Kaip apibrėžti cheminius ryšius ir pavyzdžiai. Cheminių ryšių charakteristikos. Medžiagų savybių priklausomybė nuo jų sudėties ir struktūros. Kristalinių gardelių rūšys

Retai cheminių medžiagų susideda iš atskirų, nesusijusių cheminių elementų atomų. Įprastomis sąlygomis tokią struktūrą turi tik nedaugelis dujų, vadinamų tauriosiomis dujomis: helis, neonas, argonas, kriptonas, ksenonas ir radonas. Dažniausiai cheminės medžiagos susideda ne iš izoliuotų atomų, o iš jų junginių į įvairias grupes. Tokiose atomų asociacijose gali būti keli, šimtai, tūkstančiai ar net daugiau atomų. Jėga, kuri laiko šiuos atomus tokiose grupėse, vadinama cheminis ryšys.

Kitaip tariant, galime sakyti, kad cheminis ryšys yra sąveika, kuri suteikia atskirų atomų sujungimą į sudėtingesnes struktūras (molekules, jonus, radikalus, kristalus ir kt.).

Cheminio ryšio susidarymo priežastis yra ta, kad sudėtingesnių struktūrų energija yra mažesnė už bendrą atskirų atomų, sudarančių ją, energiją.

Taigi, ypač jei atomų X ir Y sąveika sukuria molekulę XY, tai reiškia, kad šios medžiagos molekulių vidinė energija yra mažesnė nei atskirų atomų, iš kurių ji buvo suformuota, vidinė energija:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Dėl šios priežasties, kai tarp atskirų atomų susidaro cheminiai ryšiai, išsiskiria energija.

Išorinio elektronų sluoksnio elektronai, turintys mažiausią jungimosi energiją su branduoliu, vadinami valentingumas. Pavyzdžiui, bore tai yra 2-ojo energijos lygio elektronai - 2 elektronai 2 s- orbitalės ir 1 po 2 p- orbitos:

Susidarius cheminiam ryšiui kiekvienas atomas linkęs įgyti tauriųjų dujų atomų elektroninę konfigūraciją, t.y. kad jo išoriniame elektronų sluoksnyje būtų 8 elektronai (pirmojo periodo elementams – 2). Šis reiškinys vadinamas okteto taisykle.

Atomai gali pasiekti tauriųjų dujų elektronų konfigūraciją, jei iš pradžių pavieniai atomai dalijasi kai kuriais valentiniais elektronais su kitais atomais. Tokiu atveju susidaro bendros elektronų poros.

Priklausomai nuo elektronų pasidalijimo laipsnio, galima išskirti kovalentinius, joninius ir metalinius ryšius.

Kovalentinis ryšys

Kovalentiniai ryšiai dažniausiai atsiranda tarp nemetalinių elementų atomų. Jei kovalentinį ryšį sudarantys nemetaliniai atomai priklauso skirtingiems cheminiams elementams, toks ryšys vadinamas poliniu kovalentiniu ryšiu. Šio pavadinimo priežastis yra ta, kad skirtingų elementų atomai taip pat turi skirtingus gebėjimus pritraukti bendrą elektronų porą. Akivaizdu, kad tai veda prie bendros elektronų poros poslinkio link vieno iš atomų, dėl ko ant jo susidaro dalinis neigiamas krūvis. Savo ruožtu kitame atome susidaro dalinis teigiamas krūvis. Pavyzdžiui, vandenilio chlorido molekulėje elektronų pora yra perkelta iš vandenilio atomo į chloro atomą:

Medžiagų su poliniais kovalentiniais ryšiais pavyzdžiai:

CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 ir kt.

Kovalentinis nepolinis ryšys susidaro tarp to paties cheminio elemento nemetalų atomų. Kadangi atomai yra identiški, jų gebėjimas pritraukti bendrus elektronus taip pat yra toks pat. Šiuo atžvilgiu nepastebėtas elektronų poros poslinkis:

Aukščiau pateiktas kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmas, kai abu atomai suteikia elektronų, kad sudarytų bendras elektronų poras, vadinamas mainais.

Taip pat yra donoro-akceptoriaus mechanizmas.

Kai kovalentinis ryšys susidaro donoro-akceptoriaus mechanizmu, dėl vieno atomo užpildytos orbitalės (su dviem elektronais) ir tuščios kito atomo orbitalės susidaro bendra elektronų pora. Atomas, suteikiantis vienišą elektronų porą, vadinamas donoru, o atomas, turintis laisvą orbitalę, vadinamas akceptoriumi. Atomai, turintys suporuotus elektronus, pavyzdžiui, N, O, P, S, veikia kaip elektronų porų donorai.

Pavyzdžiui, pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą susidaro ketvirtasis kovalentas N-H jungtys amonio katijone NH 4 +:

Be poliškumo, kovalentiniams ryšiams taip pat būdinga energija. Ryšio energija yra minimali energija, reikalinga ryšiui tarp atomų nutraukti.

Ryšio energija mažėja didėjant surištų atomų spinduliams. Kadangi žinome, kad atomų spindulys didėja pogrupiais, galime, pavyzdžiui, daryti išvadą, kad halogeno ir vandenilio jungties stiprumas didėja eilutėje:

Sveiki< HBr < HCl < HF

Taip pat ryšio energija priklauso nuo jos daugialypiškumo – kuo didesnis ryšio daugialypis, tuo didesnė jo energija. Ryšio daugialypiškumas reiškia bendrų elektronų porų tarp dviejų atomų skaičių.

Joninis ryšys

Joninė jungtis gali būti laikoma kraštutiniu poliarinio kovalentinio ryšio atveju. Jei kovalentiniame-poliniame ryšyje bendroji elektronų pora yra iš dalies pasislinkusi į vieną iš atomų porų, tai joninėje jungtyje ji beveik visiškai „atiduota“ vienam iš atomų. Atomas, dovanojantis elektroną (-us), įgauna teigiamą krūvį ir tampa katijonas, o iš jo elektronus paėmęs atomas įgyja neigiamą krūvį ir tampa anijonas.

Taigi joninis ryšys yra ryšys, susidarantis elektrostatiniam katijonų pritraukimui prie anijonų.

Šio tipo jungtis susidaro tipiškų metalų ir tipiškų nemetalų atomų sąveikos metu.

Pavyzdžiui, kalio fluoridas. Kalio katijonas susidaro pašalinus vieną elektroną iš neutralaus atomo, o fluoro jonas susidaro pridedant vieną elektroną prie fluoro atomo:

Tarp susidariusių jonų atsiranda elektrostatinė traukos jėga, dėl kurios susidaro joninis junginys.

Susidarius cheminiam ryšiui, elektronai iš natrio atomo pereina į chloro atomą ir susidarė priešingai įkrauti jonai, kurie turi užbaigtą išorinės energijos lygį.

Nustatyta, kad elektronai nuo metalo atomo nėra visiškai atsiskyrę, o tik pasislenka link chloro atomo, kaip kovalentiniame ryšyje.

Dauguma dvejetainių junginių, kuriuose yra metalo atomų, yra joniniai. Pavyzdžiui, oksidai, halogenidai, sulfidai, nitridai.

Joninis ryšys taip pat vyksta tarp paprastų katijonų ir paprastų anijonų (F −, Cl −, S 2-), taip pat tarp paprastų katijonų ir kompleksinių anijonų (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Todėl joniniams junginiams priskiriamos druskos ir bazės (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH).

Metalinė jungtis

Šis tipas ryšiai susidaro metaluose.

Visų metalų atomai savo išoriniame elektronų sluoksnyje turi elektronų, kurių surišimo su atomo branduoliu energija yra maža. Daugeliui metalų išorinių elektronų praradimo procesas yra energetiškai palankus.

Dėl tokios silpnos sąveikos su branduoliu šie elektronai metaluose yra labai judrūs ir kiekviename metalo kristale nuolat vyksta toks procesas:

M 0 - ne - = M n +, kur M 0 yra neutralaus metalo atomas, o M n + yra to paties metalo katijonas. Toliau pateiktame paveikslėlyje parodyta vykstančių procesų iliustracija.

Tai yra, elektronai „skuba“ per metalo kristalą, atsiskirdami nuo vieno metalo atomo, sudarydami iš jo katijoną, prisijungdami prie kito katijono, sudarydami neutralų atomą. Šis reiškinys buvo vadinamas „elektroniniu vėju“, o laisvųjų elektronų sankaupa nemetalinio atomo kristale buvo vadinama „elektronų dujomis“. Tokio tipo metalo atomų sąveika vadinama metaliniu ryšiu.

Vandenilinė jungtis

Jei vandenilio atomas medžiagoje yra prijungtas prie didelio elektronegatyvumo elemento (azoto, deguonies arba fluoro), tai medžiagai būdingas reiškinys, vadinamas vandeniliniu ryšiu.

Kadangi vandenilio atomas yra prijungtas prie elektronneigiamo atomo, vandenilio atome susidaro dalinis teigiamas krūvis, o ant elektroninio neigiamo elemento atomo susidaro dalinis neigiamas krūvis. Šiuo atžvilgiu elektrostatinė trauka tampa įmanoma tarp iš dalies teigiamai įkrauto vienos molekulės vandenilio atomo ir kitos molekulės elektronneigiamo atomo. Pavyzdžiui, vandenilio ryšys stebimas vandens molekulėms:

Vandenilio jungtis paaiškina neįprastai aukštą vandens lydymosi temperatūrą. Be vandens, stiprūs vandeniliniai ryšiai susidaro ir tokiose medžiagose kaip vandenilio fluoridas, amoniakas, deguonies turinčios rūgštys, fenoliai, alkoholiai ir aminai.

Cheminis ryšys, jo rūšys, savybės kartu yra vienas iš kertinių akmenų įdomus mokslas vadinama chemija. Šiame straipsnyje mes analizuosime visus cheminių ryšių aspektus, jų svarbą mokslui, pateiksime pavyzdžių ir dar daugiau.

Kas yra cheminis ryšys

Chemijoje cheminė jungtis suprantama kaip abipusis atomų sukibimas molekulėje ir dėl tarp egzistuojančios traukos jėgos. Būtent dėl ​​cheminių ryšių susidaro įvairūs cheminiai junginiai, tokia yra cheminio ryšio prigimtis.

Cheminių jungčių tipai

Cheminio ryšio susidarymo mechanizmas labai priklauso nuo jo tipo ar tipo; apskritai skiriasi šie pagrindiniai cheminių jungčių tipai:

• Kovalentinis cheminis ryšys (kuris savo ruožtu gali būti polinis arba nepolinis)
• Joninis ryšys
• ryšį
• Cheminis ryšys

kaip ir žmonės.

Kalbant apie tai, mūsų svetainėje tam yra skirtas atskiras straipsnis, o išsamiau galite perskaityti nuorodoje. Toliau išsamiau išnagrinėsime visus kitus pagrindinius cheminių jungčių tipus.

Jonų cheminis ryšys

Joninis cheminis ryšys susidaro dėl dviejų skirtingų krūvių jonų tarpusavio elektrinio traukos. Tokiuose cheminiuose ryšiuose esantys jonai paprastai yra paprasti, susidedantys iš vieno medžiagos atomo.

Joninio cheminio ryšio schema.

Būdingas joninio tipo cheminio ryšio bruožas yra jo neprisotinimas, todėl prie jono ar net visos jonų grupės gali prisijungti labai skirtingas priešingai įkrautų jonų skaičius. Joninės cheminės jungties pavyzdys yra cezio fluorido junginys CsF, kurio „joniškumo“ lygis yra beveik 97%.

Vandenilio cheminė jungtis

Dar gerokai iki šiuolaikinės cheminių ryšių teorijos atsiradimo joje moderni forma Mokslininkai ir chemikai pastebėjo, kad vandenilio junginiai su nemetalais turi įvairių nuostabių savybių. Tarkime, vandens virimo temperatūra kartu su vandenilio fluoridu yra daug aukštesnė nei galėtų būti, štai paruoštas pavyzdys vandenilinė cheminė jungtis.

Paveikslėlyje parodyta vandenilinės cheminės jungties susidarymo schema.

Vandenilio cheminio ryšio pobūdį ir savybes lemia vandenilio atomo H gebėjimas sudaryti kitą cheminę jungtį, todėl šios jungties pavadinimas. Tokio ryšio susidarymo priežastis yra elektrostatinių jėgų savybės. Pavyzdžiui, bendras elektronų debesis vandenilio fluorido molekulėje yra taip pasislinkęs link fluoro, kad erdvė aplink šios medžiagos atomą yra prisotinta neigiamo elektrinio lauko. Aplink vandenilio atomą, ypač tą, kuriam atimtas vienintelis elektronas, viskas yra visiškai priešingai: jo elektroninis laukas yra daug silpnesnis ir dėl to turi teigiamą krūvį. O teigiami ir neigiami krūviai, kaip žinote, traukia, ir tokiu paprastu būdu atsiranda vandenilio ryšys.

Cheminis metalų ryšys

Kokia cheminė jungtis būdinga metalams? Šios medžiagos turi savo cheminio ryšio tipą – visų metalų atomai nėra kažkaip išsidėstę, bet tam tikru būdu jų išsidėstymo tvarka vadinama kristaline gardele. Įvairių atomų elektronai sudaro bendrą elektronų debesį ir jie silpnai sąveikauja vienas su kitu.

Taip atrodo metalo cheminė jungtis.

Metalinės cheminės jungties pavyzdys gali būti bet koks metalas: natris, geležis, cinkas ir kt.

Kaip nustatyti cheminės jungties tipą

Priklausomai nuo jame dalyvaujančių medžiagų, jei yra metalas ir nemetalas, tai ryšys yra joninis, jei yra du metalai, tai metalinis, jei yra du nemetalai, tai kovalentinis.

Cheminių jungčių savybės

Norint palyginti skirtingas chemines reakcijas, naudojamos skirtingos kiekybinės charakteristikos, pavyzdžiui:

• ilgis,
• energija,
• poliškumas,
• jungčių tvarka.

Pažvelkime į juos išsamiau.

Ryšio ilgis yra pusiausvyros atstumas tarp atomų, sujungtų chemine jungtimi, branduolių. Paprastai matuojamas eksperimentiškai.

Cheminio ryšio energija lemia jo stiprumą. IN tokiu atveju Energija reiškia jėgą, reikalingą cheminiam ryšiui nutraukti ir atomams atskirti.

Cheminio ryšio poliškumas parodo, kiek elektronų tankis pasislenka link vieno iš atomų. Atomų gebėjimas perkelti elektronų tankį į save arba kalbėti paprasta kalba„Anklodės traukimas ant savęs“ chemijoje vadinamas elektronegatyvumu.

Kovalentinis cheminis ryšys, jo atmainos ir susidarymo mechanizmai. Kovalentinių ryšių charakteristikos (poliškumas ir ryšio energija). Joninis ryšys. Metalinė jungtis. Vandenilinė jungtis

Cheminio ryšio doktrina yra visos teorinės chemijos pagrindas.

Cheminis ryšys suprantamas kaip atomų sąveika, sujungianti juos į molekules, jonus, radikalus ir kristalus.

Yra keturių tipų cheminės jungtys: joninės, kovalentinės, metalinės ir vandenilio.

Cheminių ryšių skirstymas į tipus yra sąlyginis, nes jiems visiems būdinga tam tikra vienybė.

Joninė jungtis gali būti laikoma kraštutiniu poliarinio kovalentinio ryšio atveju.

Metalinis ryšys sujungia kovalentinę atomų sąveiką, naudojant bendrus elektronus, ir elektrostatinį trauką tarp šių elektronų ir metalo jonų.

Medžiagoms dažnai trūksta ribinių cheminio surišimo atvejų (arba gryno cheminio surišimo).

Pavyzdžiui, ličio fluoridas $LiF$ yra klasifikuojamas kaip joninis junginys. Tiesą sakant, jame esanti jungtis yra $80%$ joninė ir $20%$ kovalentinė. Todėl, be abejo, teisingiau kalbėti apie cheminės jungties poliškumo (joniškumo) laipsnį.

Vandenilio halogenidų serijoje $HF-HCl-HBr-HI-HAt$ jungties poliškumo laipsnis mažėja, nes mažėja halogeno ir vandenilio atomų elektronegatyvumo reikšmių skirtumas, o vandenilio astatine ryšys tampa beveik nepolinis. $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2) $.

Tose pačiose medžiagose gali būti įvairių tipų jungčių, pavyzdžiui:

1. bazėse: tarp deguonies ir vandenilio atomų hidrokso grupėse ryšys yra polinis kovalentinis, o tarp metalo ir hidrokso grupės – joninis;
2. deguonies turinčių rūgščių druskose: tarp nemetalinio atomo ir rūgštinės liekanos deguonies - kovalentinis polinis, o tarp metalo ir rūgštinės liekanos - joninės;
3. amonio, metilamonio druskose ir kt.: tarp azoto ir vandenilio atomų - kovalentinis polinis, o tarp amonio arba metilamonio jonų ir rūgšties liekanos - joninis;
4. metalų peroksiduose (pavyzdžiui, $Na_2O_2$) ryšys tarp deguonies atomų yra kovalentinis nepolinis, o tarp metalo ir deguonies – joninis ir kt.

Įvairių tipų jungtys gali transformuotis viena į kitą:

— elektrolitiškai disociuojant kovalentinius junginius vandenyje, kovalentinė polinė jungtis virsta jonine jungtimi;

- kai metalai išgaruoja, metalo jungtis virsta nepoline kovalentine jungtimi ir pan.

Visų tipų ir tipų cheminių jungčių vienovės priežastis yra identiška jų cheminė prigimtis – elektronų ir branduolių sąveika. Bet kokiu atveju cheminės jungties susidarymas yra atomų elektronų ir branduolių sąveikos, lydimos energijos išsiskyrimo, rezultatas.

Kovalentinių ryšių sudarymo būdai. Kovalentinio ryšio charakteristikos: ryšio ilgis ir energija

Kovalentinis cheminis ryšys yra ryšys, susidarantis tarp atomų susidarant bendroms elektronų poroms.

Tokio ryšio susidarymo mechanizmas gali būti mainomas arba donoras-akceptorius.

aš. Keitimo mechanizmas veikia, kai atomai sudaro bendras elektronų poras, sujungdami nesuporuotus elektronus.

1) $H_2$ – vandenilis:

Ryšys atsiranda dėl to, kad vandenilio atomų $s$-elektronai (persidengiančios $s$-orbitalės) sudaro bendrą elektronų porą:

2) $HCl$ – vandenilio chloridas:

Ryšys atsiranda dėl to, kad susidaro bendra $s-$ ir $p-$ elektronų elektronų pora (persidengiančios $s-p-$orbitalės):

3) $Cl_2$: chloro molekulėje kovalentinis ryšys susidaro dėl nesuporuotų $p-$elektronų (persidengusių $p-p-$orbitalių):

4) $N_2$: azoto molekulėje tarp atomų susidaro trys bendros elektronų poros:

II. Donoro-akceptoriaus mechanizmas Panagrinėkime kovalentinio ryšio susidarymą amonio jono $NH_4^+$ pavyzdžiu.

Donoras turi elektronų porą, akceptorius turi tuščią orbitą, kurią ši pora gali užimti. Amonio jone visi keturi ryšiai su vandenilio atomais yra kovalentiniai: trys susidarė dėl azoto atomo ir vandenilio atomų bendrų elektronų porų sukūrimo pagal mainų mechanizmą, vienas - per donoro-akceptoriaus mechanizmą.

Kovalentiniai ryšiai gali būti klasifikuojami pagal elektronų orbitalių persidengimą, taip pat pagal jų poslinkį link vieno iš surištų atomų.

Cheminiai ryšiai, susidarę dėl persidengusių elektronų orbitalių išilgai ryšio linijos, vadinami $σ$ - obligacijos (sigma obligacijos). Sigma ryšys yra labai stiprus.

$p-$orbitalės gali persidengti dviejuose regionuose, sudarydamos kovalentinį ryšį dėl šoninio persidengimo:

Cheminiai ryšiai, susidarę dėl elektronų orbitalių „šoninio“ persidengimo už ryšio linijos ribų, t.y. dviejose srityse vadinamos $π$ -obligacijos (pi-obligacijos).

Autorius poslinkio laipsnis bendras elektronų poras su vienu iš atomų, kuriuos jie jungia, gali būti kovalentinis ryšys poliarinis Ir nepoliarinis.

Kovalentinis cheminis ryšys, susidaręs tarp vienodo elektronegatyvumo atomų, vadinamas nepoliarinis. Elektronų poros nėra perkeltos į vieną iš atomų, nes atomai turi tą patį EO – savybę pritraukti valentinius elektronus iš kitų atomų. Pavyzdžiui:

tie. paprastų nemetalinių medžiagų molekulės susidaro kovalentiniais nepoliniais ryšiais. Kovalentinis cheminis ryšys tarp elementų, kurių elektronegatyvumas skiriasi, atomų vadinamas poliarinis.

Kovalentinių ryšių ilgis ir energija.

Charakteristika kovalentinio ryšio savybės- jos ilgis ir energija. Nuorodos ilgis yra atstumas tarp atomų branduolių. Kuo trumpesnis cheminės jungties ilgis, tuo jis stipresnis. Tačiau ryšio stiprumo matas yra jungiamoji energija, kuris nustatomas pagal energijos kiekį, reikalingą ryšiui nutraukti. Paprastai jis matuojamas kJ/mol. Taigi, remiantis eksperimentiniais duomenimis, $H_2, Cl_2$ ir $N_2$ molekulių jungties ilgiai yra atitinkamai 0,074 $, 0,198 $ ir 0,109 $ nm, o jungties energija yra atitinkamai $ 436, 242 $ ir $ 946 $ kJ/mol.

Jonai. Joninis ryšys

Įsivaizduokime, kad „susitinka“ du atomai: I grupės metalo atomas ir VII grupės nemetalinis atomas. Metalo atomo išoriniame energijos lygyje yra vienas elektronas, o nemetaliniam atomui tiesiog trūksta vieno elektrono, kad jo išorinis lygis būtų užbaigtas.

Pirmasis atomas lengvai suteiks antrajam savo elektroną, kuris yra toli nuo branduolio ir silpnai su juo susietas, o antrasis suteiks jam laisvą vietą išoriniame elektroniniame lygmenyje.

Tada atomas, netekęs vieno iš neigiamų krūvių, taps teigiamai įkrauta dalele, o antroji dėl susidariusio elektrono virs neigiamai įkrauta dalele. Tokios dalelės vadinamos jonų.

Cheminis ryšys, susidarantis tarp jonų, vadinamas joniniu.

Panagrinėkime šios jungties susidarymą gerai žinomo junginio natrio chlorido (valgomosios druskos) pavyzdžiu:

Atomų pavertimo jonais procesas pavaizduotas diagramoje:

Toks atomų pavertimas jonais visada vyksta tipinių metalų ir tipiškų nemetalų atomų sąveikos metu.

Apsvarstykite samprotavimo algoritmą (seką), kai registruojamas joninės jungties susidarymas, pavyzdžiui, tarp kalcio ir chloro atomų:

Vadinami skaičiai, rodantys atomų ar molekulių skaičių koeficientai, ir vadinami skaičiai, rodantys atomų arba jonų skaičių molekulėje indeksai.

Metalinė jungtis

Susipažinkime, kaip metalinių elementų atomai sąveikauja tarpusavyje. Metalai paprastai neegzistuoja kaip atskiri atomai, o gabalo, luito ar metalo gaminio pavidalu. Kas laiko metalo atomus viename tūryje?

Daugumos metalų atomuose yra nedidelis skaičius elektronų išoriniame lygyje - 1, 2, 3 USD. Šie elektronai lengvai pašalinami ir atomai tampa teigiamais jonais. Atsiskyrę elektronai pereina iš vieno jono į kitą, sujungdami juos į vieną visumą. Jungdamiesi su jonais, šie elektronai laikinai sudaro atomus, tada vėl atitrūksta ir susijungia su kitu jonu ir pan. Vadinasi, metalo tūryje atomai nuolat virsta jonais ir atvirkščiai.

Metalų ryšys tarp jonų per bendrus elektronus vadinamas metaliniu.

Paveiksle schematiškai parodyta natrio metalo fragmento struktūra.

Šiuo atveju nedidelis bendrų elektronų skaičius suriša daug jonų ir atomų.

Metalinis ryšys turi tam tikrų panašumų su kovalentiniu ryšiu, nes jis pagrįstas išorinių elektronų pasidalijimu. Tačiau esant kovalentiniam ryšiui, dalijasi tik dviejų gretimų atomų išoriniai nesuporuoti elektronai, o esant metaliniam ryšiui, visi atomai dalyvauja dalijantis šiais elektronais. Štai kodėl kristalai su kovalentiniu ryšiu yra trapūs, bet su metaliniu ryšiu, kaip taisyklė, yra plastiški, laidūs elektrai ir turi metalinį blizgesį.

Metalinis sujungimas būdingas tiek gryniems metalams, tiek įvairių metalų mišiniams – kietiems ir skystiems lydiniams.

Vandenilinė jungtis

Cheminis ryšys tarp vienos molekulės (ar jų dalies) teigiamai poliarizuotų vandenilio atomų ir neigiamai poliarizuotų stipriai elektronegatyvių elementų atomų, turinčių pavienes kitos molekulės elektronų poras ($F, O, N$ ir rečiau $S$ ir $Cl$). (arba jo dalis) vadinamas vandeniliu.

Vandenilio jungties susidarymo mechanizmas iš dalies yra elektrostatinis, iš dalies donoro-akceptoriaus pobūdžio.

Tarpmolekulinio vandenilinio ryšio pavyzdžiai:

Esant tokiam ryšiui, net ir mažos molekulinės masės medžiagos normaliomis sąlygomis gali būti skysčiai (alkoholis, vanduo) arba lengvai suskystintos dujos (amoniakas, vandenilio fluoridas).

Medžiagos, turinčios vandenilinius ryšius, turi molekulines kristalines gardeles.

Molekulinės ir nemolekulinės struktūros medžiagos. Kristalinės gardelės tipas. Medžiagų savybių priklausomybė nuo jų sudėties ir struktūros

Medžiagų molekulinė ir nemolekulinė struktūra

Chemiškai sąveikauja ne atskiri atomai ar molekulės, o medžiagos. Tam tikromis sąlygomis medžiaga gali būti vienoje iš trijų agregacijos būsenų: kieta, skysta arba dujinė. Medžiagos savybės priklauso ir nuo cheminio ryšio tarp ją sudarančių dalelių – molekulių, atomų ar jonų – pobūdžio. Pagal ryšio tipą išskiriamos molekulinės ir nemolekulinės struktūros medžiagos.

Medžiagos, sudarytos iš molekulių, vadinamos molekulinės medžiagos. Tokiose medžiagose esantys ryšiai tarp molekulių yra labai silpni, daug silpnesni nei tarp molekulės viduje esančių atomų ir net esant santykinai žemai temperatūrai jie nutrūksta – medžiaga virsta skysčiu, o po to – dujomis (jodo sublimacija). Medžiagų, susidedančių iš molekulių, lydymosi ir virimo temperatūra didėja didėjant molekulinei masei.

Molekulinėms medžiagoms priskiriamos atominės struktūros medžiagos ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), tarp jų yra metalų ir nemetalų.

Pasvarstykime fizines savybesšarminių metalų. Santykinai mažas jungties stiprumas tarp atomų lemia mažą mechaninį stiprumą: šarminiai metalai yra minkšti ir lengvai pjaustomi peiliu.

Didelis atomų dydis lemia mažą šarminių metalų tankį: litis, natris ir kalis yra net lengvesni už vandenį. Šarminių metalų grupėje virimo ir lydymosi temperatūra mažėja didėjant elemento atominiam skaičiui, nes Atomų dydis didėja, o ryšiai susilpnėja.

Į medžiagas nemolekulinės struktūros apima joninius junginius. Dauguma metalų junginių su nemetalais turi tokią struktūrą: visos druskos ($NaCl, K_2SO_4$), kai kurie hidridai ($LiH$) ir oksidai ($CaO, MgO, FeO$), bazės ($NaOH, KOH$). Joninės (ne molekulinės) medžiagos turi aukštą lydymosi ir virimo temperatūrą.

Kristalinės grotelės

Medžiaga, kaip žinoma, gali egzistuoti trimis agregacijos būsenomis: dujine, skysta ir kieta.

Kietosios medžiagos: amorfinis ir kristalinis.

Panagrinėkime, kaip cheminių jungčių savybės įtakoja kietųjų medžiagų savybes. Kietosios dalelės skirstomos į kristalinis Ir amorfinis.

Amorfinės medžiagos neturi aiškios lydymosi temperatūros, kaitinamos palaipsniui minkštėja ir virsta skysta būsena. Pavyzdžiui, plastilinas ir įvairios dervos yra amorfinės būsenos.

Būdingos kristalinės medžiagos teisinga vieta tos dalelės, iš kurių jie susideda: atomai, molekulės ir jonai – griežtai apibrėžtuose erdvės taškuose. Sujungus šiuos taškus tiesiomis linijomis, susidaro erdvinis karkasas, vadinamas kristaline gardele. Taškai, kuriuose yra kristalų dalelės, vadinami gardelės mazgais.

Priklausomai nuo dalelių, esančių kristalinės gardelės mazguose, tipo ir ryšio tarp jų pobūdžio, išskiriami keturi kristalų gardelių tipai: joninis, atominis, molekulinis Ir metalo.

Joninės kristalinės gardelės.

Joninės vadinamos kristalinėmis gardelėmis, kurių mazguose yra jonų. Jas sudaro medžiagos su joniniais ryšiais, kurios gali jungti ir paprastus jonus $Na^(+), Cl^(-)$, ir kompleksinius $SO_4^(2−), OH^-$. Vadinasi, druskos ir kai kurie metalų oksidai bei hidroksidai turi jonines kristalines gardeles. Pavyzdžiui, natrio chlorido kristalas susideda iš kintamų teigiamų $Na^+$ ir neigiamų $Cl^-$ jonų, sudarančių kubo formos gardelę. Ryšiai tarp jonų tokiame kristale yra labai stabilūs. Todėl medžiagos, turinčios joninę gardelę, pasižymi gana dideliu kietumu ir stiprumu, yra ugniai atsparios ir nelakios.

Atominės kristalinės gardelės.

Atominis vadinamos kristalinėmis gardelėmis, kurių mazguose yra atskiri atomai. Tokiose gardelėse atomai yra sujungti vienas su kitu labai stipriais kovalentiniais ryšiais. Medžiagų su tokio tipo kristalinėmis gardelėmis pavyzdys yra deimantas, viena iš alotropinių anglies modifikacijų.

Dauguma medžiagų, turinčių atominę kristalinę gardelę, turi labai aukštas lydymosi temperatūras (pavyzdžiui, deimantams jis yra didesnis nei $3500°C), yra stiprios ir kietos, praktiškai netirpios.

Molekulinės kristalinės gardelės.

Molekulinė vadinamos kristalinėmis gardelėmis, kurių mazguose išsidėsčiusios molekulės. Cheminės jungtys šiose molekulėse gali būti tiek polinės ($HCl, H_2O$), tiek nepolinės ($N_2, O_2$). Nepaisant to, kad molekulių viduje esantys atomai yra sujungti labai stipriais kovalentiniais ryšiais, tarp pačių molekulių veikia silpnos tarpmolekulinės traukos jėgos. Todėl medžiagos su molekulinėmis kristalinėmis gardelėmis turi mažą kietumą, žemą lydymosi temperatūrą ir yra lakios. Dauguma kietųjų organinių junginių turi molekulines kristalines gardeles (naftaleną, gliukozę, cukrų).

Metalinės kristalinės grotelės.

Medžiagos su metaliniais ryšiais turi metalines kristalines groteles. Tokių gardelių vietose yra atomai ir jonai (arba atomai, arba jonai, į kuriuos lengvai virsta metalo atomai, atiduodami savo išorinius elektronus „bendram naudojimui“). Tai vidinė struktūra metalai lemia jiems būdingas fizines savybes: plastiškumą, plastiškumą, elektros ir šilumos laidumą, būdingą metalinį blizgesį.

170955 0

Kiekvienas atomas turi tam tikrą skaičių elektronų.

Vykdydami chemines reakcijas, atomai dovanoja, įgyja arba dalijasi elektronais, pasiekdami stabiliausią elektroninę konfigūraciją. Konfigūracija su mažiausia energija (kaip ir tauriųjų dujų atomuose) pasirodo esanti stabiliausia. Šis modelis vadinamas „okteto taisykle“ (1 pav.).

Ryžiai. 1.

Ši taisyklė galioja visiems jungčių tipai. Elektroninės jungtys tarp atomų leidžia jiems suformuoti stabilias struktūras – nuo ​​paprasčiausių kristalų iki sudėtingų biomolekulių, kurios galiausiai sudaro gyvas sistemas. Nuo kristalų jie skiriasi nuolatine medžiagų apykaita. Tuo pačiu metu daugelis cheminių reakcijų vyksta pagal mechanizmus elektroninis pervedimas, kurie atlieka lemiamą vaidmenį energijos procesuose organizme.

Cheminis ryšys yra jėga, laikanti kartu du ar daugiau atomų, jonų, molekulių arba bet kurio jų derinio.

Cheminio ryšio prigimtis yra universali: tai elektrostatinė traukos jėga tarp neigiamą krūvį turinčių elektronų ir teigiamai įkrautų branduolių, nulemta išorinio atomų apvalkalo elektronų konfigūracijos. Atomo gebėjimas sudaryti cheminius ryšius vadinamas valentingumas, arba oksidacijos būsena. Sąvoka valentiniai elektronai- elektronai, kurie sudaro cheminius ryšius, tai yra, esantys aukščiausios energijos orbitose. Atitinkamai vadinamas išorinis atomo apvalkalas, kuriame yra šios orbitos valentinis apvalkalas. Šiuo metu neužtenka nurodyti cheminės jungties buvimą, bet būtina išsiaiškinti jo tipą: joninis, kovalentinis, dipolio-dipolio, metalinis.

Pirmasis ryšio tipas yrajoninės ryšį

Pagal elektroninė teorija Lewiso ir Kosselio valentingumo, atomai gali pasiekti stabilią elektroninę konfigūraciją dviem būdais: pirma, prarasdami elektronus, katijonų, antra, jų įsigijimas, pavertimas anijonai. Dėl elektronų perdavimo dėl elektrostatinės traukos jėgos tarp priešingų ženklų krūvių jonų susidaro cheminė jungtis, vadinama Kosselio. elektrovalentinis“ (dabar vadinamas joninės).

Šiuo atveju anijonai ir katijonai sudaro stabilią elektroninę konfigūraciją su užpildytu išoriniu elektronų apvalkalu. Tipiški joniniai ryšiai susidaro iš periodinės sistemos T ir II grupių katijonų bei VI ir VII grupių nemetalinių elementų anijonų (atitinkamai 16 ir 17 pogrupių, chalkogenai Ir halogenai). Joninių junginių ryšiai yra nesotieji ir nekryptiniai, todėl išsaugo elektrostatinės sąveikos su kitais jonais galimybę. Fig. 2 ir 3 paveiksluose pateikti joninių ryšių pavyzdžiai, atitinkantys Kosselio elektronų perdavimo modelį.

Ryžiai. 2.

Ryžiai. 3. Jonų jungtis valgomosios druskos (NaCl) molekulėje

Čia verta prisiminti kai kurias savybes, paaiškinančias medžiagų elgseną gamtoje, ypač apsvarstyti idėją rūgštys Ir priežastys.

Visų šių medžiagų vandeniniai tirpalai yra elektrolitai. Jie skirtingai keičia spalvą rodikliai. Rodiklių veikimo mechanizmą atrado F.V. Ostvaldas. Jis parodė, kad indikatoriai yra silpnos rūgštys arba bazės, kurių spalva skiriasi nedisocijuotoje ir disocijuotoje būsenoje.

Bazės gali neutralizuoti rūgštis. Ne visos bazės tirpsta vandenyje (pavyzdžiui, kai kurie organiniai junginiai, kuriuose nėra OH grupių, yra netirpūs, ypač trietilaminas N(C2H5)3); tirpios bazės vadinamos šarmų.

Vandeniniuose rūgščių tirpaluose vyksta būdingos reakcijos:

a) su metalų oksidais - susidarant druskai ir vandeniui;

b) su metalais - su druskos ir vandenilio susidarymu;

c) su karbonatais - susidarant druskai, CO 2 ir N 2 O.

Rūgščių ir bazių savybes apibūdina kelios teorijos. Remiantis S.A. Arrhenius, rūgštis, yra medžiaga, kuri disocijuoja ir sudaro jonus N+ , o bazė sudaro jonus JIS- . Šioje teorijoje neatsižvelgiama į organinių bazių, neturinčių hidroksilo grupių, egzistavimą.

Pagal protonas Pagal Brønstedo ir Lowry teoriją, rūgštis yra medžiaga, turinti molekulių arba jonų, kurie dovanoja protonus. donorų protonai), o bazė yra medžiaga, susidedanti iš molekulių arba jonų, kurie priima protonus ( priėmėjų protonai). Atkreipkite dėmesį, kad vandeniniuose tirpaluose vandenilio jonai egzistuoja hidratuotu pavidalu, tai yra, vandenilio jonų pavidalu. H3O+ . Ši teorija apibūdina reakcijas ne tik su vandens ir hidroksido jonais, bet ir tas, kurios vyksta nesant tirpiklio arba su nevandeniniu tirpikliu.

Pavyzdžiui, reakcijoje tarp amoniako N.H. 3 (silpna bazė) ir vandenilio chloridas dujų fazėje susidaro kietas amonio chloridas, o pusiausvyriniame dviejų medžiagų mišinyje visada yra 4 dalelės, iš kurių dvi yra rūgštys, o kitos dvi – bazės:

Šis pusiausvyros mišinys susideda iš dviejų konjuguotų rūgščių ir bazių porų:

1)N.H. 4+ ir N.H. 3

2) HCl Ir Cl ‑

Čia kiekvienoje konjugato poroje rūgštis ir bazė skiriasi vienu protonu. Kiekviena rūgštis turi konjuguotą bazę. Stipri rūgštis turi silpną konjuguotą bazę, o silpna rūgštis turi stiprią konjuguotą bazę.

Brønstedo-Lowry teorija padeda paaiškinti unikalų vandens vaidmenį biosferos gyvybei. Vanduo, priklausomai nuo su juo sąveikaujančios medžiagos, gali turėti rūgšties arba bazės savybes. Pavyzdžiui, reakcijose su vandeniniais acto rūgšties tirpalais vanduo yra bazė, o reakcijose su vandeniniais amoniako tirpalais – rūgštis.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Čia acto rūgšties molekulė dovanoja protoną vandens molekulei;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + JIS- . Čia amoniako molekulė priima protoną iš vandens molekulės.

Taigi vanduo gali sudaryti dvi konjuguotas poras:

1) H2O(rūgštis) ir JIS- (konjuguota bazė)

2) H3O+ (rūgštis) ir H2O(konjuguota bazė).

Pirmuoju atveju vanduo dovanoja protoną, o antruoju – jį priima.

Ši savybė vadinama amfiprotonizmas. Vadinamos medžiagos, kurios gali reaguoti ir kaip rūgštys, ir kaip bazės amfoterinis. Tokios medžiagos dažnai aptinkamos gyvojoje gamtoje. Pavyzdžiui, aminorūgštys gali sudaryti druskas tiek su rūgštimis, tiek su bazėmis. Todėl peptidai lengvai sudaro koordinacinius junginius su esančiais metalo jonais.

Taigi, būdinga joninio ryšio savybė yra visiškas jungiamųjų elektronų judėjimas į vieną iš branduolių. Tai reiškia, kad tarp jonų yra sritis, kurioje elektronų tankis yra beveik lygus nuliui.

Antrasis ryšio tipas yrakovalentinis ryšį

Atomai gali sudaryti stabilias elektronines konfigūracijas, dalindamiesi elektronais.

Toks ryšys susidaro, kai elektronų pora dalijamasi po vieną nuo visų atomas. Šiuo atveju bendri jungties elektronai pasiskirsto tolygiai tarp atomų. Kovalentinių ryšių pavyzdžiai apima homobranduolinis dviatominis molekulės H 2 , N 2 , F 2. To paties tipo ryšys randamas ir alotropuose O 2 ir ozonas O 3 ir poliatominei molekulei S 8 ir taip pat heterobranduolinės molekulės vandenilio chloridas HCl, anglies dioksidas CO 2, metanas CH 4, etanolis SU 2 N 5 JIS, sieros heksafluoridas SF 6, acetilenas SU 2 N 2. Visos šios molekulės turi tuos pačius elektronus, o jų ryšiai yra prisotinti ir nukreipti vienodai (4 pav.).

Biologams svarbu, kad dvigubos ir trigubos jungtys turi mažesnį kovalentinį atomų spindulius, palyginti su viengubu ryšiu.

Ryžiai. 4. Kovalentinis ryšys Cl 2 molekulėje.

Joninės ir kovalentinės jungčių rūšys yra du kraštutiniai daugelio esamų cheminių jungčių tipų atvejai, o praktiškai dauguma jungčių yra tarpinės.

Dviejų elementų, esančių priešinguose vieno arba galuose, jungtys skirtingi laikotarpiai Mendelejevo sistemos daugiausia sudaro jonines jungtis. Elementams artėjant tam tikru laikotarpiu, jų junginių joniškumas mažėja, o kovalentinis pobūdis didėja. Pavyzdžiui, elementų halogenidai ir oksidai, esantys kairėje periodinės lentelės pusėje, sudaro daugiausia jonines jungtis ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), o tie patys elementų junginiai dešinėje lentelės pusėje yra kovalentiniai ( H2O, CO2, NH3, NO2, CH4, fenolis C6H5OH, gliukozė C6H12O6, etanolis C 2 H 5 OH).

Savo ruožtu kovalentinis ryšys turi dar vieną modifikaciją.

Daugiaatominiuose jonuose ir komplekse biologines molekules abu elektronai gali kilti tik iš vienas atomas. Tai vadinama donoras elektronų pora. Atomas, kuris dalijasi šia elektronų pora su donoru, vadinamas priėmėjas elektronų pora. Šis kovalentinio ryšio tipas vadinamas koordinavimas (donoras-akceptorius, arbadatatyvas) bendravimas(5 pav.). Šio tipo ryšiai yra svarbiausi biologijai ir medicinai, nes medžiagų apykaitai svarbiausių d elementų chemija daugiausia apibūdinama koordinaciniais ryšiais.

Fig. 5.

Paprastai sudėtingame junginyje metalo atomas veikia kaip elektronų poros akceptorius; priešingai, joniniuose ir kovalentiniuose ryšiuose metalo atomas yra elektronų donoras.

Kovalentinio ryšio esmę ir jo atmainą – koordinacinį ryšį – galima išsiaiškinti pasitelkus kitą GN pasiūlytą rūgščių ir bazių teoriją. Lewisas. Jis kiek išplėtė semantinę terminų „rūgštis“ ir „bazė“ sampratą pagal Brønsted-Lowry teoriją. Lewiso teorija paaiškina kompleksinių jonų susidarymo prigimtį ir medžiagų dalyvavimą nukleofilinėse pakeitimo reakcijose, tai yra, formuojant CS.

Anot Lewiso, rūgštis yra medžiaga, galinti sudaryti kovalentinį ryšį, priimdama elektronų porą iš bazės. Lewiso bazė yra medžiaga, turinti vienišą elektronų porą, kuri, dovanodama elektronus, sudaro kovalentinį ryšį su Lewiso rūgštimi.

Tai yra, Lewiso teorija išplečia rūgščių-šarmų reakcijų diapazoną ir reakcijas, kuriose protonai visai nedalyvauja. Be to, pats protonas, remiantis šia teorija, taip pat yra rūgštis, nes jis gali priimti elektronų porą.

Todėl pagal šią teoriją katijonai yra Luiso rūgštys, o anijonai – Lewiso bazės. Pavyzdys galėtų būti šios reakcijos:

Aukščiau buvo pažymėta, kad medžiagų padalijimas į jonines ir kovalentines yra santykinis, nes kovalentinėse molekulėse visiškas elektronų perkėlimas iš metalo atomų į akceptoriaus atomus nevyksta. Junginiuose su joninėmis jungtimis kiekvienas jonas yra elektrinis laukas priešingo ženklo jonų, todėl jie yra tarpusavyje poliarizuoti, o jų apvalkalai deformuojasi.

Poliarizuotumas lemia jono elektroninė struktūra, krūvis ir dydis; anijonams jis didesnis nei katijonų. Didžiausias katijonų poliarizavimas yra didesnio krūvio ir mažesnio dydžio katijonams, pavyzdžiui, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Turi stiprų poliarizuojantį poveikį N+ . Kadangi jonų poliarizacijos įtaka yra dvipusė, ji žymiai pakeičia jų susidarančių junginių savybes.

Trečiasis ryšio tipas yradipolis-dipolis ryšį

Be išvardintų komunikacijos tipų, yra ir dipolio-dipolio tarpmolekulinės sąveikos, dar vadinamos van der Waalsas .

Šių sąveikų stiprumas priklauso nuo molekulių pobūdžio.

Yra trys sąveikos tipai: nuolatinis dipolis - nuolatinis dipolis ( dipolis-dipolis patrauklumas); nuolatinio dipolio sukeltas dipolis ( indukcija patrauklumas); momentinis dipolio sukeltas dipolis ( dispersinis atrakcija arba Londono pajėgos; ryžių. 6).

Ryžiai. 6.

Tik molekulės su poliniais kovalentiniais ryšiais turi dipolio-dipolio momentą ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), o sukibimo stiprumas yra 1–2 Debaja(1D = 3,338 × 10–30 kulonų – C × m).

Biochemijoje yra dar vienas ryšio tipas - vandenilis ryšys, kuris yra ribinis atvejis dipolis-dipolis patrauklumas. Šis ryšys susidaro traukiant vandenilio atomą ir mažą elektronneigiamą atomą, dažniausiai deguonį, fluorą ir azotą. Su dideliais atomais, kurių elektronegatyvumas panašus (pvz., chloro ir sieros), vandenilio ryšys yra daug silpnesnis. Vandenilio atomas išsiskiria vienu reikšmingu bruožu: atitraukus rišančius elektronus, jo branduolys – protonas – atidengiamas ir nebeekranuojamas elektronų.

Todėl atomas virsta dideliu dipoliu.

Vandenilinis ryšys, skirtingai nei van der Waals ryšys, susidaro ne tik tarpmolekulinės sąveikos metu, bet ir vienoje molekulėje - intramolekulinis vandenilinė jungtis. Vandeniliniai ryšiai atlieka svarbų vaidmenį biochemijoje, pavyzdžiui, stabilizuojant baltymų struktūrą a-spiralės pavidalu arba formuojant dvigubą DNR spiralę (7 pav.).

7 pav.

Vandenilio ir van der Waals ryšiai yra daug silpnesni nei joniniai, kovalentiniai ir koordinaciniai ryšiai. Tarpmolekulinių ryšių energija nurodyta lentelėje. 1.

1 lentelė. Tarpmolekulinių jėgų energija

Pastaba: tarpmolekulinės sąveikos laipsnį atspindi lydymosi ir garavimo (virimo) entalpija. Joniniams junginiams atskirti jonus reikia žymiai daugiau energijos nei atskirti molekules. Joninių junginių lydymosi entalpija yra daug didesnė nei molekulinių junginių.

Ketvirtasis ryšio tipas yrametalinė jungtis

Galiausiai yra dar vienas tarpmolekulinių ryšių tipas - metalo: metalo gardelės teigiamų jonų sujungimas su laisvais elektronais. Tokio tipo ryšys nebūna biologiniuose objektuose.

Nuo Trumpa apžvalga ryšių tipų, paaiškėja viena detalė: svarbus metalo atomo ar jono – elektronų donoro, taip pat atomo – elektronų akceptoriaus parametras yra jo dydis.

Nesileidžiant į smulkmenas, pastebime, kad periodinės lentelės grupėse didėjant jų atominiam skaičiui didėja kovalentiniai atomų spinduliai, metalų joniniai spinduliai ir sąveikaujančių molekulių van der Waals spinduliai. Šiuo atveju jonų spindulių reikšmės yra mažiausios, o van der Waalso spinduliai yra didžiausi. Paprastai judant grupe žemyn visų elementų spinduliai didėja, tiek kovalentinių, tiek van der Waalso.

Didžiausią reikšmę biologams ir gydytojams turi koordinacija(donoras-akceptorius) ryšius, įvertintus koordinavimo chemija.

Medicininiai bioneorganiniai preparatai. G.K. Baraškovas

Joninė cheminė jungtis – tai ryšys, susidarantis tarp cheminių elementų atomų (teigiamai arba neigiamai įkrautų jonų). Taigi, kas yra joninė jungtis ir kaip ji susidaro?

Joninių cheminių jungčių bendrosios charakteristikos

Jonai yra dalelės, turinčios krūvį, į kurį atomai virsta duodami ar priimdami elektronus. Jie gana stipriai traukia vienas kitą, todėl medžiagos, turinčios tokio tipo ryšį, turi aukštą virimo ir lydymosi temperatūrą.

Ryžiai. 1. Jonai.

Joninė jungtis yra cheminė jungtis tarp skirtingai nei jonai dėl jų elektrostatinės traukos. Jį galima laikyti ribiniu kovalentinio ryšio atveju, kai surištų atomų elektronegatyvumo skirtumas yra toks didelis, kad įvyksta visiškas krūvių atsiskyrimas.

Ryžiai. 2. Joninis cheminis ryšys.

Paprastai manoma, kad ryšys tampa elektroninis, jei EO yra >1,7.

Kuo toliau elementai yra vienas nuo kito, tuo didesnis elektronegatyvumo skirtumas. Periodinė elementų lentelė pagal laikotarpį. Šis ryšys būdingas metalams ir nemetalams, ypač esantiems tolimiausiose grupėse, pavyzdžiui, I ir VII.

Pavyzdys: valgomoji druska, natrio chloridas NaCl:

Ryžiai. 3. Natrio chlorido joninio cheminio ryšio diagrama.

Kristaluose yra joninis ryšys; jis yra stiprus ir ilgas, bet nėra prisotintas ir nenukreiptas. Joninis ryšys būdingas tik sudėtingoms medžiagoms, tokioms kaip druskos, šarmai ir kai kurie metalų oksidai. IN dujinė būsena Tokios medžiagos egzistuoja joninių molekulių pavidalu.

Tarp tipiškų metalų ir nemetalų susidaro joniniai cheminiai ryšiai. Elektronai būtinai perkeliami iš metalo į nemetalą, sudarydami jonus. Rezultatas yra elektrostatinė trauka, vadinama jonine jungtimi.

Tiesą sakant, visiškai joninis ryšys nevyksta. Vadinamasis joninis ryšys yra iš dalies joninis ir iš dalies kovalentinis. Tačiau sudėtingų molekulinių jonų ryšys gali būti laikomas joniniu.

Joninių jungčių susidarymo pavyzdžiai

Yra keletas joninių ryšių formavimo pavyzdžių:

• kalcio ir fluoro sąveika

Ca 0 (atomas) -2e = Ca 2 + (jonas)

– kalciui lengviau atiduoti du elektronus, nei įgyti trūkstamus.

F 0 (atomas) + 1е = F- (jonas)

– fluoras, priešingai, lengviau priimti vieną elektroną nei atsisakyti septynių elektronų.

Raskime mažiausiąjį bendrąjį kartotinį tarp susidariusių jonų krūvių. Jis lygus 2. Nustatykime fluoro atomų, kurie priims du elektronus iš kalcio atomo, skaičių: 2: 1 = 2. 4.

Sukurkime joninio cheminio ryšio formulę:

Ca 0 +2F 0 →Ca 2 +F−2.

• natrio ir deguonies sąveika