Kas ir n saite ķīmijā. Pi savienojums

Ir divu veidu kovalentās saites: sigma un pi saites. Sigmas saite ir viena kovalentā saite, kas veidojas, kad AO pārklājas pa taisnu līniju (asi), kas savieno divu saistīto atomu kodolus ar maksimālo pārklāšanos uz šīs taisnes. Sigmas saite var rasties, ja pārklājas jebkura (s-, p-hibrīda) AO. Organogēnos (ogleklis, slāpeklis, skābeklis, sērs) hibrīda orbitāles var piedalīties sigma saišu veidošanā, nodrošinot efektīvāku pārklāšanos. Papildus aksiālajai pārklāšanās ir iespējama cita veida pārklāšanās - p-AO sānu pārklāšanās, kas noved pie pi saites veidošanās. Pi saite ir saite, ko veido nehibridizētu p-AO sānu pārklāšanās ar maksimālo pārklāšanos abās taisnās līnijas pusēs, kas savieno atomu kodolus. Vairākas saites, kas bieži sastopamas organiskajos savienojumos, ir sigma un pi saišu kombinācija; dubultā - viena sigma un viena pi, trīskāršā - viena sigma un divas pi saites.

Saistīšanas enerģija ir enerģija, kas izdalās, kad veidojas saite vai kas nepieciešama, lai atdalītu divus saistītos atomus. Tas kalpo kā saites stipruma mērs: jo lielāka enerģija, jo stiprāka ir saite.

Saites garums ir attālums starp saistīto atomu centriem. Divkāršā saite ir īsāka par vienu saiti, un trīskāršā saite ir īsāka nekā dubultā saite. Saites starp oglekļa atomiem dažādos hibridizācijas stāvokļos raksturo vispārējs modelis: palielinoties s-orbitāles daļai hibrīda orbitālē, saites garums samazinās. Piemēram, savienojumu virknē propāns CH3-CH2-CH3, propēns CH3-CH=CH2, propīns CH3-C-=CH, CH3-C saites garums ir attiecīgi 0,154, 0,150 un 0,146 nm.

Ķīmijā plaši tiek izmantots oglekļa atoma un citu elementu hibrīdu orbitāļu jēdziens. Hibridizācijas jēdziens kā veids, kā aprakstīt orbitāļu pārkārtošanos, ir nepieciešams gadījumos, kad nesapāroto elektronu skaits atoma pamatstāvoklī ir mazāks par izveidoto saišu skaitu. Tiek postulēts, ka dažādas atomu orbitāles ar līdzīgu enerģijas līmeni mijiedarbojas viena ar otru, veidojot hibrīdas orbitāles ar vienādu formu un enerģiju. Hibridizētās orbitāles lielākas pārklāšanās dēļ veido spēcīgākas saites, salīdzinot ar nehibridizētām orbitālēm.

Hibridizācijas veids nosaka hibrīdu AO orientāciju telpā un līdz ar to arī molekulu ģeometriju. Atkarībā no hibridizācijas procesā iesaistīto orbitāļu skaita oglekļa atoms var būt vienā no trim hibridizācijas stāvokļiem. sp3-Hibridizācija. Sp3 hibridizācijas rezultātā oglekļa atoms no pamatstāvokļa 1s2-2s2-2p2 elektrona kustības dēļ no 2s uz 2p orbitāli nonāk ierosinātā stāvoklī 1s2-2s1-2p3. Ja tiek sajaukti četri ierosinātā oglekļa atoma ārējie AO (viena 2s un trīs 2p orbitāles), rodas četras ekvivalentas sp-hibrīda orbitāles. Tiem ir trīsdimensiju astoņnieka forma, kuras viens no asmeņiem ir daudz lielāks par otru. Savstarpējas atgrūšanās dēļ sp3-hibrīdie AO ir vērsti telpā pret tetraedra virsotnēm un leņķi starp tiem ir vienādi ar 109,5° (vislabvēlīgākā vieta). Katra hibrīda orbitāle atomā ir piepildīta ar vienu elektronu. Oglekļa atomam sp3 hibridizācijas stāvoklī ir elektroniskā konfigurācija 1s2(2sp3)4.

Šis hibridizācijas stāvoklis ir raksturīgs oglekļa atomiem piesātinātajos ogļūdeņražos (alkānos) un attiecīgi to atvasinājumu alkilradikāļos. sp2-Hibridizācija. Sp2 hibridizācijas rezultātā, sajaucoties vienam ierosināta oglekļa atoma 2s un diviem 2p AO, veidojas trīs ekvivalentas sp2 hibrīda orbitāles, kas atrodas vienā plaknē 120’ leņķī. Nehibridizēts 2p-AO atrodas perpendikulārā plaknē. Oglekļa atomam sp2 hibridizācijas stāvoklī ir elektroniskā konfigurācija 1s2-(2sp2)3-2p1. Šis oglekļa atoms ir raksturīgs nepiesātinātiem ogļūdeņražiem (alkāniem), kā arī dažām funkcionālajām grupām, piemēram, karbonilgrupa, karboksilgrupa uc sp-Hibridizācija. Sp hibridizācijas rezultātā, sajaucoties vienai ierosināta oglekļa atoma 2s un vienai 2p orbitālei, veidojas divi ekvivalenti sp hibrīda AO, kas atrodas lineāri 180° leņķī. Divi atlikušie nehibridizētie 2p-AO atrodas savstarpēji perpendikulārās plaknēs. Oglekļa atomam sp-hibridizācijas stāvoklī ir elektroniskā konfigurācija 1s2-(2sp)2-2p2. Šāds atoms ir atrodams savienojumos, kuriem ir trīskāršā saite, piemēram, alkīnos un nitrilos. Hibridizētā stāvoklī var būt arī citu elementu atomi. Piemēram, slāpekļa atoms amonija jonā NH4+ un attiecīgi alkilamonija RNH3+ ir sp3 hibridizācijas stāvoklī; pirolā un piridīnā - sp2-hibridizācija; nitrilos - sp-hibridizācija.



Idejas par ķīmisko saišu veidošanās mehānismu, izmantojot ūdeņraža molekulas piemēru, attiecas arī uz citām molekulām. Uz šī pamata izveidoto ķīmiskās saites teoriju sauc par valences saites metodi. (MVS).

Galvenie punkti:

1) divu elektronu mākoņu ar pretēji vērstiem spiniem pārklāšanās rezultātā veidojas kovalentā saite, un iegūtais kopējais elektronu mākonis pieder diviem atomiem;

2) jo stiprāka ir kovalentā saite, jo vairāk savstarpēji pārklājas elektronu mākoņi. Elektronu mākoņu pārklāšanās pakāpe ir atkarīga no to lieluma un blīvuma;

3) molekulas veidošanos pavada elektronu mākoņu saspiešana un molekulas izmēra samazināšanās salīdzinājumā ar atomu izmēriem;

4) saites veidošanā piedalās ārējā enerģijas līmeņa s- un p-elektroni un pirms-ārējā enerģijas līmeņa d-elektroni.

Hlora molekulā katram tās atomam ir pilns astoņu elektronu s 2 p 6 ārējais līmenis, un divi no tiem (elektronu pāris) vienādi pieder abiem atomiem. Elektronu mākoņu pārklāšanās molekulas veidošanās laikā parādīta attēlā.

Ķīmiskās saites veidošanās shēma hlora Cl 2 (a) un ūdeņraža hlorīda HCl (b) molekulās

Tiek saukta ķīmiskā saite, kurai atomu kodolus savienojošā līnija ir savienojošā elektronu mākoņa simetrijas ass. sigma (σ)-saite. Tas notiek, kad atomu orbitāles pārklājas. Saistās, kad s-s orbitāles pārklājas H 2 molekulā; p-p-orbitāles Cl 2 molekulā un s-p-orbitāles HCl molekulā ir sigma saites. Iespējama atomu orbitāļu “sānu” pārklāšanās. Pārklājoties p-elektronu mākoņiem, kas orientēti perpendikulāri saites asij, t.i. gar y un z asi veidojas divi pārklāšanās apgabali, kas atrodas abās šīs ass pusēs.

Šo kovalento saiti sauc pi (p)-saite. π saites veidošanās laikā elektronu mākoņi pārklājas mazāk. Turklāt pārklāšanās reģioni atrodas tālāk no kodoliem nekā σ saites veidošanās laikā. Šo iemeslu dēļ π saitei ir mazāka izturība nekā σ saitei. Tāpēc dubultās saites enerģija ir mazāka nekā divas reizes lielāka par vienas saites enerģiju, kas vienmēr ir σ saite. Turklāt σ saitei ir aksiāla, cilindriska simetrija, un tā ir apgriezienu korpuss ap līniju, kas savieno atomu kodolus. Gluži pretēji, π saitei nav cilindriskas simetrijas.

Viena saite vienmēr ir tīra vai hibrīda σ saite. Divkāršā saite sastāv no vienas σ- un vienas π-saites, kas atrodas perpendikulāri viena otrai. σ saite ir stiprāka par π saiti. Savienojumos ar vairākām saitēm vienmēr ir viena σ saite un viena vai divas π saites.

Bio.ķīmijas pamatobjekti.

Mācību objekti bioorganiskā ķīmija ietver olbaltumvielas un peptīdus, nukleīnskābes, ogļhidrātus, lipīdus, biopolimērus, alkaloīdus, terpenoīdus, vitamīnus, antibiotikas, hormonus, toksīnus, kā arī bioloģisko procesu sintētiskos regulatorus: zāles, pesticīdus u.c.

Organisko savienojumu izomērija, tās veidi. Izomērijas veidu raksturojums, piemēri.

Ir divi izomērijas veidi: strukturālais un telpiskais (t.i., stereoizomerisms). Strukturālie izomēri atšķiras viens no otra ar atomu saišu secību molekulā, stereoizomēri - ar atomu izvietojumu telpā ar tādu pašu saišu secību starp tiem.

Izšķir šādus strukturālās izomērijas veidus: oglekļa skeleta izomēriju, pozicionālo izomēriju, dažādu organisko savienojumu klašu izomēriju (starpklašu izomērija).

Oglekļa skeleta izomērija ir saistīta ar atšķirīgo saišu secību starp oglekļa atomiem, kas veido molekulas skeletu. Piemēram: molekulārā formula C4H10 atbilst diviem ogļūdeņražiem: n-butānam un izobutānam. C5H12 ogļūdeņražam ir iespējami trīs izomēri: pentāns, izopentāns un neopentāns. C4H10 atbilst diviem ogļūdeņražiem: n-butānam un izobutānam. C5H12 ogļūdeņražam ir iespējami trīs izomēri: pentāns, izopentāns un neopentāns.

Pozicionālā izomērija ir saistīta ar daudzkārtējās saites, aizvietotāja un funkcionālās grupas dažādām pozīcijām ar vienādu molekulas oglekļa skeletu

Starpklases izomērija ir vielu, kas pieder pie dažādām organisko savienojumu klasēm, izomērija.

Mūsdienu organisko savienojumu klasifikācija un nomenklatūra.

Šobrīd plaši tiek izmantota sistemātiskā nomenklatūra – IUPAC – International Unified Chemical Nomenclature. IUPAC noteikumi ir balstīti uz vairākām sistēmām:

1) radikāls funkcionāls (nosaukums ir balstīts uz funkcionālās grupas nosaukumu),

2) savienošana (nosaukumi sastāv no vairākām vienādām daļām),

3) aizstājējs (nosaukuma pamatā ir ogļūdeņraža fragments).

Kovalentās saites. Pi un sigma saites.

Kovalentā saite ir galvenais saišu veids organiskajos savienojumos.

Tā ir saite, ko veido valences elektronu mākoņu pāri pārklāšanās.

Pi saite ir kovalenta saite, kas veidojas, pārklājoties p atomu orbitālēm.

Sigmas saite ir kovalentā saite, kas veidojas, kad s-atomu orbitāles pārklājas.

Ja molekulā starp atomiem veidojas gan s-, gan p-saite, tad veidojas daudzkārtēja (dubultā vai trīskāršā) saite.

6. Mūsdienu priekšstati par organisko savienojumu uzbūvi. Jēdziens “ķīmiskā struktūra”, “konfigurācija”, “konformācija”, to definīcija. Struktūras loma bioloģiskās aktivitātes izpausmē.

1861. gadā A.M. Butlerovs ierosināja organisko savienojumu ķīmiskās struktūras teoriju, kas ir pamatā mūsdienu priekšstatiem par org struktūru. savienojumi, kas sastāv no šādiem pamatnoteikumiem:

1. Vielu molekulās ir stingra atomu ķīmiskās saites secība, ko sauc par ķīmisko struktūru.

2. Vielas ķīmiskās īpašības nosaka tās elementāro komponentu raksturs, to daudzums un ķīmiskā struktūra.

3. Ja vielām ar vienādu sastāvu un molekulmasu ir dažādas struktūras, tad rodas izomērijas fenomens.

4. Tā kā konkrētās reakcijās mainās tikai dažas molekulas daļas, produkta struktūras izpēte palīdz noteikt sākotnējās molekulas struktūru.

5. Atsevišķu atomu ķīmiskā daba (reaktivitāte) molekulā mainās atkarībā no vides, t.i. atkarībā no tā, ar kuriem citu elementu atomiem tie ir saistīti.

Jēdziens “ķīmiskā struktūra” ietver ideju par noteiktu atomu savienojuma secību molekulā un to ķīmisko mijiedarbību, kas maina atomu īpašības.

Pi saites rodas, kad p-atomu orbitāles abās atomu saites līnijas pusēs pārklājas. Tiek uzskatīts, ka pi saite tiek realizēta vairākās saitēs - dubultsaite sastāv no vienas sigma un vienas pi saites, trīskāršā saite - no vienas sigmas un divām ortogonālām pi saitēm.

Sigma un pi obligāciju jēdzienu izstrādāja Linus Pauling pagājušā gadsimta 30. gados. Viens oglekļa atoma s- un trīs p-valences elektrons iziet hibridizāciju un kļūst par četriem ekvivalentiem sp 3 hibridizētiem elektroniem, caur kuriem metāna molekulā veidojas četras ekvivalentas ķīmiskās saites. Visas saites metāna molekulā atrodas vienādā attālumā viena no otras, veidojot tetraedra konfigurāciju.

Divkāršās saites veidošanās gadījumā sigmas saites veidojas sp 2 hibridizētās orbitāles. Kopējais šādu saišu skaits oglekļa atomā ir trīs un tās atrodas vienā plaknē. Leņķis starp saitēm ir 120°. Pi saite atrodas perpendikulāri norādītajai plaknei (1. att.).

Trīskāršās saites veidošanās gadījumā sigmas saites veidojas sp-hibridizētas orbitāles. Kopējais šādu saišu skaits uz oglekļa atoma ir divas, un tās viena pret otru atrodas 180° leņķī. Trīskāršās saites abas pi saites ir savstarpēji perpendikulāras (2. att.).

Ja veidojas aromātiska sistēma, piemēram, benzols C 6 H 6, katrs no sešiem oglekļa atomiem atrodas sp 2 hibridizācijas stāvoklī un veido trīs sigma saites ar saites leņķi 120 °. Katra oglekļa atoma ceturtais p-elektrons ir orientēts perpendikulāri benzola gredzena plaknei (3. att.). Kopumā parādās viena saite, kas attiecas uz visiem benzola gredzena oglekļa atomiem. Abās sigma saites plaknes pusēs veidojas divi augsta elektronu blīvuma pi saišu apgabali. Ar šādu saiti visi oglekļa atomi benzola molekulā kļūst līdzvērtīgi, un tāpēc šāda sistēma ir stabilāka nekā sistēma ar trim lokalizētām dubultsaitēm. Nelokalizētā pi saite benzola molekulā izraisa saišu secības palielināšanos starp oglekļa atomiem un starpkodolu attāluma samazināšanos, tas ir, ķīmiskās saites garums d cc benzola molekulā ir 1,39 Å, savukārt d C-C = 1,543 Å un d C=C = 1,353 Å.

L. Paulinga sigma un pi saišu koncepcija kļuva par valences saišu teorijas neatņemamu sastāvdaļu. Tagad ir izstrādāti animācijas attēli par atomu orbitālo hibridizāciju.

Taču pats L. Paulings nebija apmierināts ar sigma un pi obligāciju aprakstu. Teorētiskās organiskās ķīmijas simpozijā, kas bija veltīts F. A. Kekules piemiņai (Londona, 1958. gada septembris), viņš atteicās no σ, π apraksta un ierosināja un pamatoja liektās ķīmiskās saites teoriju. Jaunā teorija skaidri ņēma vērā kovalentās ķīmiskās saites fizisko nozīmi, proti, Kulona elektronu korelāciju.

Piezīmes

Skatīt arī

Ķīmiskā saite
	Kovalentā saite σ-saite · π saiteδ-saite Divkāršā saite · Trīskāršā saite · Ceturkšņa saite · Pieckāršā saite · Sešas saites 3c-2e · 3c-4e · 4c-2e Agostiskā saite Saliekta saite Donora-akceptora saite Savstarpēja atgriezeniskā saite Konjugācija Hiperkonjugācija Aromātiskums Hapticity Antibinding Jonu saite π-katjonu mijiedarbība Sāls tilts Metāla savienojums Metālisks aromāts
Starpmolekulārā mijiedarbība

Wikimedia fonds. 2010. gads.

Skatiet, kas ir “Pi-bond” citās vārdnīcās:

Komunikācija tehnoloģijā ir informācijas (signālu) nodošana attālumā. Saturs 1 Vēsture 2 Saziņas veidi 3 Signāls ... Wikipedia

SAVIENOJUMI, savienojumi, par savienojumu, saistībā un (būt ar kādu) saistībā, sievas. 1. Tas, kas savieno, savieno kaut ko ar kaut ko; attiecības, kas starp kaut ko rada kaut ko kopīgu, savstarpēja atkarība, nosacītība. “...Saikne starp zinātni un... Ušakova skaidrojošā vārdnīca

- (korejiešu: 조선민주주의인민공화국의 통신) šie ir visi sakaru pakalpojumi, kas darbojas KTDR. Izolācijas politikas dēļ KTDR pilsoņi nevar izmantot internetu. Saturs 1 Telefona sakari 1.1 ... Wikipedia

Un, iepriekš. par komunikāciju, saistībā un saistībā; un. 1. Savstarpējās atkarības saistība, nosacītība. Tieša, netieša, loģiska, organiska, cēloņsakarība lpp. C. fakti, parādības, notikumi. C. starp rūpniecību un lauksaimniecību. S. zinātne un...... enciklopēdiskā vārdnīca

Savienojums ir kopības, savienojuma vai konsekvences attiecības. Sakari - iespēja pārraidīt informāciju no attāluma (ieskaitot: radio releju sakarus, mobilos sakarus, satelītu sakarus un citus veidus). Atomu ķīmiskās saites savienojums ... Wikipedia

Komunikācija (filma, 1996) Šim terminam ir arī citas nozīmes, skatiet sadaļu Saziņa (filma). Saistīts savienojums... Vikipēdija

Sajūgs, savienojošā saite. Domu, jēdzienu saistīšana, ideju asociācija. Skat. savienību.. ietekmīgs savienojums... Krievu sinonīmu un līdzīgu izteicienu vārdnīca. zem. ed. N. Abramova, M.: Krievu vārdnīcas, 1999. savienojums, loģika, saskanība, ... ... Sinonīmu vārdnīca

Lietvārds, g., lietots. bieži Morfoloģija: (nē) kas? savienojumi, ko? savienojumi, (skat) ko? sakars ar ko? savienojums, par ko? par komunikāciju; pl. Kas? savienojums, (nē) kas? savienojumi, ko? savienojumi, (skat) ko? savienojumi, ko? savienojumi, ko? par savienojumiem 1. Attiecības sauc par savienojumiem... ... Dmitrijeva skaidrojošā vārdnīca

Informācijas saziņa, pārraide un saņemšana, izmantojot dažādus līdzekļus; tautsaimniecības nozare, kas nodrošina informācijas nodošanu. S. spēlē nozīmīgu lomu sabiedrības un valdības ražošanas un saimnieciskajā darbībā, bruņota... ... Lielā padomju enciklopēdija

SAISTĪBA, filozofijā telpā un laikā atdalītu parādību pastāvēšanas savstarpējā atkarība. Savienojumus klasificē pēc izziņas objektiem, pēc determinisma formām (viennozīmīgas, varbūtības un korelācijas), pēc stiprības (cietās un... ... enciklopēdiskā vārdnīca

Starpreģionu komercbanka komunikāciju un informātikas attīstībai Veids atklāta akciju sabiedrība Licence General Nr.1470 ... Wikipedia

Grāmatas

• Planētu, laiku un paaudžu saikne, Mihailova Ļubova Vasiļjevna, Planētu, laiku un paaudžu savienojums pastāvīgi satrauc cilvēci. Es jūtu nesaraujamu saikni ar kosmosu un cenšos atšķetināt vismaz dažus Visuma noslēpumus. Mīli zemes un nezemes... Kategorija: Mūsdienu krievu dzeja Izdevējs:

14. Kovalento saišu pamatīpašības. Saites garums un enerģija. Piesātinājums un virziens. Komunikācijas daudzveidība. Sigma un pi savienojumi.

- Tiek saukta ķīmiskā saite, ko veic kopīgi elektronu pāri atomu vai kovalents. Katrai kovalentajai ķīmiskajai saitei ir noteiktas kvalitatīvas vai kvantitatīvās īpašības. Tie ietver:

Saites garums

Komunikācijas enerģija

Piesātināmība

Komunikācijas virziens

Komunikācijas polaritāte

Komunikācijas daudzveidība

- Saites garums– attālums starp saistīto atomu kodoliem. Tas ir atkarīgs no atomu lieluma un to elektronu apvalku pārklāšanās pakāpes. Saites garumu nosaka obligācijas secība: jo augstāka ir obligācijas kārtība, jo īsāks tās garums.

Komunikācijas enerģija ir enerģija, kas izdalās, kad no atsevišķiem atomiem veidojas molekula. To parasti izsaka J/mol (vai cal/mol). Saites enerģiju nosaka saites secība: jo lielāka ir saites kārtība, jo lielāka ir tās enerģija. Saites enerģija ir tās spēka mērs. Tās vērtību nosaka darbs, kas nepieciešams, lai pārrautu saiti, vai enerģijas pieaugums, kad viela veidojas no atsevišķiem atomiem. Sistēma, kas satur mazāk enerģijas, ir stabilāka. Divatomu molekulām saites enerģija ir vienāda ar disociācijas enerģiju ar pretēju zīmi. Ja molekulā apvienojas vairāk nekā 2 dažādi atomi, tad vidējā saistīšanās enerģija nesakrīt ar molekulas disociācijas enerģiju. Saišu enerģijas molekulās, kas sastāv no identiskiem atomiem, samazinās grupās no augšas uz leju. Saišu enerģijas laika gaitā palielinās.

- Piesātināmība– parāda, cik saišu dots atoms var veidot ar citiem kopīgu elektronu pāru dēļ. Tas ir vienāds ar kopējo elektronu pāru skaitu, ar kuriem dots atoms ir savienots ar citiem. Kovalentās saites piesātinājums ir atoma spēja piedalīties ierobežota skaita kovalento saišu veidošanā.

Fokuss– tas ir zināms relatīvs savienojošo elektronu mākoņu izvietojums. Tas noved pie noteikta ķīmiski saistītu atomu kodolu izkārtojuma telpā. Kovalentās saites telpisko orientāciju raksturo leņķi starp izveidotajām saitēm, ko sauc saites leņķi.

- Komunikācijas daudzveidība. Nosaka pēc elektronu pāru skaita, kas iesaistīti saitē starp atomiem. Ja saiti veido vairāk nekā viens elektronu pāris, tad to sauc par daudzkārtēju. Palielinoties saites daudzveidībai, enerģija palielinās un saites garums samazinās. Molekulās ar daudzkārtēju saiti nenotiek rotācija ap asi.

- Sigma un pi saites. Ķīmisko saiti izraisa elektronu mākoņu pārklāšanās. Ja šī pārklāšanās notiek pa līniju, kas savieno atomu kodolus, tad saiti sauc par sigma saiti. To var veidot s-s elektroni, p-p elektroni, s-p elektroni. Ķīmisko saiti, ko veic viens elektronu pāris, sauc par vienotu saiti. Atsevišķas obligācijas vienmēr ir sigma obligācijas. S veida orbitāles veido tikai sigma saites. Bet ir zināms liels skaits savienojumu, kuriem ir dubultās un pat trīskāršās saites. Viena no tām ir sigma saite, bet pārējās tiek sauktas par pi obligācijām. Veidojot šādas saites, divos starpkodolu asij simetriskos telpas apgabalos rodas elektronu mākoņi, kas pārklājas.

15. Atomu orbitāļu hibridizācija, izmantojot molekulu piemēru: metāns, alumīnija hlorīds, berilija hlorīds. Saites leņķis un molekulārā ģeometrija. Molekulārā orbitālā metode (MO LCAO). Homo- un hetero-kodolu molekulu enerģijas diagrammas (N2, Cl2, N.H.3, Esi2).

- Hibridizācija. Jauno jaukto orbitāļu kopu sauc par hibrīda orbitālēm, un pašu sajaukšanas paņēmienu sauc par atomu orbitāļu hibridizāciju.

Vienas s un vienas p orbitāles sajaukšanos, tāpat kā BeCl2, sauc par sp hibridizāciju. Principā s-orbitāles hibridizācija ir iespējama ne tikai ar vienu, bet arī ar divām, trim vai ne-veselam skaitam p-orbitālēm, kā arī hibridizācija, iesaistot d-orbitāles.

Apskatīsim lineāro BeCl2 molekulu. Berilija atoms valences stāvoklī spēj veidot divas saites viena s- un viena p-elektrona dēļ. Acīmredzot tam vajadzētu radīt divas saites ar dažāda garuma hlora atomiem, jo ​​šo elektronu radiālais sadalījums ir atšķirīgs. Īstā BeCl2 molekula ir simetriska un lineāra; tās divas Be-Cl saites ir tieši tādas pašas. Tas nozīmē, ka tie ir nodrošināti ar vienāda stāvokļa elektroniem, t.i. šeit berilija atomam valences stāvoklī vairs nav viens s- un viens p-elektrons, bet gan divi elektroni, kas atrodas orbitālēs, kas veidojas, “sajaucoties” s- un p-atomu orbitālēm. Metāna molekulai būs sp3 hibridizācija, un alumīnija hlorīda molekulai būs sp2 hibridizācija.

Hibridizācijas stabilitātes nosacījumi:

1) Salīdzinot ar oriģinālajiem orbitālajiem atomiem, hibrīda orbitālēm vajadzētu ciešāk pārklāties.

2) Hibridizācijā piedalās atomu orbitāles, kas ir tuvu enerģijas līmenim, tāpēc periodiskās tabulas kreisajā pusē jāveido stabilas hibrīdorbitāles.

Hibridizācija	Molekulas forma	Savienojuma leņķis
	Lineārs
	Trīsstūris
	Tetraedrs

- Saites leņķis un molekulārā ģeometrija. Katrā gadījumā hibrīda orbitālēm ir noteikta orientācija, kas veicina molekulu veidošanos ar noteiktiem leņķiem starp saitēm, saišu leņķiem. Katrs hibridizācijas veids atbilst noteiktam saites leņķim un noteiktai molekulārai formai:

- MO LCAO. Molekulārās orbitāles var uzskatīt par lineāru atomu orbitāļu kombināciju. Molekulārām orbitālēm jābūt noteiktai simetrijai. Piepildot atomu orbitāles ar elektroniem, ir jāņem vērā šādi noteikumi:

1. Ja atoma orbitāle ir noteikta funkcija, kas ir Šrēdingera vienādojuma atrisinājums un apraksta elektrona stāvokli atomā, MO metode ir arī Šrēdingera vienādojuma risinājums, bet elektronam molekulā.

2. Molekulāro orbitāli atrod, saskaitot vai atņemot atomu orbitāles.

3. Molekulārās orbitāles un to skaits ir vienādi ar reaģējošo atomu atomu orbitāļu summu.

Ja molekulāro orbitāļu risinājumu iegūst, saskaitot atomu orbitāļu funkcijas, tad molekulāro orbitāļu enerģija būs mazāka par sākotnējo atomu orbitāļu enerģiju. Un tādu orbitāli sauc savienojošā orbitāle.

Funkciju atņemšanas gadījumā molekulārajai orbitālei ir lielāka enerģija, un to sauc atslābināšana.

Ir sigma un pi orbitāles. Tos aizpilda saskaņā ar Hunda likumu.

Saišu skaits (saišu secība) ir vienāds ar starpību starp kopējo elektronu skaitu saites orbitālē un elektronu skaitu antisaites orbitālē, dalītu ar 2.

MO metode izmanto enerģijas diagrammas:

16. Komunikācijas polarizācija. Savienojuma dipola moments. Mijiedarbojošo atomu raksturojums: jonizācijas potenciāls, elektronu afinitāte, elektronegativitāte. Saites joniskuma pakāpe.

- Dipola moments- fizikāls lielums, kas raksturo lādētu daļiņu sistēmas elektriskās īpašības. Dipola gadījumā (divas daļiņas ar pretēju lādiņu) elektriskais dipola moments ir vienāds ar dipola pozitīvā lādiņa un attāluma starp lādiņiem reizinājumu un ir vērsts no negatīvā lādiņa uz pozitīvo. Ķīmiskās saites dipola momentu izraisa elektronu mākoņa pārvietošanās uz vienu no atomiem. Saiti sauc par polāru, ja atbilstošais dipola moments būtiski atšķiras no nulles. Ir gadījumi, kad atsevišķas saites molekulā ir polāras, un molekulas kopējais dipola moments ir nulle; šādas molekulas sauc par nepolārām (piemēram, CO 2 un CCl 4 molekulas). Ja molekulas dipola moments nav nulle, molekulu sauc par polāru. Piemēram, H 2 O molekula.Molekulas dipola momenta lieluma kārtu nosaka elektronu lādiņa (1.6.10 -19 C) un ķīmiskās saites garuma (apmēram 10 -10 m) reizinājums. ).

Elementa ķīmisko raksturu nosaka tā atoma spēja zaudēt un iegūt elektronus. Šo spēju var kvantitatīvi noteikt pēc atoma jonizācijas enerģijas un tā elektronu afinitātes.

- Jonizācijas enerģija atoms ir enerģijas daudzums, kas nepieciešams, lai noņemtu elektronu no neuzbudināta atoma. To izsaka kilodžoulos uz molu. Daudzelektronu atomiem jonizācijas enerģijas E1, E2, E3, ..., En atbilst pirmā, otrā u.c. atdalīšanai. elektroni. Šajā gadījumā vienmēr E1

- Atomu elektronu afinitāte– enerģētiskā iedarbība, pievienojot neitrālam atomam elektronu, pārveidojot to par negatīvu jonu. Atoma elektronu afinitāte ir izteikta kJ/mol. Elektronu afinitāte ir skaitliski vienāda, bet pēc zīmes ir pretēja negatīvi lādēta jona jonizācijas enerģijai un ir atkarīga no atoma elektroniskās konfigurācijas. 7. grupas p-elementiem ir visaugstākā elektronu afinitāte. Atomiem ar s2 (Be, Mg, Ca) un s2p6 (Ne, Ar, Kr) konfigurāciju vai daļēji piepildītiem ar p-apakšslāni (N, P, As) nav elektronu afinitātes.

- Elektronegativitāte- vidējais raksturlielums savienojumā esošā atoma spējai piesaistīt elektronu. Šajā gadījumā neņem vērā atomu stāvokļu atšķirības dažādos savienojumos. Atšķirībā no jonizācijas potenciāla un elektronu afinitātes, EO nav stingri noteikts fizikāls lielums, bet gan noderīga nosacīta īpašība. Visvairāk elektronegatīvs elements ir fluors. EO ir atkarīgs no jonizācijas enerģijas un elektronu afinitātes. Saskaņā ar vienu definīciju atoma EO var izteikt kā pusi no tā jonizācijas enerģijas un elektronu afinitātes summas. Elementam nevar piešķirt konstantu EO. Tas ir atkarīgs no daudziem faktoriem, jo ​​īpaši no elementa valences stāvokļa, savienojuma veida, kurā tas ir iekļauts utt.

17. Polarizācijas spēja un polarizējošais efekts. Dažu vielu fizikālo īpašību skaidrojums no šīs teorijas viedokļa.

- Polarizācijas teorija uzskata, ka visas vielas ir tikai jonu. Ja nav ārējā lauka, visiem joniem ir sfēriska forma. Kad joni tuvojas viens otram, katjona lauks ietekmē anjona lauku, un tie tiek deformēti. Jonu polarizācija ir jonu ārējā elektronu mākoņa nobīde attiecībā pret to kodolu.

Polarizācija sastāv no diviem procesiem:

jonu polarizējamība

polarizējoša iedarbība uz citu jonu

Jona polarizējamība ir jona elektronu mākoņa spējas deformēties ārējā elektriskā lauka ietekmē mērs.

Jonu polarizējamības likumsakarības:

Anjoni ir vairāk polarizēti nekā katjoni. Pārmērīgs elektronu blīvums izraisa augstu elektronu mākoņa difūziju un vaļīgumu.

Izoelektronisko jonu polarizējamība palielinās, samazinoties pozitīvajiem un pieaugošajiem negatīvajiem lādiņiem. Izoelektroniskajiem joniem ir tāda pati konfigurācija.

Reizi lādētos katjonos kodola lādiņš ir daudz lielāks par elektronu skaitu. Tas sablīvē elektronu apvalku un stabilizē to, tāpēc šādi joni ir mazāk pakļauti deformācijai. Katjonu polarizējamība samazinās, pārejot no joniem ar ārējo elektronu apvalku, kas piepildīts ar 18 elektroniem, uz neaizpildītu, un pēc tam uz cēlgāzes joniem. Tas ir saistīts ar faktu, ka tā paša perioda elektroniem d-elektronu apvalks ir izkliedētāks salīdzinājumā ar s- un p-elektronu apvalku, jo d elektroni vairāk laika pavada kodola tuvumā. Tāpēc d-elektroni spēcīgāk mijiedarbojas ar apkārtējiem anjoniem.

Analogo jonu polarizējamība palielinās, palielinoties elektronisko slāņu skaitam. Visgrūtāk polarizēt ir maza izmēra un daudzkārt lādētiem katjoniem, kuru elektronu apvalks ir cēlgāzes. Šādus katjonus sauc par cietajiem. Lielapjoma daudzuzlādēti anjoni un zemas uzlādes lielapjoma katjoni ir visvieglāk polarizēti. Tie ir mīkstie joni.

- Polarizējoša iedarbība. Atkarīgs no ārējā elektroniskā slāņa lādiņiem, izmēra un struktūras.

1. Katjona polarizējošā iedarbība palielinās, palielinoties tā lādiņam un samazinoties rādiusam. Maksimālais polarizācijas efekts ir raksturīgs Katoniem ar maziem rādiusiem un lieliem lādiņiem, tāpēc tie veido kovalenta tipa savienojumus. Jo lielāks lādiņš, jo lielāka ir polarizējošā saite.

2. Katjonu polarizējošā iedarbība palielinās, pārejot no joniem ar s-elektronu mākoni uz nepilnīgu un uz 18 elektronu mākoni. Jo lielāka ir katjona polarizējošā iedarbība, jo lielāks ir kovalentās saites ieguldījums.

- Polarizācijas teorijas pielietojums fizikālo īpašību skaidrošanai:

Jo lielāka ir anjona polarizējamība (katjona polarizējošais efekts), jo lielāka iespēja, ka tas veidos kovalento saiti. Tāpēc savienojumu ar kovalentajām saitēm viršanas un kušanas temperatūra būs zemāka nekā tiem, kuriem ir jonu saites. Jo lielāka ir saites joniskums, jo augstāka ir kušanas un viršanas temperatūra.

Elektronu apvalka deformācija ietekmē spēju atspoguļot vai absorbēt gaismas viļņus. No šejienes no polarizācijas teorijas viedokļa savienojumu krāsa ir izskaidrojama: baltā krāsa atspoguļo visu; melns – uzsūcas; caurspīdīgs – laiž cauri. Tas ir saistīts: ja apvalks ir deformēts, tad elektronu kvantu līmeņi virzās tuvāk viens otram, samazinot enerģijas barjeru, tāpēc ierosmei ir nepieciešama zema enerģija. Jo absorbcija ir saistīta ar elektronu ierosmi, t.i. ar to pāreju uz augstiem līmeņiem, tad augstas polarizācijas klātbūtnē jau redzamā gaisma var ierosināt ārējos elektronus un viela tiks iekrāsota. Jo augstāks anjona lādiņš, jo zemāka krāsas intensitāte. Polarizējošais efekts ietekmē savienojumu reaktivitāti, tāpēc daudziem savienojumiem skābekli saturošu skābju sāļi ir stabilāki nekā paši sāļi. Vislielākā polarizējošā iedarbība ir d-elementos. Jo lielāks lādiņš, jo lielāks polarizācijas efekts.

18. Jonu saite kā kovalentās polārās saites ierobežojošais gadījums. Vielu ar dažāda veida saitēm īpašības.

Jonu saites raksturu var izskaidrot ar jonu elektrostatisko mijiedarbību. Elementu spēju veidot vienkāršus jonus nosaka to atomu struktūra. Katjoni visvieglāk veido elementus ar zemu jonizācijas enerģiju, sārmu un sārmzemju metālus. Anjonus visvieglāk veido 7. grupas p-elementi to augstās elektronu afinitātes dēļ.

Jonu elektriskie lādiņi izraisa to pievilkšanos un atgrūšanu. Jonus var uzskatīt par lādētām bumbiņām, kuru spēka lauki ir vienmērīgi sadalīti visos telpas virzienos. Tāpēc katrs jons var piesaistīt pretējās zīmes jonus jebkurā virzienā. Jonu saiti, atšķirībā no kovalentās saites, raksturo nevirziena.

Pretēju zīmju jonu mijiedarbība savā starpā nevar novest pie pilnīgas savstarpējas to spēka lauku kompensācijas. Šī iemesla dēļ tie saglabā spēju piesaistīt jonus citos virzienos. Tāpēc, atšķirībā no kovalentās saites, jonu saiti raksturo nepiesātinājums.

19.Metāla savienojums. Līdzības un atšķirības ar jonu un kovalentajām saitēm

Metāla saite ir saite, kurā katra atsevišķā atoma elektroni pieder visiem kontaktā esošajiem atomiem. Enerģijas atšķirība starp “molekulārajām” orbitālēm šādā saitē ir maza, tāpēc elektroni var viegli pārvietoties no vienas “molekulārās” orbitāles uz otru un tādējādi pārvietoties metāla tilpumā.

Metāli atšķiras no citām vielām ar augstu elektrisko un siltuma vadītspēju. Normālos apstākļos tās ir kristāliskas vielas (izņemot dzīvsudrabu) ar lielu atomu koordinācijas skaitu. Metālā elektronu skaits ir daudz mazāks par orbitāļu skaitu, tāpēc elektroni var pārvietoties no vienas orbitāles uz otru. Metāla atomiem raksturīga augsta jonizācijas enerģija – valences elektroni atomā ir vāji noturēti, t.i. viegli pārvietoties kristālā. Elektronu spēja pārvietoties ap kristālu nosaka metālu elektrisko vadītspēju.

Tādējādi, atšķirībā no kovalentiem un jonu savienojumiem, metālos liels skaits elektronu vienlaikus saista lielu skaitu atomu kodolu, un paši elektroni var kustēties metālā. Citiem vārdiem sakot, metālos ir ļoti delokalizēta ķīmiskā saite. Metāla saitei ir zināma līdzība ar kovalento saiti, jo tās pamatā ir valences elektronu koplietošana. Taču kovalentās saites veidošanā piedalās tikai divu mijiedarbībā esošo atomu valences elektroni, savukārt metāliskās saites veidošanā elektronu dalīšanā piedalās visi atomi. Tieši tāpēc metāliskajai saitei nav telpiskā virziena un piesātinājuma, kas lielā mērā nosaka metālu specifiskās īpašības. Metāla saites enerģija ir 3-4 reizes mazāka nekā kovalentās saites enerģija.

20.Ūdeņraža saite. Starpmolekulāra un intramolekulāra. Izglītības mehānisms. Vielu ar ūdeņraža saitēm fizikālo īpašību iezīmes. Piemēri.

- Ūdeņraža saite ir īpašs ķīmiskās saites veids. Tas ir raksturīgs ūdeņraža savienojumiem ar visvairāk elektronegatīviem elementiem (fluors, skābeklis, slāpeklis un mazākā mērā hlors un sērs).

Ūdeņraža saite ir ļoti izplatīta un tai ir svarīga loma molekulu asociācijā, kristalizācijas procesos, šķīdināšanā, kristālhidrātu veidošanās procesos utt. Piemēram, cietā, šķidrā un pat gāzveida stāvoklī fluorūdeņraža molekulas ir savienotas zigzaga ķēde, kas ir tieši ūdeņraža saites dēļ.

Tā īpatnība ir tāda, ka ūdeņraža atoms, kas ir vienas molekulas daļa, veido otru, vājāku saiti ar atomu citā molekulā, kā rezultātā abas molekulas tiek apvienotas kompleksā. Šāda kompleksa raksturīga iezīme ir t.s ūdeņraža tilts – A – H...B–. Attālums starp atomiem tiltā ir lielāks nekā starp atomiem molekulā. Sākotnēji ūdeņraža saite tika interpretēta kā elektrostatiskā mijiedarbība. Tagad ir secināts, ka donora-akceptora mijiedarbībai ir liela nozīme ūdeņraža saitē. Ūdeņraža saites veidojas ne tikai starp dažādu vielu molekulām, bet arī vienas un tās pašas vielas molekulās H2O, HF, NH3 uc Tas arī izskaidro šo vielu īpašību atšķirību salīdzinājumā ar radniecīgiem savienojumiem. Ir zināma ūdeņraža saite molekulās, īpaši organiskajos savienojumos. Tās veidošanos veicina akceptorgrupas A-H un donoru grupas B-R klātbūtne molekulā. A-H molekulā A ir elektronnegatīvākais elements. Ūdeņraža saites veidošanās polimēros, piemēram, peptīdos, rada spirālveida struktūru. DNS, dezoksiribonukleīnskābe, iedzimtības koda turētāja, ir līdzīgas struktūras. Ūdeņraža saites nav spēcīgas. Tie viegli veidojas un saplīst parastā temperatūrā, kas ir ļoti svarīgi bioloģiskajos procesos. Ir zināms, ka ūdeņraža savienojumiem ar ļoti elektronnegatīviem nemetāliem ir neparasti augsta viršanas temperatūra.

Starpmolekulārā mijiedarbība. Pievilcības spēki starp piesātinātiem atomiem un molekulām ir ārkārtīgi vāji, salīdzinot ar jonu un kovalentajām saitēm. Vielas, kurās molekulas satur ārkārtīgi vāji spēki, bieži ir gāzes 20 grādu temperatūrā, un daudzos gadījumos to viršanas temperatūra ir ļoti zema. Šādu vāju spēku esamību atklāja Van der Vāls. Šādu spēku esamību sistēmā var izskaidrot:

1. Pastāvīga dipola klātbūtne molekulā. Šajā gadījumā dipolu vienkāršas elektrostatiskās pievilkšanās rezultātā rodas vāji mijiedarbības spēki - dipols-dipols (H2O, HCl, CO)

2. Dipola moments ir ļoti mazs, bet, mijiedarbojoties ar ūdeni, var veidoties inducēts dipols, kas rodas molekulu polimerizācijas rezultātā ar apkārtējo molekulu dipoliem. Šo efektu var uzklāt uz dipola-dipola mijiedarbību un palielināt pievilcību.

3. Izkliedes spēki. Šie spēki darbojas starp jebkuriem atomiem un molekulām neatkarīgi no to struktūras. Londona ieviesa šo koncepciju. Simetriskiem atomiem vienīgie spēki, kas darbojas, ir Londonas spēki.

21. Vielas agregātie stāvokļi: ciets, šķidrs, gāzveida. Kristāliskie un amorfie stāvokļi. Kristāla režģi.

- Parastos apstākļos atomi, joni un molekulas atsevišķi nepastāv. Tas vienmēr sastāv tikai no vielas augstākās organizācijas daļām, kas praktiski piedalās ķīmiskajās pārvērtībās - tā sauktajā agregācijas stāvoklī. Atkarībā no ārējiem apstākļiem visas vielas var būt dažādos agregācijas stāvokļos – gāzē, šķidrā, cietā stāvoklī. Pāreju no viena agregācijas stāvokļa uz otru nepavada vielas stehiometriskā sastāva izmaiņas, bet tā noteikti ir saistīta ar lielākām vai mazākām izmaiņām tās struktūrā.

Cietā stāvoklī- tas ir stāvoklis, kurā vielai ir savs tilpums un sava forma. Cietās vielās mijiedarbības spēki starp daļiņām ir ļoti spēcīgi. Gandrīz visas vielas pastāv vairāku cietvielu veidā. Šo ķermeņu reaktivitāte un citas īpašības parasti ir atšķirīgas. Ideāls cietais stāvoklis atbilst hipotētiskam ideālam kristālam.

Šķidrais stāvoklis- tas ir stāvoklis, kurā vielai ir savs tilpums, bet tai nav savas formas. Šķidrumam ir noteikta struktūra. Pēc struktūras šķidrais stāvoklis ir starpposms starp cietu stāvokli ar stingri noteiktu periodisku struktūru un gāzi, kurā struktūras nav. Tādējādi šķidrumu raksturo, no vienas puses, noteikta tilpuma klātbūtne un, no otras puses, noteiktas formas trūkums. Nepārtraukta daļiņu kustība šķidrumā nosaka izteikti izteiktu pašdifūziju un tās plūstamību. Šķidruma struktūra un fizikālās īpašības ir atkarīgas no to daļiņu ķīmiskās identitātes, kas to veido.

Gāzveida stāvoklis. Gāzes stāvokļa raksturīga iezīme ir tāda, ka gāzes molekulas (atomi) netiek turētas kopā, bet brīvi pārvietojas tilpumā. Starpmolekulāras mijiedarbības spēki rodas, kad molekulas tuvojas viena otrai. Vāja starpmolekulārā mijiedarbība nosaka gāzu zemo blīvumu un to galvenās raksturīgās īpašības - vēlmi pēc bezgalīgas izplešanās un spēju izdarīt spiedienu uz trauku sienām, kas kavē šo vēlmi. Vājas starpmolekulārās mijiedarbības dēļ zemā spiedienā un augstās temperatūrās visas tipiskās gāzes uzvedas aptuveni vienādi, taču jau pie parastās temperatūras un spiediena sāk parādīties gāzu individualitāte. Gāzes stāvokli raksturo tās temperatūra, spiediens un tilpums. Gāze tiek uzskatīta par nr. ja tā temperatūra ir 0 grādi un spiediens ir 1* 10 Pa.

- Kristālisks stāvoklis. Starp cietajām vielām galvenais ir kristāliskais stāvoklis, ko raksturo noteikta daļiņu (atomu, jonu, molekulu) orientācija attiecībā pret otru. Tas arī nosaka vielas ārējo formu kristālu veidā. Atsevišķi kristāli – monokristāli dabā pastāv, bet tos var iegūt mākslīgi. Bet visbiežāk kristāliskie ķermeņi ir polikristāliski veidojumi - tie ir liela skaita mazu kristālu savstarpēji izaugumi. Kristāliskiem ķermeņiem raksturīga iezīme, kas izriet no to struktūras, ir anizotropija. Tas izpaužas ar to, ka kristālu mehāniskās, elektriskās un citas īpašības ir atkarīgas no spēku ārējās ietekmes virziena uz kristālu. Kristālos esošās daļiņas iziet termiskās vibrācijas ap līdzsvara stāvokli vai ap kristāla režģa mezgliem.

Amorfs stāvoklis. Amorfais stāvoklis ir līdzīgs šķidrajam stāvoklim. To raksturo nepilnīga daļiņu relatīvā izkārtojuma sakārtošana. Saites starp struktūrvienībām nav līdzvērtīgas, tāpēc amorfiem ķermeņiem nav noteikta kušanas temperatūra - karsēšanas procesā tie pamazām mīkstina un kūst. Piemēram, silikāta stiklu kausēšanas procesu temperatūras diapazons ir 200 grādi. Amorfos ķermeņos karsējot atomu izkārtojuma raksturs praktiski nemainās. Mainās tikai atomu kustīgums – palielinās to vibrācijas.

- Kristāla režģi:

Kristālu režģi var būt jonu, atomu (kovalenti vai metāliski) un molekulāri.

Jonu režģis sastāv no pretēju zīmju joniem, kas mainās vietās.

Atomu režģos atomi ir savienoti ar kovalentām vai metāliskām saitēm. Piemērs: dimants (atomu-kovalentais režģis), metāli un to sakausējumi (atomu-metāla režģis). Molekulārā kristāla režģa mezglus veido molekulas. Kristālos molekulas ir savienotas, izmantojot starpmolekulāru mijiedarbību.

Ķīmiskās saites veida atšķirības kristālos nosaka būtiskas vielas fizikālo un ķīmisko īpašību veida atšķirības ar visu veidu kristāla režģi. Piemēram, vielām ar atomu-kovalento režģi ir raksturīga augsta cietība, un tām, kurām ir atomu-metāla režģis, raksturīga augsta plastiskums. Vielām ar jonu režģi ir augsta kušanas temperatūra un tās nav gaistošas. Vielas ar molekulāro režģi (starpmolekulārie spēki ir vāji) ir kausējamas, gaistošas, un to cietība nav augsta.

22.Sarežģītie savienojumi. Definīcija. Savienojums.

Kompleksie savienojumi ir molekulāri savienojumi, kuru komponentu kombinācija noved pie kompleksu jonu veidošanās, kas spēj brīvi eksistēt gan kristālā, gan šķīdumā. Kompleksie joni ir centrālā atoma (kompleksu veidotāja) un apkārtējo ligandu mijiedarbības rezultāts. Ligandi ir gan joni, gan neitrālas molekulas. Visbiežāk kompleksveidotājs ir metāls, kas kopā ar ligandiem veido iekšējo sfēru. Ir ārējā sfēra. Iekšējā un ārējā sfēra ir savstarpēji savienotas ar jonu saiti.