CL Atomu, da oblikuje ustrezne ione:
Na 0 - 1 e \u003d na + (kation)
Cl 0 + 1 e \u003d Cl - (anion)
V natrijevem kloridu okoli natrijev je šest klora anionov, in obstaja šest natrijevih ionov okoli vsakega klorovega iona.
Ko se medsebojno delovanje med atomi v bariju sulfida, pojavijo naslednji postopki:
BA 0 - 2 E \u003d BA 2+
S 0 + 2 e \u003d s 2-
VA daje dvema elektronskim podplatom, zaradi česar se oblikujejo sulfur anions s 2 in bay cations BA 2+.
Kovinske kemijske komunikacije
Število elektronov zunanje ravneh energije kovin je majhno, zlahka se ločijo od jedra. Zaradi takega ločevanja se oblikujejo kovinske ione in brezplačne elektrone. Ti elektroni se imenujejo "elektronski plin". Elektroni se prosto gibljejo po volumnu kovine in so nenehno vezavi in \u200b\u200bločeni od atomov.
Struktura kovinske snovi je taka: kristalna celica To je osi snov, med svojimi vozlišči, elektroni se lahko prosto gibljejo.
Naslednji primeri se lahko podajo:
Mg - 2e.<-> MG 2+
CS - E.<-> CS +.
Ca - 2e.<-> CA 2+.
FE - 3E.<-> FE 3+
Kovalent: Polarni in ne polarni
Najpogostejša vrsta kemijske interakcije je kovalentna vez. Vrednosti electronebility elementov, ki vstopajo v interakcijo, niso močno, v zvezi s tem pa se do več elektrone-electron atom pojavi le premik celotnega elektronskega para.
Kovalentno interakcijo se lahko oblikuje z menjalnim mehanizmom ali sprejemnik donatorka.
Mehanizem izmenjevanja se izvaja, če ima vsak od atomov neparski elektroni na zunanji elektronski ravni in prekrivajo atomske orbitale, vodi do par elektronov, ki pripadajo obema atomom. Ko ima eden od atomov par elektronov na zunanjem elektronskem nivoju, in druga je brezplačna orbitalna, nato, ko prekrivajo atomske orbitale, je družabni par in interakcija na mehanizmu donatorskega sprejemnika.
Kovalent so ločeni z množico:
- preprost ali samski;
- dvojno;
- triple.
Dvojice zagotavljajo socializacijo dveh parov elektronov naenkrat in triple - tri.
Na porazdelitvi gostote elektronov (polarnost) med kovalentnimi vezi, vezanimi atomi, je razdeljena na:
- ne polarni;
- polarni.
Ne-polarna komunikacija tvorita iste atome in polarna - drugačna elektronegativnost.
Interakcija atomov, ki so blizu elektronezibilnosti, se imenuje ne-polarna vez. Celoten par elektronov v taki molekuli ne privlači katerega koli od atomov, vendar spada enako tako.
Interakcija elementov, ki se razlikujejo v elektroniziji, vodi do oblikovanja polarnih obveznic. Skupne elektronske pare s to vrsto interakcije pritegnejo bolj elektronegativni element, vendar ne gre v celoti v celoti v to (to je, tvorba ionov se ne pojavi). Zaradi takega premika gostote elektronov na atome, delne naboje se pojavljajo: na več elektrone- negativni naboj, in na manj pozitivnih.
Kovalentne lastnosti in lastnosti
Glavne značilnosti kovalentne vezi:
- Dolžina je določena z razdaljo med jedrom interakcijskih atomov.
- Polarnost se določi z upodabljanjem elektronskega oblaka na enega od atomov.
- Osredotočite se na nepremičnine, usmerjene v komunikacijski prostor in, zato molekule, ki imajo določene geometrijske oblike.
- Opozorilo je odvisno od sposobnosti, da se oblikuje omejeno število povezav.
- Polarizibility se določi z zmožnostjo spreminjanja polarnosti pod delovanjem zunanjega električnega polja.
- Energijo, ki je potrebna za uničenje povezave, ki določa njeno moč.
Primer kovalentnega ne polarne interakcije je lahko vodikov molekule (H2), klor (CL2), kisik (O2), dušik (N2) in mnogi drugi.
H · + h → H-H Molekula ima eno samo polarno povezavo
O: +: o → o \u003d o molekula ima dvojno ne-polarno,
Ṅ: + ṅ: → N≡N molekula ima trojno ne polarno.
Kot primeri kovalentnih vezi kemijskih elementov, molekule ogljikovega dioksida (CO2) in ogljikovega monoksida (CO), vodikov sulfid (H2S), klorovodikovo kislino (HCL), voda (H2O), metan (CH4), žveplov oksid (SO2) In mnogi drugi.
V molekuli CO2 je odnos med ogljikovimi in kisikovimi atomi kovalentni polarni, saj več elektronegativnega vodika privablja gostoto elektronov. Kisik ima dva neparska elektrona na zunanji ravni, ogljik pa lahko zagotovi oblikovanje interakcij štirje valentni elektron. Kot rezultat, dvojne vezi in molekula izgleda tako: O \u003d C \u003d O.
Da bi določili vrsto komunikacije v eni ali drugi molekuli, zadostuje upoštevati komponente svojih atomov. Enostavne snovi kovine tvorijo kovine, kovine z nekovinami - ionske, preproste snovi Ne-kovine - kovalentni opazni, in molekule, ki sestojijo iz različnih nekovinskih kovin, se oblikuje s kovalentnim polarnim obveznico.