Cheminis ryšys: paskyrimas, tipi, valdžia. Cheminis ryšys: kovalentinis, joninis, metalinis Cheminių jungčių tipų lentelė

Regione rіdko khіmіchnі kalbos yra sudarytos iš okremih, o ne tarpusavyje susipynę cheminių elementų atomai. Toks gyvenimas didžiausių protų galvose gali būti tik nedidelis kiekis dujų, kurias jie vadina kilniosiomis: helis, neonas, argonas, kriptonas, ksenonas ir radonas. Dažniausiai cheminės kalbos susidaro ne iš skirtingų atomų, o iš skirtingų grupių. Tokios atomų asociacijos gali turėti kelis, šimtus, tūkstančius ir daugiau atomų. Jėga, kuri atima atomus iš tokių grupių sandėlio, vadinama cheminis ryšys.

Kitaip tariant, galime sakyti, kad cheminė jungtis vadinama abipuse, kaip saugi keturių atomų jungtis susilankstančioje struktūroje (molekulių, jonų, radikalų, kristalų ir kt.).

Cheminio ryšio atsiradimo priežastis yra ta, kad sulankstomų struktūrų energija yra mažesnė bendroje okremi energijoje, kuri sukuria її atomus.

Taigi, zokrema, kaip ir X ir Y atomų sąveikoje, XY molekulė yra ištirpusi, tse reiškia, kad kalbos molekulių vidinė energija yra mažesnė, mažesnė vidinė okremi atomų energija, iš kurios ji buvo nustatyta:

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

Todėl, kai tarp tų pačių atomų užsimezga cheminiai ryšiai, matoma energija.

Cheminių ryšių apšvietime paimkite mažiausią energiją turinčią elektroninio rutulio dalį, jungtį su branduoliu. Valentino diena. Pavyzdžiui, tokiame pušyne yra 2 energijos lygiai – 2 elektronai 2 s- orbitalės ir nuo 1 iki 2 p-orbitos:

Kai apšviečiamas cheminis ryšys, odos atomas neatima tauriųjų dujų atomų elektroninės konfigūracijos, tobto. taigi senasis elektronų rutulys turėjo 8 elektronus (2 – pirmojo periodo elementams). Ši apraiška taisyklės pavadinimą pavertė oktetu.

Atomai, pasiekę tauriųjų dujų elektroninę konfigūraciją, gali, kaip pavienių atomų krūva, suskaidyti dalį savo valentinių elektronų su šviečiančiais kitais atomais. Kam išsprendžiami elektroniniai statymai.

Iš elektronų panaudojimo stadijos galima pamatyti kovalentines, jonines ir metalines jungtis.

kovalentinis ryšys

Kovalentinis ryšys dažniausiai randamas tarp nemetalinių elementų atomų. Kadangi nemetalų atomai, sudarantys kovalentinį ryšį, gali būti matomi su įvairiais cheminiais elementais, toks ryšys vadinamas poliniu kovalentiniu ryšiu. Tokio pavadinimo priežastis yra ta, kad skirtingų elementų atomai gali pritraukti skirtingus pastatus, kad pritrauktų putojančią elektronų porą. Akivaizdu, kad viename iš atomų būtina išstumti laukinį elektroninį statymą, po kurio jame susidaro dalinis neigiamas krūvis. Natomis, kitame atome susidaro dalinis teigiamas krūvis. Pavyzdžiui, chloro vandens molekulėje elektronų pora yra perkelta iš vandens atomo į chloro atomą:

Taikykite kalbą kovalentiniu poliniu ryšiu:

СCl 4 H 2 S, CO 2 NH 3 SiO 2 ir kt.

Tarp vieno cheminio elemento nemetalinių atomų susidaro kovalentinis nepolinis ryšys. Atomų šukės yra identiškos, tačiau ta pati konstrukcija gali įkrauti elektros energiją. Negalite bijoti zv’yazku z cim usunennya elektroninių lažybų:

Aukščiau pateiktas kovalentinio ryšio nustatymo mechanizmo aprašymas, jei atomų ataka suteikia elektronus kietosioms elektronų poroms sukurti, vadinamas mainais.

Taip pat yra donoro-akceptoriaus mechanizmas.

Už donoro-akceptoriaus mechanizmo užsimezgus kovalentiniam ryšiui, elektronų pora nusėda už vieno atomo (dviem elektronais) užpildytos orbitos apvalkalo ir kito atomo tuščios orbitalės. Atomas, kuris suteikia nepasidalintą elektronų porą, vadinamas donoru, o atomas iš laisvos orbitos vadinamas akceptoriumi. Kaip elektronų porų donorai, veikia atomai, kurie gali suporuoti elektronus, pavyzdžiui, N, O, P, S.

Pavyzdžiui, už donoro-akceptoriaus mechanizmo ketvirtasis kovalentinis N-H ryšys yra ištirpęs amonio NH4 + katijone:

Energija pasižymi ir poliškumo kremas, kovalentiniai ryšiai. Ryšio energija vadinama mažiausia energija, reikalinga ryšiui tarp atomų sukurti.

Ryšio energija kinta didėjant jungiančių atomų spinduliams. Taigi, kaip žinome, atominiai spinduliai mažėja pogrupiuose, pavyzdžiui, galime pasikalbėti apie tuos, kurie serijoje turi reikšmingą halogeno ir vandens ryšį:

Sveiki< HBr < HCl < HF

Taigi nuorodos energija nusėda tokiu pat daugialypumu – kuo didesnis jungties daugialypis, tuo didesnė energija. Atsižvelgiant į jungties daugumą, suprantamas sujungtų elektronų porų tarp dviejų atomų skaičius.

Joninio skambutis

Joninė jungtis gali būti vertinama kaip kovalentinės polinės jungties ribinis lašas. Kaip kovalentiniame-poliniame ryšyje, polinių elektronų pora dažnai išstumiama iki vienos iš atomų porų, tada joninėje jungtyje ją praktiškai „nuneša“ vienas iš atomų. Atomas, davęs elektroną (-us), įgyja teigiamą krūvį ir tampa katijonas, O atomas, kuris, atėmęs elektroną iš naujo, įgyja neigiamą krūvį ir tampa anijonas.

Šia tvarka joninė grandis yra jungtis, katijonų elektrostatinio įtempimo ir anijonų sprendimai.

Šio tipo ryšio užmezgimas labiau būdingas tipinių metalų ir tipiškų nemetalų atomų sąveikai.

Pavyzdžiui, kalio fluoridas. Kalio katijonas ištirpsta įvedus neutralų vieno elektrono atomą, o fluoro jonas ištirpsta, kai prie fluoro atomo pridedamas vienas elektronas:

Tarp išeinančių jonų kaltinama elektrostatinės gravitacijos jėga, dėl kurios jonas nenusėda.

Kai buvo sukurtas cheminis ryšys, elektronai iš natrio atomo perėjo į chloro atomą, o jonai nusėdo išilgai krūvio, tarsi būtų galima užbaigti nuostabaus energijos lygio pabaigą.

Nustatyta, kad elektronai iš metalo atomo nėra visiškai absorbuojami, mažiau tikėtina, kad jie bus pašalinti žudant chloro atomą, kaip kovalentinis ryšys.

Dauguma dvejetainių laukų, keršiančių už metalų atomus, yra jonimai. Pavyzdžiui, oksidas, halogenidas, sulfidas, nitridas.

Joninis ryšys taip pat randamas tarp paprastų katijonų ir paprastų anijonų (F −, Cl −, S 2-), taip pat tarp paprastų katijonų ir lankstymo anijonų (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH − ). Į joninę pusę pridedamos tos bazės druskos (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH.

Metalevy zvez'azok

Šio tipo jungtis yra nustatyta metaluose.

Visų metalų atomai turi elektronus, esančius atokiausiame elektronų rutulyje, kuris gali turėti mažos energijos ryšį su atomo branduoliu. Daugumos metalų atveju efektyvu naudoti svarbiausius elektronus.

Reaguojant į tokią silpną metalų elektronų branduolio qi sąveiką, jis jau irsta, o odoje esantis kristalinis metalas puolantis procesas vyksta nenutrūkstamai:

M 0 - ne - \u003d M n +, de M 0 yra neutralus metalo atomas, o to metalo M n + katijonas. Žemiau esančiame mažame paveikslėlyje parodyta naudojamų procesų iliustracija.

Taigi kristalinis metalas „skuba“ elektronus, pereidamas per vieną atomą į metalą, patenkindamas naują katijoną, prilipdamas prie kito katijono, patenkindamas neutralų atomą. Toks reiškinys atėmė pavadinimą „elektroninis vėjas“, o laisvųjų elektronų sankaupa šalia nemetalinio atomo kristalo buvo pavadinta „elektroninėmis dujomis“. Panaši sąveika tarp metalo atomų buvo vadinama metalo jungtimi.

Vandens skambutis

Kaip vandens atomas kalboje su dideliu elektronegatyvumu turinčiu elementu (azoto, rūgštaus ar fluoro), tokia kalba labiau būdinga tokiam reiškiniui, kaip vandens kaklaraištis.

Oskilki atomas yra prijungtas prie elektronneigiamo atomo, atomas yra vanduo, nustatytas dalinis teigiamas krūvis, o elektronneigiamo elemento atome - dalinis neigiamas. Sujungus su cym, tampa įmanoma elektrostatiškai gravituoti tarp dažnai teigiamai įkrauto vienos molekulės vandens atomo ir kitos molekulės elektronneigiamo atomo. Pavyzdžiui, vandens molekulėms stebimas vandens ryšys:

Vandeningiausias garsas paaiškinamas anomaliai aukšta vandens lydymosi temperatūra. Vandens grietinėlė, kaip ir vandens-vandens junginiai, ištirpsta tokiose upėse kaip vandenilio fluoridas, amoniakas, rūgštis keršančios rūgštys, fenoliai, alkoholiai, aminai.

Cheminis ryšys yra atomų sąveika, o tai reiškia viso kristalo cheminės dalies stabilumą.
Cheminio ryšio prigimtis yra proliferuojančių dalelių (katijonų ir anijonų, atomų branduolių ir elektronų porų, metalų katijonų ir elektronų) elektrostatinė gravitacija.
Už apšvietimo mechanizmo jie išskiria:
a) joninis ryšys – ryšys tarp metalo katijono ir nemetalinio anijono. Tokiu būdu kalbose randamas joninio tipo ryšys, sudarytas iš stiprių metalų ir stiprių nemetalų atomų. Kai tsomu atomai metalіv vіddayut elektronų іz zovnіshnogo (іnodі minučių poperednogo) energetichnogo rіvnya i peretvoryuyutsya teigiamai zaryadzhenі іoni (katіoni) ir atomai nemetalіv priymayut elektronų dėl zovnіshnіy energetichny rіven i peretvoryuyutsya neigiamai zaryadzhenі іoni (anіoni) (užpakalis rechovin: oksidas metalіv K2O , CaO, MgO, bazės KOH, Ca(OH)2, druskos NaNO3, CaSO4).
b) kovalentinis ryšys – ryšys tarp nemetalų atomų. Kovalentinis ryšys vinikaє rahunok zagalnyh elektronų porų z nesuporuotas electronov zovnіshny energicheskogo lygus odos atomui su nemetalu (rozakhovuetsya tokiai formulei 8 - elemento grupės numeris). Ryšių skaičius yra lygus išeinančių elektronų porų skaičiui. Kadangi pusė sudaryta iš vieno cheminio elemento – nemetalinio – atomų, ryšys vadinamas kovalentiniu nepoliniu (taikoma: N2, Cl2, O2, H2). Kovalentinis nepolinis ryšys naudojamas paprastose kalbose-nemetaluose. Kadangi ryšį sudaro įvairių elementų – nemetalų – atomai, ryšys vadinamas kovalentiniu poliniu, nes tokiu būdu aukšto tono elektronų pora prie bik elemento pasislenka su didesniu elektronegatyvumu, o ant elementų dažnai būna teigiamas ir dažnai neigiamas krūvis (taikyti kalbą: HCl, NO, CCl4, H2SO4). Kovalentinis polinis ryšys naudojamas sulankstytose burnose, prisotintose nemetalų atomų.
Valencija – cheminių elementų atomų kūrimas iki cheminių ryšių užmezgimo. Skaitmeniškai valentingumas susidaro iš cheminių jungčių skaičiaus, nes tam tikro cheminio elemento atomai yra prisotinti kito cheminio elemento atomais. Didesnis valentingumas priklauso nuo elementų grupės skaičiaus (išskyrus rūgštį (II) ir azotą (IV)).
c) metalo jungtis tarp metalo atomų jonų ir įkrautų elektronų. Metalo jungtis atsiranda dėl to, kad metalo atomai yra aprūpinami elektronais iš išorinio energijos lygio giliojoje atominės erdvės erdvėje ir paverčiami teigiamai įkrautais jonais (katijonais). Susiaurinti elektronai gali laisvai judėti tarpatominėje erdvėje ir surišti visus katijonus į vieną visumą, kad būtų pusiausvyra elektrostatinė gravitacija. Metalo jungtis gaminama iš paprastų kalbinių metalų arba metalų lydinių (taikyti kalbą: Al, Fe, Cu, bronza, žalvaris).

Didesnių elementų atomai nėra aiškūs, skeveldros gali sąveikauti viena su kita. Pas kuriuos atsiskaitomos tarpusavyje sulankstomos dalys.

Cheminio ryšio prigimtis yra susijusi su dielektrinėmis elektrostatinėmis jėgomis, kurios yra elektros krūvių sąveikos jėgos. Taigi įkraukite elektroną ir atomų branduolius.

Elektronai, roztashovanі ant zvnіshnіh elektronnіh rіvnya (valence elektroni) perebuvayut toli nuo branduolio, silpniausias vzaimodiyut su juo, taigi ir pastatas vіdrivatisya iš branduolio. Pats smarvė vadinamas atomams susieti vienas su vienu.

Abipusio modalumo rūšys chemijoje

Lentelės priekyje galima įrašyti cheminės jungties tipą:

Jonų jungties charakteristikos

Cheminė sąveika, kuri nusistovi jonų sunkumas, kuris gali būti įkrautas skirtingai, vadinamas jonimu. Taigi, atrodo, kad atomų sujungimas gali sukelti elektronegatyvumo skirtumą (kad gebėjimas pritraukti elektronus) ir elektronų pora pereitų prie elektronneigiamo elemento. Tokio elektronų perėjimo iš vieno atomo į kitą rezultatas yra įkrautų dalelių – jonų – skiriamoji geba. Tarp jų ir kaltas našta.

Mažiausi elektronegatyvumo rodikliai gali būti tipiški metalai, o didžiausi – nemetančių tipų. Tokiu būdu jie nustatomi sąveikaujant tarp tipiškų metalų ir tipiškų nemetalų.

Metalo atomai teigiamai įkraunami jonais (katijonais), išskirdami vienodos elektroninės lygybės elektronus, o nemetalai priima elektronus, virsdami tokiu lygiu. neigiamai įkrautas joni (anioni).

Atomai pereina į stabilesnę energijos stovyklą, užbaigdami savo elektroninę konfigūraciją.

Joninis skambutis nėra nukreiptas ir ne sičuvaniškas, todėl kaip elektrostatinė sąveika skamba iš visų pusių, akivaizdu, kad jonas gali pritraukti priešingo ženklo jonus visomis tiesėmis.

Roztashuvannya ioniv taip, scho dermal є pevna kіlkіst protilezhenih ionіv. Joninių struktūrų „molekulės“ sąvoka negali nujausti.

Taikyti šviesą

Ryšio ištirpimas natrio chloride (nacl) yra susijęs su elektrono perkėlimu iš Na atomo į Cl atomą, kad ištirptų jonai:

Na 0 - 1 e \u003d Na + (katijonas)

Cl 0 + 1 e \u003d Cl – (anijonas)

Natrio chlorido dovcol natrio katijonuose prie chloro buvo pridėti šeši anijonai, o prie odos chloro jonų - šešiasdešimt natrio jonų.

Nustačius bario sulfido atomų sąveiką, vyksta šie procesai:

Ba 0 - 2 e \u003d Ba 2+

S 0 + 2 e \u003d S 2-

Įvedant savo du sirci elektronus, po kurių ištirpsta sirkos S 2- ir bario katijono Ba 2+ anijonas.

Metalinis cheminis ryšys

Energingiausiuose metaluose elektronų yra nedaug, smarvė lengvai išpučiama iš branduolio. Dėl tokio vėjo susidaro metalas ir laisvieji elektronai. Qi elektronai vadinami „elektroninėmis dujomis“. Elektronika gali laisvai judėti už obsyagomos į metalą ir nuolat jungtis bei susisukti į atomus.

Budova kalbos metalas yra toks: kristalinė gardelė yra kalbos kaulas, o tarp šių mazgų elektronika gali laisvai judėti.

Galite naudoti šiuos pavyzdžius:

Mg - 2e<->Mg2+

Cs-e<->Cs +

Ca-2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe3+

Kovalentinis: polinis ir nepolinis

Plačiausias cheminės sąveikos tipas yra kovalentinis ryšys. Sąveikaujančių elementų elektronegatyvumo reikšmės smarkiai nesikeičia, kartu su zim mažiau tikėtina, kad bus stiprus elektroninis statymas didesniam neigiamam atomui.

Kovalentinis tarpusavio ryšys gali būti nustatytas mainų mechanizmu arba donoro-akceptoriaus mechanizmu.

Realizuojamas mainų mechanizmas, kaip ir odos atomo atveju, išorinių elektroninių lygių elektronų atsiribojimas ir atominių orbitalių sutapimas, dėl kurio atsiranda elektronų, kurie jau priklauso abiem atomams, poravimas. Jei vienas iš atomų turi elektronų porą išorinėje elektronų plokštumoje, o kitas turi laisvą orbitalę, tada, kai atominės orbitalės pasikartos, elektronų pora dar labiau pablogės ir sąveika bus panaši į donoro. akceptoriaus mechanizmas.

Kovalentiniai padalijimai kartotiniams:

• paprastas chi vienas;
• subvines;
• bandyti.

Dvi elektronų poros ir trys elektronų poros yra apsaugotos laidais.

Už elektroninio pločio (poliškumo) skirtumo tarp jungiančių atomų kovalentinis ryšys yra padalintas į:

• nepolinis;
• poliarinis.

Nepolinį ryšį tenkina tie patys atomai, o polinį - elektronegatyvumo skirtumai.

Artimų elektronegatyvumo atomų sąveika vadinama nepoliniais ryšiais. Pagrindinė elektronų pora tokioje molekulėje nėra traukiama prie to paties atomo, bet yra tame pačiame tūryje.

Elementų, išsiskiriančių elektronegatyvumu, sąveika lemia polinių ryšių užmezgimą. Tokio tipo sąveikoje didelius elektroninius lažybas pritraukia elektriškai neigiamas elementas, bet man nereikia eiti į kitą (todėl jonų priėmimas neįvyksta). Dėl tokio elektroninio tarpo poslinkio ant atomų atsiranda dažni krūviai: didesnis elektronegatyvinis krūvis yra neigiamas, o mažesnis – teigiamas.

Dominavimas ir kovalentiškumo charakteristika

Pagrindinės kovalentinio ryšio savybės:

• Dovžiną lemia skirtumas tarp sąveikaujančių atomų branduolių.
• Poliškumą lemia vieno iš atomų elektroninio debesies garsas.
• Tiesumas – galia orientuotis jungties ir, aišku, molekulių platybėse, dainuoti geometrines figūras.
• Žmonių skaičius nustatomas pagal pastatą, kad būtų nustatytas skambučių skaičiaus atsiskaitymas.
• Poliarizuojamumas priklauso nuo galimybės pakeisti elektrinio lauko poliškumą.
• Energija reikalinga ryšiui nutraukti, o tai reiškia galią.

Vandens (H2), chloro (Cl2), rūgšties (O2), azoto (N2) ir daugelio kitų molekulės gali būti kovalentinės nepolinės sąveikos pavyzdys.

H + H → H-H molekulė turi vieną nepolinį ryšį,

O: + :O → O=O molekulė gali būti paversta nepoline,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekulė tikriausiai yra nepolinė.

Kaip pritaikyti kovalentinį cheminių elementų ryšį, galite atnešti anglies dioksido (CO2) ir anglies dioksido (CO) dujų, sieros vandens (H2S), druskos rūgšties (HCL), vandens (H2O), metano (CH4) molekules, sieros oksidas (SO2) ir deguonis, kiti.

CO2 molekulėje ryšys tarp anglies ir deguonies atomų yra kovalentiškai polinis, neigiamesnės vandens skeveldros pritraukia į save elektronų energiją. Kisen gali turėti du nesuporuotus elektronus vienodame lygyje, o anglis gali būti dedama, kad būtų išspręsta valentinių elektronų tarpusavio priklausomybė. Dėl to susidaro priklausomi ryšiai ir molekulė atrodo taip: O=C=O.

Norėdami atskirti šios trečiosios molekulės jungties tipą, pažiūrėkite į atomų sandėlius. Paprastą kalbos metalą subalansuoja metalas, metalą su nemetalais yra joninis, paprastą kalbą nemetalą yra kovalentiškai nepolinis, o molekulės, sudarytos iš įvairių nemetalų, nusėda už kovalentinio polinio ryšio.

.

Jūs žinote, kad atomai gali susijungti su vienu, sprendžiant tiek paprastas, tiek sulenktas kalbas. Su kuriais nustatomi įvairių tipų cheminiai ryšiai: joninės, kovalentinės (nepolinės ir polinės), metalinės ir vandeninės. Vienas didžiausių elementų atomų galios šaltinių, nurodantis, koks ryšys tarp jų yra užsimezgęs - joninis ar kovalentinis, - tse elektronegatyvumas, tobto. atomų sukūrimas ateityje pritraukia prie savęs elektronus.

Teigiamo elektronegatyvumo skalė leidžia geriau įvertinti elektronegatyvumą.

Laikotarpiais pastebima bendra tendencija didinti elementų elektronegatyvumą, o grupėse – jų kritimą. Elementai pagal jų elektronegatyvumą surikiuojami į eilę, kurios pagrindu galima išlyginti elementų, randamų skirtingais laikotarpiais, elektronegatyvumą.

Cheminės jungties tipas turėtų būti nusodintas priklausomai nuo to, koks yra susijusių elementų atomų elektronegatyvumo vertės skirtumas. Labiau rūpi elektronneigiamas elementų, sudarančių ryšį, atomų pobūdis, cheminis ryšys yra polinis. Neįmanoma atskirti cheminių jungčių tipų. Daugeliu atvejų cheminės jungties tipas matomas viduryje; pavyzdžiui, labai polinis kovalentinis cheminis ryšys, artimas joniniam ryšiui. Pūdymas tuo, kiek nuo ribinių šlaitų cheminis ryšys yra arčiausiai savo prigimties, jis gali būti atvestas arba į joninį, arba į kovalentinį polinį ryšį.

Joninis ryšys nustatomas sąveikaujant atomams, kurie staigiai smogia elektronegatyvumui. Pavyzdžiui, tipiški metalai litis (Li), natris (Na), kalis (K), kalcis (Ca), stroncis (Sr), baris (Ba) ištirpina joninį ryšį su tipiniais nemetalais, daugiausia su halogenais.

Tokiuose šlaituose, pavyzdžiui, pievose, druskoje, nusėda ir balų metalų halogenidų kremas, joninis ryšys. Pavyzdžiui, natrio hidrokside (NaOH) ir natrio sulfate (Na 2 SO 4) joninės jungtys egzistuoja tik tarp natrio atomų ir rūgšties (kiti ryšiai yra kovalentinis poliškumas).

Kai atomai sąveikauja su tuo pačiu elektronegatyvumu, molekulės su kovalentiniu nepoliniu ryšiu ištirpsta. Toks ryšys yra įžeidžiančių paprastų kalbų molekulėse: H 2 F 2 Cl 2 O 2 N 2 . Cheminis ryšys šiose dujose yra nustatytas matomose elektronų porose, tobto. persidengimo atveju elektroninės netvarkos pavidalu, užburia elektronų ir branduolių sąveika, kuri panaši, kai atomai yra arti.

Sudėjus elektronines kalbų formules, vadovaujantis atmintimi, kad odos lygi elektronų pora yra padidėjusio elektroninio tarpo mentalinis vaizdas, kuris yra elektroninės netvarkos iškraipymo rezultatas.

Sąveikaujant atomams, jų elektronegatyvumo vertės skiriasi, bet ne staigiai, bendras elektronų skaičius padidėja iki didesnio neigiamo atomo. Didžiausias išplėtimas yra cheminio ryšio tipas, kuris būdingas tiek neorganiniams, tiek organiniams sluoksniams.

Kovalentiniams ryšiams visame pasaulyje yra tie ryšiai, tarsi jie būtų sukurti donoro-akceptoriaus mechanizmu, pavyzdžiui, hidroksonio ir amonio jonais.

Metalinis garsas.

Garsas, atsirandantis dėl gyvybingų elektronų sąveikos su metalo jonais, vadinamas metalo garsu.Šis ryšio tipas veikia paprastus kalbos metalus.

Metalo ryšio užmezgimo proceso esmė yra panaši į įžeidžiančio: metalų atomus lengvai atpalaiduoja valentiniai elektronai ir jie paverčiami teigiamai įkrautais jonais. Kaip tarp teigiamų metalo jonų juda laisvieji elektronai, prasiskverbę į atomą. Tarp jų jie kaltina metalinę grandį, tobto. Elektroninė energija, kuri cementuoja teigiamus metalų kristalinės gardelės jonus.

Vandens skambutis.

Ryšys, kurį tarp atomų užmezga viena molekulė ir stipriai elektronegatyvaus elemento atomas(O, N, F) Kita molekulė vadinama vandens grandimi.

Galite kaltinti maistą: kodėl pats vanduo sudaro tokį specifinį cheminį ryšį?

Mes vertiname, kad atomo spindulys yra mažesnis nei mažas. Be to, pasislinkus ar padidėjus jo vieno elektrono tiekimui, vanduo prisipildo dideliu teigiamu krūviu, dėl kurio vandens viena molekulė sąveikauja su elektronneigiamų elementų atomais, kurie gali turėti dalinį neigiamą krūvį. į H2, OHF2 molekules 3).

Pažvelkime į deyakі taikyti. Įgarsinkite mano sandėlį pagal cheminę formulę H2O. Teisingas būdas būtų priskirti sandėlį formule (H 2 O) n, de n \u003d 2,3,4 tada. pumpuras. Tse paaiškinama tik tuo, kad vandens molekulės yra surištos viena su kita, matant vandeninius ryšius.

Vodneviy zv'yazok suprantama kaip dėmės. Tai veikiau silpnesnis, žemesnis joninis arba kovalentinis ryšys, bet stipresnis, silpnesnis tarpmolekulinis ryšys.

Vandens jungčių buvimas paaiškina vandens slėgio padidėjimą žemoje temperatūroje. Dėl šios priežasties, mažėjant temperatūrai, keičiasi molekulės, todėl kinta ir jų „pakavimo“ dydis.

Įvedus organinę chemiją, priekaištaujama mitybai: kodėl alkoholių virimo temperatūra yra daug alkoholio, mažesnė angliavandenių? Tai paaiškinama tuo, kad tarp alkoholio molekulių taip pat užsimezga vandens ryšiai.

Alkoholių virimo temperatūros padidėjimą lemia ir jų molekulių padidėjimas.

Vandens jungtis būdinga turtingiems ir kitiems organiniams junginiams (fenoliams, karboksirūgštims ir kt.). Iš organinės chemijos ir pasaulinės biologijos kurso matote, kad vandeninio ryšio buvimas paaiškina antrinę baltymų struktūrą, DNR poslankstelinės spiralės gyvenimą, o tai yra komplementarumo pasireiškimas.

Kaip ir konstruktoriaus komponentai, atomai jungiasi vienas su kitu. І yak bi V neapgavo, bet su vienu bloku galite gauti tik vieną bloką. Dalis 4 centrams telpa ne daugiau kaip ketvirtadalis. Šis principas paimtas iš chemijos. Dėl vilnyh seredkіv vіdpovіdaє elementų atomų valentingumo.

Atomų sąveikos rezultatas – kalbų turėjimas. Pažiūrėkite į saugojimo elementų prigimtyje nusėdusių atomų cheminį ryšį.

Metalai apdorojami nedideliu elektronų skaičiumi tame pačiame lygyje, lygiu nemetalams, kurių elektronegatyvumo vertės mažiausios. Dabar mūsų užduotis yra atspėti, kaip pakeisti EO Mendelijevo lentelėje, arba palyginti jį su lentele „Elektronegatyvumas“. Kas yra aktyvusis nemetalas, laikas išeina ir nereikia šnekėti apie tuos, kad šis elementas, pajungus, atima elektroniką.

Yra milijonai kalbų. Tse gali būti paprastos kalbos: metalas Fe, auksas Au, gyvsidabris Hg; nemetalas sirka S, fosforas P, azotas N 2 . Taigi i lankstoma kalba: H 2 S, Ca 3 (PO 4) 2 (C 6 H 10 O 5) n baltymų molekulės ir kt. Elementų, patenkančių į kalbų sandėlį, derinys lemia, kaip tarp jų bus naudojami ryšių tipai.

kovalentinis ryšys

Nemetantieji iš panaudotų elementų perperkami iš mažumos. Ale, ypatybės poelgiai motinos gyvenime ir statyboje keičiasi valentiškumu, dienų skaičius, kurį sukėlė šie elementai, yra reikšmingas.

Taigi reiškinio motina, kaip atomai susijungia, galime gauti vandens H 2 molekules.

Išleiskime laisvę fantazijai, pamatykime tuos, kurių negalima nugalėti. Tarkime, į rankas paėmėme dvi tas pačias detales, kad būtų galima padaryti tokį vaizdą:

Bus tik abiejų derinys, o tarp jų – viena laukinė Lanka. Pereikime nuo savo vizijos prie molekulių. Akivaizdu, kad prieš mus yra du atomai ir vanduo, ir mūsų užduotis yra sujungti juos į molekulę. Matomai susukant detales, kad smarvė susijungtų, reikia jas sudėti vieną prieš vieną, vadinant jas dainuojančiame pasaulyje. Taškai reiškia tvarką, elektronų, išsibarsčiusių ant išorinio rutulio, skaičių.

Džerelo

Vandens atomai, kaip ir detalės, buvo sujungti vienu ryšiu, todėl šio tipo odoje valentingumas lygus I. Ale, oksidacijos žingsniai lygūs 0, todėl kalba yra sudaryta iš elemento, kurio vertės vienodos ​elektronegatyvumo.

Pažiūrėkime, kaip formuojasi plačiausių mūsų planetos dujų – azoto N 2 – molekulė.

Azotas, ne daugiau kaip 3 nesuporuoti elektronai. Kam imti dvi tos minties detales.

Šia tvarka azotas yra trivalentis ir pakopinis

Oksidacija kaip ir zaschaєєєєєєєєєєє доівньює 0. Azotas užbaigia išorinį rutulį 2s 2 2p 6 elektroninio statymo kvadratui.

Kovalentinis ryšys molekulėje, kurią sudaro vieno tipo atomai ir kuri pati yra nemetalinė, yra nepolinė.

Valandą pažadinkite pragne esančių elektronų skaičiaus molekules iki galo. Pažiūrėkime, kaip nusėda 2 molekulė. Odos atomas negauna 2 elektronų, o smarvė kompensuoja degančios elektronų poros trūkumą.

Taip pat gerbiama tai, kad oksidacijos rabarbarai yra 0, nes atomai ir lygiaverčiai partneriai, kad jogos valentingumas yra geras II.

Kovalentinis cheminis tirpalų ryšys su skirtingais nemetalais vadinamas poliniu.

Paimkite du nemetalinius elementus Vanduo ir Chloras. Svarbu tai, kad išorinės sferos elektroninė formulė.

Išanalizavus reikšmes, E (H)< Э(Cl), приходим к выводу, чтобы принять конфигурацию благородного газа, хлор будет притягивать на себя единственный электрон водорода.

Tokiame reginyje užfiksuota kovalentinio ryšio schema, sudaryta iš įvairių elementų.

Lakštai yra svarbūs norint nurodyti, kad šioje situacijoje Cl ir H nebus lygiaverčiai partneriai, pagrindinės elektronų tarpo skeveldros sulaikomos Cl. Vanduo nervingoje kovoje, 1 elektronas tiekiamas chlorui, kurio akivaizdoje elektronai 7. Vanduo įgyja teigiamą krūvį, chloras neigiamas. H ir Cl valentingumas lygus I. Tuo metu oksidacijos stadija bus H + Cl - .

Tokį įvaikinimą lemia mainų mechanizmas. Tse reiškia paimti užbaigtą elektronneigiamų priimti elektronų konfigūraciją, mažiau reiškia priimti, bet jei reikia elektronų poros.

Ne metikliai naudojami kaip dvejetainiai elementai, o sandėlyje gali būti trys ar daugiau elementų. Pavyzdžiui, anglies rūgšties H 2 CO 3 molekulė susideda iš 3 elementų. Kaip smarvė tarpusavyje zadnuvatsya. Vidurinio EO elektronegatyvumo augimas (H)<ЭО (С) <ЭО(O). Определим степени окисления каждого элемента. Н + 2 С +4 О −2 3 . Это означает, что кислород будет притягивать на себя электроны углерода и водорода. Схематически это можно записать в следующем виде.

Norint sukurti struktūrinę formulę, centre užrašoma anglis. Naujasis turi 4 nesuporuotus elektronus. Atomų šukės oksiduojasi 3 kiekiu, iš jų galima paimti 2 elektronus. Tai nėra gudrus būdas apskaičiuoti, Bachimo, kad 4 elektronai ateina iš C ir po vieną iš dermos N. Mes nepaisome savo rozrahunok, saugodami molekulės neutralumą, atsižvelgdami į teigiamus ir neigiamus krūvius.

H 2 + C +4 Pro 3 −2 (+1 ∙ 2) + (+4 ∙ 1) + (-2 ∙ 3) = 0

Yra dar vienas kovalentinio ryšio mechanizmas, pavadintas donoro-akceptoriaus pavadinimu.

Kad suprastume principą, apibūdinkime molekulę, kuri negali būti suvokiama kaip gaunanti aštrų, dusinantį kvapą – amoniako NH 3 .

Trys 5 elektronai, kurie yra N atomo eilės tvarka, jungiasi mažiau nei 3. N atomo valentingumas įgyja III reikšmę. Esant tokiam oksidacijos lygiui N -3 (iš odos atomo H ištraukęs 3 elektronus, jis tampa neigiamas), vanduo, staiga apiplėšęs „džentrų antpilus“, davęs elektroną, sukaupė teigiamą H + krūvį. Du elektronai nėra už nugaros, smarvė matoma raudonai. Pastato smarvė nusės laisvajame H + jono viduryje. Tse vieta elektronams užimti azotu, nes ji pažymėta raudona spalva. Amonio katijoną nustato donoro-akceptoriaus mechanizmas.

Ankstesni Nezadiyani „raudonieji“ elektronai N „nusėda“ tuščioje s-orbitalėje, todėl vandens katijonas gali gulėti. Joninis amonis gali turėti 3 jungtis, kurios naudojamos mainų mechanizmui, taip pat vieną donorui-akceptoriui. Be to, NH 3 lengvai sąveikauja su rūgštimis ir vandeniu.

Joninio skambutis

Іonny cheminis ryšys yra beveik kordoninis kovalentinis polinis. Pastebima, kad pasitaiko kalbų, kuriose lokalizuotas kovalentinis ryšys, būdinga naudoti jungtinę elektroninę porą, kaip ir joniniam ryšiui būdinga viso elektronų perdavimo galia. Galiausiai skiriamoji geba yra įkrautų dalelių – jonų – skiriamoji geba.

Nurodykite nuorodos tipą, kad būtų lengviau apskaičiuoti. Jei elektronegatyvumo skirtumas didesnis nei 1,7, tai kalbai būdingas joninis ryšys. Jei reikšmė yra mažesnė nei 1,7, tada dominuojantis polinis ryšys. Pažvelkime į dvi kalbas apie NaCl ir CaC 2. Įžeidžiantis metalo (Na ir Ca) ir nemetalų (Clі C) smarvę. Prote viena kryptimi bus joninė, kita kovalentinė poliarinė.

Fizikos postulatas sako, kad proporcijos pritraukiamos. Tobto. teigiami pritraukia neigiamus.

Priimtina, kad reikia atimti kalbą su kalio ir fluoro atomais. Odos atomas neturėtų atimti tauriųjų dujų konfigūracijos. Tai galima pasiekti dviem būdais, duodant arba priimant elektroniką, utvoryuyuchi su kiekvienu iš jų su įpakuota konfigūracija.

Tam kaliui lengviau duoti 1 elektroną, iš fluoro mažesni paimti 7.

Panašiai kaip kalis, kuris lengvai atsisakė savo elektronų, jogos katijonas elektroninę formulę pavertė argonu.

Kalcis yra dvivalentis metalas, tada sąveikai reikia dviejų fluoro atomų, o pastato šukės užims tik vieną elektroną. Galima pamatyti joninio ryšio nustatymo schemą.

Danijos rūšis yra visose druskose, tarp metalo ir rūgšties pertekliaus. Aukščiau minėtu anglies rūgšties panaudojimo atveju rūgštinis perteklius bus CO 3 2−, kaip vandens pakaitalas natrio atomams sudėti, tada galima matyti ryšio perėmimo schemą.

Reikėtų pažymėti, kad joninis ryšys tarp Nai O yra vienodas, o tarp C ir O yra kovalentinis polinis.

Metalevy zvez'azok

Metalai naudojami įvairių spalvų: juoda (zalizo), raudona (vidutinė), geltona (auksinė), siri (srіblo), lydosi skirtingose ​​temperatūrose. Tačiau jie linkę rodyti panašų blizgesį, kietumą ir elektrinį laidumą.

Metalo jungtis gali būti panaši į kovalentinę nepolinę. Metant bіdnі elektronom ant zvnіshny rіvnі, prie to, kad su nusistovėjusiu smarvės ryšiu neįmanoma jų pritraukti, jiems valdinga vіddacha. Metalai turi didelį atominį spindulį, kuris leidžia jiems lengvai sunaikinti elektronus, sukūrę katijonus.

Me 0 - ne = Me n+

Elektronika nuolat juda iš atomo į joną ir tolsta. Pačius katijonus galima palyginti su ledkalniais, paaštrintais neigiamų dalelių.

Metalo zv'yazku schema

Vandens skambutis

II periodo elementai-nemetalai (N, O, F) gali turėti didelę elektronegatyvumo reikšmę. Tse vplivaє ant zdatnіst utavlennja vodnevnoj zv'yazku mіzh poliarizacijos H + viena molekulė ir anijonas N 3-, O-2, F-. Vandens jungtis yra viena ir dvi skirtingos molekulės. Pavyzdžiui, jei paimsite dvi vandens molekules, visas smarves susimaišys krūva H ir O atomų.

Vaizdų vandens cheminė nuoroda yra taškuota. Kartu gyvenančios molekulės vaidina ir žino svarbų gyvų organizmų vaidmenį. Antrinė DNR molekulės struktūra bus vandens jungties pagalba.

Krištolinių pilių tipai

Norint atimti kalbą, o ne tik molekulių rinkinį, daleles reikia „supakuoti“ į savo rėmą - kristalinę gardelę.

Parodykite sau geometrinę figūrą - kubą, kurio viršuje bus dalelės, protiškai sujungtos.

Tarp atomo ir kristalinės gardelės tipo yra tiesioginis pūdymas.

Parodykite pagarbą, kuri yra pagaminta iš kovalentinio nepolinio rišiklio, sudaryto iš dalelių-molekulių, kurios yra supakuotos į molekulinę kristalinę gardelę. Brangiausias bus žemo virimo čiaupų temperatūros režimas. Tse v_domi tu kalboovini kaip kisen O2, chloras Cl2, bromas Br2.

Kovalentinis polinis cheminis ryšys būdingas ir molekulinėms struktūroms. Tai apima organinius junginius: sacharozę, alkoholius, metaną ir neorganinius junginius: rūgštis, amoniaką, nemetalų oksidus. Iznuvannya їх bovaє kaip retas (H 2 O), kietas (sirka) ir panašus į dujas (СО 2).

Atominių kristalinių granatų mazguose yra okremі atomai, tarp kurių yra kovalentinės nepolinės jungtys. Atominė kristalo galia deimantui. Šiuo metu tai solidžiausia kalba. Daniškas ryšys yra būdingas kalbai, kuri apima didelę mūsų planetos dalį, -SiO 2 (smėlis) ir karborundo SiC, kurie gali turėti panašių galių su deimantu.

Joninis ryšys tarp atomų sukuria kristalinę gardelę, kurios mazguose bus katijonai ir anijonai. Tsya budova yra neorganinių druskų klasė, kurią sudaro metalų katijonai ir anijoninės rūgšties perteklius. Būdingi šių upių ryžiai bus aukšta temperatūra, kuriai esant smarvė ištirps ir užvirs.

Metalinis zv'yazok yra metalinis kristalinis nemokamai. Ties її budovі galima nubrėžti paralelę su joninėmis ґžiurkėmis. Mazguose pasiskirstys atomai ir jonai, o tarp jų – elektronų dujos, kurios susidaro migruojant elektronams iš atomo į elektroną.

Žinodami vіdomosti duomenis, galime auginti visnovok, žinodami sandėlį ir gyvenimą, galime numatyti galią ir navpaką.