Ķīmiskās saites nosaukums. Ķīmiskā saite: veidi, iemesli, galvenās īpašības

С 2s 2 2p 2 С + 1е \u003d С -

О 2s 2 2p 4 О -1е \u003d О +

Ir iespējams vēl viens izskaidrojums trīskāršās saites veidošanai CO molekulā.

Neizmantotajam oglekļa atomam ir 2 nepāra elektroni, kas var veidot 2 kopīgus elektronu pārus ar 2 skābekļa atoma nepāra elektroniem (pēc apmaiņas mehānisma). Tomēr 2 pārī p-elektroni, kas atrodas skābekļa atomā, var veidot trīskāršu ķīmisko saiti, jo oglekļa atomā ir viena nepiepildīta šūna, kas var pieņemt šo elektronu pāri.

Trīskāršo saiti veido donora-akceptora mehānisms, bultiņas virziens ir no skābekļa donora līdz akceptētājam - oglekļa.

Tāpat kā N 2, arī CO ir augsta disociācijas enerģija (1069 kJ), tā slikti šķīst ūdenī un ķīmiski inerta. CO ir bezkrāsaina un bez smaržas gāze, vienaldzīga, neveidojot sāli, normālos apstākļos nav mijiedarbojas ar skābiem sārmiem un ūdeni. Indīgs, jo mijiedarbojas ar dzelzi, kas ir daļa no hemoglobīna. Palielinoties temperatūrai vai apstarošanai, tam piemīt reducējošas vielas īpašības.

Saņemšana:

rūpniecībā

CO 2 + C «2CO

2C + O 2 ® 2CO

laboratorijā: H 2 SO 4, t

HCOOH® CO + H2O;

H 2 SO 4 t

H 2 C 2 O 4 ® CO + CO 2 + H 2 O.

CO nonāk reakcijā tikai augstā temperatūrā.

CO molekulā ir augsta afinitāte pret skābekli, tā sadedzina, veidojot CO 2:

CO + 1 / 2O2 \u003d CO 2 + 282 kJ / mol.

Sakarā ar augsto afinitāti pret skābekli, CO tiek izmantots kā reducētājs daudzu smago metālu (Fe, Co, Pb utt.) Oksīdiem.

CO + Cl 2 \u003d COCl2 (fosgēns)

CO + NH 3 ® HCN + H 2 O H - C º N

CO + H 2 O «CO 2 + H 2

CO + S ® COS

Vislielāko interesi rada metāla karbonilgrupa (ko izmanto tīru metālu iegūšanai). Ķīmiskā saite notiek ar donora-akceptora mehānismu, notiek p-pārklāšanās ar naturālo mehānismu.

5CO + Fe® (dzelzs pentakarbonilgrupa)

Visi karbonilgrupa ir diamagnētiska viela, kurai raksturīga zema stiprība, karsējot, karbonilgodi sadalās

→ 4CO + Ni (niķeļa karbonilgrupa).

Tāpat kā СО, metāla karbonilgrupas ir toksiskas.

Ķīmiskā saite CO 2 molekulā

CO 2 molekulā sp-oglekļa atoma hibridizācija. Divas sp-hibrīdas orbitāles veido 2 s-saites ar skābekļa atomiem, un atlikušie nehybridizētie oglekļa p-orbitāli veido p-saites ar divām skābekļa atomu p-orbitālēm, kas atrodas plaknēs, kas ir perpendikulāras viena otrai.

O ═ S ═ O

Zem 60 atm spiediena. un istabas temperatūrā CO 2 kondensējas bezkrāsainā šķidrumā. Ar spēcīgu dzesēšanu šķidrais CO 2 sacietē baltā, sniegam līdzīgā masā, kas sublimējas pie P \u003d 1 atm un t \u003d 195 K (-78 °). Saspiesto cieto masu sauc par sauso ledu, CO 2 neatbalsta degšanu. Tas sadedzina tikai vielas ar augstāku afinitāti pret skābekli nekā ogleklis: piemēram,

2Mg + CO 2 ® 2MgO + C.

CO 2 reaģē ar NH 3:

CO 2 + 2NH3 \u003d CO (NH2) 2 + H 2 O

(karbamīds, urīnviela)

2CO 2 + 2Na 2 O 2 ® 2Na 2 CO 3 + O 2

Urīnviela sadalās ūdenī:

CO (NH 2) 2 + 2H 2 O ® (NH 4) 2 CO 3 → 2NH 3 + CO 2

Celuloze ir ogļhidrāts, kas sastāv no b-glikozes atlikumiem. Tas tiek sintezēts augos pēc šādas shēmas

hlorofils

6CO 2 + 6H 2 O ® C 6 H 12 O 6 + 6O 2 glikozes fotosintēze

CO 2 iegūst tehnoloģijā:

2NaHCO 3 ® Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2

no koksa C + O 2 ® CO 2

Laboratorijā (Kipa aparātā):

.

Ogļskābe un tās sāļi

Izšķīstot ūdenī, oglekļa dioksīds daļēji mijiedarbojas ar to, veidojot ogļskābi H 2 CO 3; šajā gadījumā līdzsvars tiek noteikts:

K 1 \u003d 4 × 10 -7 K 2 \u003d 4,8 × 10 -11 - vāja, nestabila, skābekli saturoša divskābe. Bikarbonāti šķīst H 2 O. Karbonāti nešķīst ūdenī, izņemot sārmu metālu karbonātus, Li 2 CO 3 un (NH 4) 2 CO 3. Ogļskābes skābos sāļus iegūst, pārmērīgu CO 2 daudzumu ievadot karbonāta ūdens šķīdumā:

vai spēcīgas skābes pakāpeniska (pilienveida) pievienošana karbonāta ūdens šķīduma pārpalikumam:

Na 2 CO 3 + HNO 3 ® NaHCO 3 + NaNO 3

Mijiedarbojoties ar sārmiem vai karsējot (kalcinējot), skābie sāļi pārvēršas vidējos:

Sāļus hidrolizē pēc vienādojuma:

I posms

Pilnīgas hidrolīzes dēļ no ūdens šķīdumiem nevar izdalīt karbonātus Gr 3+, Al 3+, Ti 4+, Zr 4+ utt.

Sāļiem ir praktiska nozīme - Na 2 CO 3 (soda), CaCO 3 (krīts, marmors, kaļķakmens), K 2 CO 3 (potašs), NaHCO 3 (cepamā soda), Ca (HCO 3) 2 un Mg (HCO 3). 2 nosaka ūdens karbonāta cietību.

Oglekļa disulfīds (CS 2)

Sildot (750-1000 ° C), ogleklis reaģē ar sēru, veidojot oglekļa disulfīds, organiskais šķīdinātājs (bezkrāsains gaistošs šķidrums, reaģējoša viela), viegli uzliesmojošs un gaistošs.

CS 2 tvaiki ir indīgi, tos izmanto kūtīšu fumigācijai (fumigācijai) pret kukaiņu kaitēkļiem, veterinārajā medicīnā tos izmanto zirgu askariāzes ārstēšanai. Tehnoloģijā - sveķu, tauku, joda šķīdinātājs.

Ar metālu sulfīdiem CS 2 veido tiokarbonāta sāļus - tiokarbonāti.

Šī reakcija ir līdzīga procesam

Tiokarbonāti - dzeltenas kristāliskas vielas. Kad skābes iedarbojas uz tām, izdalās brīvā tiokarbonskābe.

Tas ir stabilāks nekā H 2 CO 3 un zemā temperatūrā tas izdalās no šķīduma dzeltenā eļļaina šķidruma formā, kas viegli sadalās:

Oglekļa savienojumi ar slāpekli (СN) 2 vai С 2 N 2 - dicyan, viegli uzliesmojoša bezkrāsaina gāze. Tīri sausu ciānūdeni iegūst, karsējot dzīvsudraba hlorīdu ar dzīvsudraba (II) cianīdu.

HgCl 2 + Hg (CN) 2 ® Hg 2 Cl2 + (C N) 2

Citi veidi, kā iegūt:

4HCN g + O 2 2 (CN) 2 + 2H 2 O

2HCN g + Cl2 (CN) 2 + 2HCl

Diciāns pēc īpašībām ir līdzīgs halogēniem molekulārajā formā X 2. Tātad sārmainā vidē tas, tāpat kā halogēni, nesamērīgi:

(CN) 2 + 2NaOH \u003d NaCN + NaOCN

Ciānūdeņradis - HCN (), kovalents savienojums, gāze, kas izšķīst ūdenī, veidojot ciānūdeņražskābi (bezkrāsains šķidrums un tā sāļi ir ārkārtīgi toksiski). Saņemt:

Ciānūdeņradi ražo rūpnieciski, izmantojot katalītiskas reakcijas.

2CH 4 + 3O 2 + 2NH 3 ® 2HCN + 6H 2 O.

Ciānūdeņražskābes sāļi - cianīdi - tiek pakļauti spēcīgai hidrolīzei. CN - - jonu izoelektronika CO molekulai, ir iekļauts kā ligands daudzos d-elementu kompleksos.

Cianīda apstrāde prasa stingrus piesardzības pasākumus. Lauksaimniecībā tos izmanto, lai apkarotu īpaši bīstamus kukaiņus - kaitēkļus.

Cianīdi iegūst:

Oglekļa savienojumi ar negatīvu oksidācijas stāvokli:

1) kovalents (SiC carborundum) ;

2) jonu-kovalenta;

3) metāla karbīdi.

Jonu-valentais sadalās ūdenī, izdaloties gāzei, atkarībā no tā, kura gāze izdalās, tos sadala:

metanīdi (Piešķirts CH 4)

Al4C3 + 12H2O ® 4Al (OH) 3 + 3CH4

acetilenīdi(Tiek piešķirts C 2 H 2)

H 2 C 2 + AgNO 3 ® Ag 2 C 2 + HNO 3

Metāla karbīdi ir stehiometriskā sastāva savienojumi, ko veido 4, 7, 8 grupu elementi, ievada Me atomus oglekļa kristāla režģī.

Silīcija ķīmija

Atšķirība starp silīcija un oglekļa ķīmiju ir saistīta ar tā atoma lielo izmēru un iespēju izmantot 3d orbitāles. Tādēļ Si-O-Si, Si-F saites ir stiprākas nekā oglekļa.

Silīcijam ir zināmi SiO un SiO2 kompozīcijas oksīdi.Silīcija monoksīds pastāv tikai gāzes fāzē augstā temperatūrā inertajā atmosfērā; tas ir viegli oksidēts ar skābekli, veidojot stabilāku oksīdu SiO 2.

2SiO + О 2 t ® 2SiO 2

SiO 2- silīcija dioksīds, ir vairākas kristāliskas modifikācijas. Zemā temperatūrā - kvarcs, piemīt pjezoelektriskas īpašības. Dabiskās kvarca šķirnes: akmens kristāls, topāzs, ametists. Silīcija dioksīda šķirnes ir halcedons, opāls, ahāts, smiltis.

Ir zināms ļoti daudz dažādu silikātu (precīzāk - oksiosilikātu). Viņu struktūrā tiem ir kopīgs modelis: tie visi sastāv no SiO 4 4 tetraedriem -, kas ir savienoti viens ar otru caur skābekļa atomu.

Tetraedru kombinācijas var savienot ķēdēs, lentēs, acīs un stiepļu rāmjos.

Svarīgi dabiskie silikāti ir 3MgO × H 2 O × 4SiO 2 talks, 3MgO × 2H 2 O × 2SiO 2 azbests.

Tāpat kā SiO 2, silikātiem ir raksturīgs (amorfs) stiklveida stāvoklis. Ar kontrolētu kristalizāciju ir iespējams iegūt smalki kristālisku stāvokli - sietiņus - ar paaugstinātas stiprības materiāliem. Dabā aluminosilikāti ir plaši izplatīti - karkasa ortosilikāti, dažus Si atomus aizstāj ar Al, piemēram, Na 12 [(Si, Al) O 4] 12.

Spēcīgākais halogenīds SiF 4 sadalās tikai elektriskās izlādes ietekmē.

Heksafluorsilīcijskābe (tuvu stiprumam H 2 SO 4).

(SiS 2) n - ar ūdeni sadalīta polimēru viela:

Silīcijskābes.

Atbilstošajām SiO 2 silīcijskābēm nav īpaša sastāva, tās parasti tiek uzrakstītas formā xH 2 O ySiO 2 - polimēru savienojumi

Zināms:

H 2 SiO 3 (H 2 O × SiO 2) - metasilicon (patiesībā neeksistē)

H 4 SiO 4 (2H 2 O × SiO 2) - ortosilīcijs (visvienkāršākais faktiski pastāv tikai šķīdumā)

H 2 Si 2 O 5 (H 2 O × 2SiO 2) - dimetisilīcijs.

Silīcijskābes ir slikti šķīstošas \u200b\u200bvielas, H4 SiO 4 raksturīgs koloidālais stāvoklis, jo skābe ir vājāka nekā ogļskābe (Si ir mazāk metāliska nekā C).

Ūdens šķīdumos ortosilīcijskābe kondensējas, kā rezultātā veidojas polisilīcijskābes.

Silikāti ir silīcijskābju sāļi, nešķīst ūdenī, izņemot sārmu metālu silikātus.

Šķīstošie silikāti tiek hidrolizēti saskaņā ar vienādojumu

Želejveida polisilīcijskābju nātrija sāļu šķīdumus sauc par "šķidro stiklu". Tos plaši izmanto kā silikātu līmi un koksnes aizsarglīdzekļus.

Saplūstot Na 2 CO 3, iegūst CaCO 3 un SiO 2 stiklu, kas ir pārdzesēts polisilīcijskābes sāļu savstarpējs šķīdums.

6SiO 2 + Na 2 CO 3 + CaCO 3 ® Na 2 O × CaO × 6SiO 2 + 2CO 2 silikātu raksta kā jauktu oksīdu.

Silikāti visbiežāk tiek izmantoti būvniecībā. 1. vieta pasaulē silikātu izstrādājumu ražošanā - cements, 2. - ķieģelis, 3. - stikls.

Celtniecības keramika - flīzes, keramikas caurules. Sanitārtehnikas izstrādājumu - stikla, porcelāna, fajansa, māla keramikas - ražošanai.

1. att. Elementu orbitālais rādiuss (r a) un viena elektronu ķīmiskās saites garums (d)

Vienkāršāko viena elementa ķīmisko saiti izveido viens valences elektrons. Izrādās, ka viens elektrons spēj vienā veselumā turēt divus pozitīvi lādētus jonus. Viena elektrona savienojumā pozitīvi lādētu daļiņu kulona spēki tiek kompensēti ar Kulona spēkiem, kas pievilina šīs daļiņas negatīvi lādētam elektronam. Valences elektrons kļūst kopīgs abiem molekulas kodoliem.

Šādu ķīmisku savienojumu piemēri ir molekulārie joni: H 2 +, Li 2 +, Na 2 +, K 2 +, Rb 2 +, Cs 2 +:

Heteronukleārā diatomīta molekulās notiek polāra kovalenta saite (3. att.). Saistošais elektronu pāris polārajā ķīmiskajā savienojumā ir tuvu atomam ar augstāku pirmās jonizācijas potenciālu.

Attālumu d starp atomu kodoliem, kas raksturo polāro molekulu telpisko struktūru, var aptuveni uzskatīt par atbilstošo atomu kovalento rādiusu summu.

Dažu polāro vielu raksturojums

Saistošā elektronu pāra nobīde uz vienu no polārās molekulas kodoliem noved pie elektriskā dipola parādīšanās (elektrodinamika) (4. att.).

Attālumu starp pozitīvo un negatīvo lādiņu smaguma centriem sauc par dipola garumu. Molekulas polaritāti, tāpat kā saites polaritāti, aprēķina pēc dipola momenta μ lieluma, kas ir dipola garuma l reizinājums ar elektroniskā lādiņa vērtību:

Vairākas kovalentās saites

Vairākas kovalentās saites attēlo nepiesātināti organiskie savienojumi, kas satur divkāršās un trīskāršās ķīmiskās saites. Lai raksturotu nepiesātināto savienojumu raksturu, L. Paulings iepazīstina ar sigmas un π-saišu jēdzienu, atomu orbitāļu hibridizāciju.

Paulinga hibridizācija diviem S un diviem p elektroniem ļāva izskaidrot ķīmisko saišu virzienu, jo īpaši metāna tetraedrisko konfigurāciju. Lai izskaidrotu etilēna struktūru, viens p-elektrons ir jāizolē no četriem ekvivalentiem Sp 3 - oglekļa atoma elektroniem, lai veidotu papildu saiti, ko sauc par π-saiti. Šajā gadījumā trīs atlikušie Sp 2-hibrīdu orbitāli atrodas plaknē 120 ° leņķī un veido pamata saites, piemēram, plakana etilēna molekulu (5. att.).

Paulingas jaunajā teorijā visi saistošie elektroni kļuva vienādi un vienādā attālumā no līnijas, kas savieno molekulas kodolus. Polainga saliekto ķīmisko saišu teorijā tika ņemta vērā M. Borna viļņa funkcijas, Kulona elektronu korelācijas statistiskā interpretācija. Ir parādījusies fiziska nozīme - ķīmiskās saites raksturu pilnībā nosaka kodolu un elektronu elektriskā mijiedarbība. Jo vairāk savienojošo elektronu, jo īsāks ir kodolu attālums un jo spēcīgāka ir ķīmiskā saite starp oglekļa atomiem.

Trīs centru ķīmiskā saite

Ķīmiskās savienošanas jēdziena turpmāku attīstību deva amerikāņu fizikāli ķīmiķis W. Lipscomb, kurš izstrādāja divu elektronu trīs centru saišu teoriju un topoloģisko teoriju, kas ļauj paredzēt vēl dažu bora hidrīdu (borohidrīdu) struktūru.

Elektronu pāris trīs centru ķīmiskajā saitē kļūst izplatīts trim atomu kodoliem. Trīs centru ķīmiskās saites vienkāršākajā reprezentācijā - molekulārajā ūdeņraža jonā H 3 + - elektronu pāris satur trīs protonus vienotā veselumā (6. att.).

7. att. Diboran

Borānu ar to divu elektronu trīs centru saitēm ar "savienojošajiem" ūdeņraža atomiem esamība pārkāpa kanonisko valences doktrīnu. Izrādījās, ka ūdeņraža atoms, kas iepriekš tika uzskatīts par standarta monovalentu elementu, bija saistīts ar tām pašām saitēm ar diviem bora atomiem un formāli kļuva par divvērtīgu elementu. W. Lipscomb darbi par borānu struktūras atšifrēšanu paplašināja ķīmisko saišu jēdzienu. Nobela komiteja piešķīra 1976. gada ķīmijas balvu Viljamam Nunnam Lipskombam ar formulējumu "Par borānu (borohidrītu) struktūras pētījumiem, noskaidrojot ķīmisko saišu problēmas).

Daudzcentru ķīmiskā saite

8. att. Ferocēna molekula

9. att. Dibenzola hroms

10. att. Uranocēns

Visas desmit (C-Fe) saites ferocēna molekulā ir līdzvērtīgas, Fe-c kodolu attālums ir 2,04 Å. Visi oglekļa atomi ferocēna molekulā ir strukturāli un ķīmiski ekvivalenti, katras C-C saites garums ir 1,40 - 1,41 Å (salīdzinājumam - benzolā C-C saites garums ir 1,39 Å). Ap dzelzs atomu parādās 36 elektronu apvalks.

Ķīmisko saišu dinamika

Ķīmiskā saite ir diezgan dinamiska. Tādējādi metāla saite tiek pārveidota par kovalento saiti fāzes pārejas laikā metāla iztvaikošanas laikā. Metāla pārejai no cietas vielas uz tvaika stāvokli ir nepieciešams liels enerģijas daudzums.

Tvaikos šie metāli galvenokārt sastāv no homonukleārām diatomiskām molekulām un brīvajiem atomiem. Kondensējot metāla tvaikus, kovalentā saite pārvēršas par metālisku.

Sāļu iztvaikošana ar tipisku jonu saiti, piemēram, sārmu metālu fluorīdi, noved pie jonu saites iznīcināšanas un heteronukleāro diatomisko molekulu veidošanās ar polāro kovalento saiti. Šajā gadījumā notiek dimēru molekulu veidošanās ar pārejas saitēm.

Sārmu metālu fluorīdu un to dimēru molekulu ķīmiskās saites raksturojums.

Sārmu metālu fluorīdu tvaiku kondensācijas laikā polārā kovalentā saite tiek pārveidota par jonu, veidojot atbilstošo sāls kristāla režģi.

Pārejas no kovalentās uz metālisko saiti mehānisms

11. att. Attiecība starp elektronu pāra orbītas r rādiusu un kovalentās ķīmiskās saites garumu d

12. att. Diatomisko molekulu dipolu orientācija un izkropļota klastera oktaedriskā fragmenta veidošanās, kondensējoties sārmu metāla tvaikiem

13. attēls Kodolu tilpuma centrālais kubiskais izvietojums sārmu metālu kristālos un savienojošā saite

Izkliedētā pievilcība (Londonas spēki) nosaka starpatomu mijiedarbību un homonukleāro diatomisko molekulu veidošanos no sārmu metālu atomiem.

Kovalenta metāla-metāla saites veidošanās ir saistīta ar mijiedarbīgo atomu elektronu apvalku deformāciju - valences elektroni rada saistošu elektronu pāri, kura elektronu blīvums ir koncentrēts telpā starp radušās molekulas atomu kodoliem. Sārmu metālu homonukleāro diatomisko molekulu raksturīga iezīme ir kovalentās saites garš garums (3,6–5,8 reizes lielāks par saites garumu ūdeņraža molekulā) un zemā tās pārrāvuma enerģija.

Norādītā attiecība starp r e un d nosaka nevienmērīgu elektrisko lādiņu sadalījumu molekulā - savienojošo elektronu pāra negatīvais elektriskais lādiņš ir koncentrēts molekulas vidusdaļā, un molekulas galos ir koncentrēti divu atomu serdeņu pozitīvie elektriskie lādiņi.

Nevienmērīgs elektrisko lādiņu sadalījums rada apstākļus molekulu mijiedarbībai orientēšanās spēku (van der Waals spēku) ietekmē. Sārmu metālu molekulas mēdz orientēties tā, lai apkārtnē parādās pretēji elektriskie lādiņi. Rezultātā starp molekulām darbojas pievilcīgi spēki. Sakarā ar tā klātbūtni, sārmu metālu molekulas nonāk tuvāk un vairāk vai mazāk stingri savelkas. Tajā pašā laikā dažu deformācija katrā no tām notiek kaimiņu molekulu tuvāko polu iedarbībā (12. att.).

Faktiski sākotnējās diatomiskās molekulas saistošie elektroni, iekrītot sārma metālu molekulu četru pozitīvi lādētu atomu serdeņu elektriskajā laukā, atdalās no atoma orbītas rādiusa un kļūst brīvi.

Šajā gadījumā saistošo elektronu pāris kļūst izplatīts pat sistēmai ar sešiem katjoniem. Metāla kristāla režģa konstrukcija sākas klastera stadijā. Sārmu metālu kristāla režģī ir skaidri izteikta savienojošās saites struktūra, kurai ir izkropļota saplacināta oktaedra forma - kvadrātveida bipiramīds, kura augstums un pamatnes malas ir vienādas ar translatīvās režģa konstantes vērtību w (13. att.).

Sārmu metāla kristāla translatīvās režģa konstantes w vērtība ievērojami pārsniedz sārma metāla molekulas kovalentās saites garumu, tāpēc parasti tiek pieņemts, ka metāli elektronā atrodas brīvā stāvoklī:

Matemātiskā konstrukcija, kas saistīta ar brīvo elektronu īpašībām metālā, parasti tiek identificēta ar "Fermi virsmu", kas jāuzskata par ģeometrisko vietu, kur atrodas elektroni, nodrošinot metāla galveno īpašību - vadīt elektrisko strāvu.

Salīdzinot sārmu metālu tvaiku kondensācijas procesu ar gāzu, piemēram, ūdeņraža, kondensācijas procesu, raksturīga iezīme parādās metāla īpašībās. Tātad, ja ūdeņraža kondensācijas laikā parādās vāja starpmolekulārā mijiedarbība, tad metāla tvaiku kondensācijas laikā notiek ķīmiskām reakcijām raksturīgi procesi. Pati metāla tvaiku kondensācija notiek vairākos posmos, un to var raksturot ar šādu procesu: brīvais atoms → diatomiskā molekula ar kovalento saiti → metāla kopu → kompakts metāls ar metāla saiti.

Sārmu metālu halogenīdu molekulu mijiedarbība ir saistīta ar to dimerizāciju. Dimēru molekulu var uzskatīt par elektrisku kvadrupolu (15. att.). Pašlaik ir zināmi sārmu metālu halogenīdu dimēru galvenie raksturlielumi (ķīmiskās saites garumi un saites leņķi).

Sārmu metālu halogenīdu (E 2 X 2) ķīmiskās saites garums un saites leņķi dimēros (gāzes fāze).

E 2 X 2	X \u003d F		X \u003d Cl		X \u003d Br		X \u003d I
	d EF, Å		d ECl, Å		d EBr, Å		d EI, Å
Li 2 X 2	1,75	105	2,23	108	2,35	110	2,54	116
Na 2 X 2	2,08	95	2,54	105	2,69	108	2,91	111
K 2 X 2	2,35	88	2,86	98	3,02	101	3,26	104
Cs 2 X 2	2,56	79	3,11	91	3,29	94	3,54	94

Kondensācijas procesā palielinās orientācijas spēku darbība, starpmolekulāro mijiedarbību pavada kopu veidošanās un pēc tam cieta viela. Sārmu metālu halogenīdi veido kristālus ar vienkāršu kubisko un uz ķermeni vērsto kubisko režģi.

Kristālu režģa tips un sārmu metālu halogenīdu translācijas režģa konstante.

Kristalizācijas procesā notiek vēl lielāks starpatomiskais attālums, kas noved pie elektrona atdalīšanās no sārma metāla atoma orbītas rādiusa un elektrona pārnešanas uz halogēna atomu, veidojot atbilstošos jonus. Jonu spēka lauki ir vienmērīgi sadalīti visos kosmosa virzienos. Šajā sakarā sārmu metālu kristālos katra jonu spēka lauks nekādā gadījumā nav viens jons, kam ir pretēja zīme, kā tas ir ierasts, lai kvalitatīvi attēlotu jonu saiti (Na + Cl -).

Jonu savienojumu kristālos jēdziens vienkāršām divu jonu molekulām, piemēram, Na + Cl - un Cs + Cl - zaudē nozīmi, jo sārmu metālu jons ir saistīts ar sešiem hlora joniem (nātrija hlorīda kristālā) un astoņiem hlora joniem (cēzija hlorīda kristālā). starpioniskie attālumi kristālos ir vienādā attālumā.

Piezīmes

1. Neorganiskās ķīmijas rokasgrāmata. Neorganisko vielu konstantes. - M .: "Ķīmija", 1987. - S. 124. - 320 lpp.
2. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Neorganiskās ķīmijas rokasgrāmata. Neorganisko vielu konstantes. - M .: "Ķīmija", 1987. - S. 132-136. - 320 lpp.
3. Gankin V.Yu., Gankin Yu.V. Kā veidojas ķīmiskā saite un notiek ķīmiskās reakcijas. - M .: Izdevniecību grupa "Robeža", 2007. - 320 lpp. - ISBN 978-5-94691296-9
4. B. V. Nekrasovs Vispārīgais ķīmijas kurss. - M .: Goskhimizdat, 1962 .-- S. 88 .-- 976 lpp.
5. Pauling L. Ķīmiskās saites raksturs / rediģējis Ya.K Syrkin. - par. no angļu valodas. M. E. Dajatina. - M.-L .: Goskhimizdat, 1947. - 440 lpp.
6. Teorētiskā organiskā ķīmija / red. R.K.Freidlina. - par. no angļu valodas. YG Bundel. - M .: Ed. ārzemju literatūra, 1963. - 365 lpp.
7. Lemenovsky D.A., Levitsky M.M. Krievijas ķīmiskais žurnāls (Krievijas Ķīmisko biedrību žurnāls nosaukts pēc D. I. Mendeļejeva). - 2000. gads. - T. XLIV, 6. izdevums. - S. 63.-86.
8. Ķīmiskās enciklopēdiskās vārdnīca / Ch. ed. I.L. Knunyants. - M .: Sov. enciklopēdija, 1983 .-- S. 607 .-- 792 lpp.
9. B. V. Nekrasovs Vispārīgais ķīmijas kurss. - M .: Goskhimizdat, 1962 .-- 679. lpp .-- 976 lpp.
10. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Neorganiskās ķīmijas rokasgrāmata. Neorganisko vielu konstantes. - M .: "Ķīmija", 1987. - S. 155-161. - 320 lpp.
11. Gillespie R. Molekulu ģeometrija uz vienu. no angļu valodas. E.Z. Zasorins un V.S. Mastryukov, ed. YA Pentina. - M .: "Mir", 1975. - S. 49. - 278 lpp.
12. Ķīmiķu rokasgrāmata. - 2. izdevums, red. un pievieno. - L.-M .: GNTI ķīmiskā literatūra, 1962. - T. 1. - S. 402–513. - 1072 lpp.
13. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Neorganiskās ķīmijas rokasgrāmata. Neorganisko vielu konstantes .. - M .: "Ķīmija", 1987. - S. 132-136. - 320 lpp.
14. Zimans Dž. Elektroni metālos (ievads Fermi virsmu teorijā). Fizisko zinātņu sasniegumi .. - 1962. - V. 78., 2. izdevums. - 291 lpp.

Skatīt arī

• Ķīmiskā saite - raksts no Lielās padomju enciklopēdijas
• Ķīmiskā saite - Chemport.ru
• Ķīmiskā saite - Fiziskā enciklopēdija

Kovalentā saite (no latīņu "co" kopā un "vales", kam ir spēks) tiek veikts uz elektronu pāra rēķina, kas pieder abiem atomiem. Veidojas starp nemetālu atomiem.

Nemetālu elektronegativitāte ir diezgan liela, tāpēc divu nemetālu atomu ķīmiskās mijiedarbības laikā pilnīga elektronu pārvietošana no viena uz otru (kā tas ir gadījumā) nav iespējama. Šajā gadījumā veikšanai ir nepieciešams apvienot elektronus.

Piemēram, apspriedīsim ūdeņraža un hlora atomu mijiedarbību:

H 1s 1 - viens elektrons

Cl 1s 2 2s 2 2 6. lpp 3 s 2 3 5. lpp - septiņi elektroni ārējā līmenī

Katrā no diviem atomiem trūkst viena elektrona, lai būtu pilnīgs ārējais elektronu apvalks. Un katrs no atomiem "vispārējai lietošanai" piešķir vienu elektronu. Tas izpilda okteta noteikumu. To vislabāk var attēlot, izmantojot Lūisa formulas:

Kovalentās saites veidošanās

Kopīgotie elektroni tagad pieder abiem atomiem. Ūdeņraža atomā ir divi elektroni (savs un hlora atoma dalītais elektrons), un hlora atomā ir astoņi elektroni (savējais plus ūdeņraža atoma dalītais elektrons). Šie divi dalītie elektroni veido kovalento saiti starp ūdeņraža un hlora atomiem. Tiek saukta daļiņa, kas veidojas, sasaistot divus atomus molekula.

Nepolāra kovalenta saite

Kovalenta saite var veidoties arī starp diviem tas pats atomi. Piemēram:

Šī diagramma izskaidro, kāpēc ūdeņradis un hlors pastāv kā diatomiskas molekulas. Savienojot pārī un dalot divus elektronus, abiem atomiem tiek izpildīts okteta noteikums.

Papildus atsevišķajām saitēm var veidoties divkārša vai trīskārša kovalenta saite, piemēram, skābekļa O 2 vai slāpekļa N 2 molekulās. Slāpekļa atomiem ir pieci valences elektroni, tāpēc, lai pabeigtu apvalku, nepieciešami vēl trīs elektroni. To panāk, sadalot trīs elektronu pārus, kā parādīts zemāk:

Kovalenti savienojumi parasti ir gāzes, šķidrumi vai samērā zemas kušanas pakāpes cietās vielas. Viens no retajiem izņēmumiem ir dimants, kas kūst virs 3500 ° C. Tas ir saistīts ar dimanta struktūru, kas ir nepārtraukta kovalenti piesaistītu oglekļa atomu režģis, nevis atsevišķu molekulu kolekcija. Faktiski jebkurš dimanta kristāls, neatkarīgi no tā lieluma, ir viena milzīga molekula.

Kovalenta saite rodas, apvienojoties divu nemetālu atomu elektroniem. Iegūto struktūru sauc par molekulu.

Polārā kovalentā saite

Vairumā gadījumu diviem kovalenti saistītiem atomiem ir savādāk elektronegativitāte un dalītie elektroni nepieder pie diviem atomiem vienādi. Lielākoties tie ir tuvāk vienam atomam nekā otram. Piemēram, ūdeņraža hlorīda molekulā elektroni, kas veido kovalento saiti, atrodas tuvāk hlora atomam, jo \u200b\u200btā elektronegativitāte ir augstāka nekā ūdeņraža. Tomēr atšķirība spējā piesaistīt elektronus nav tik liela, ka notiek pilnīga elektronu pārnešana no ūdeņraža atoma uz hlora atomu. Tāpēc saiti starp ūdeņraža un hlora atomiem var uzskatīt par krustojumu starp jonu saiti (pilnīgu elektronu pārnesi) un nepolāru kovalento saiti (elektronu pāra simetrisks izvietojums starp diviem atomiem). Daļēju atomu lādiņu apzīmē ar grieķu burtu δ. Šis savienojums tiek saukts polārā kovalenta saite, un ūdeņraža hlorīda molekula tiek uzskatīta par polāru, tas ir, tai ir pozitīvi lādēts gals (ūdeņraža atoms) un negatīvi lādēts gals (hlora atoms).

Zemāk esošajā tabulā ir uzskaitīti galvenie obligāciju veidi un vielu piemēri:

Kovalento saišu veidošanās apmaiņas un donoru-akceptoru mehānisms

1) Apmaiņas mehānisms. Katrs atoms kopīgajam elektronu pārim piešķir vienu nepāra elektronu.

2) Donora-akceptētāja mehānisms. Viens atoms (donors) nodrošina elektronu pāri, bet otrs atoms (akceptors) nodrošina brīvu šī pāra orbitāli.

Jebkura mijiedarbība starp atomiem ir iespējama tikai tad, ja ir ķīmiska saite. Šī saite ir iemesls stabilas poliatomiskās sistēmas veidošanai - molekulāriem joniem, molekulām, kristāla režģim. Spēcīgai ķīmiskai saitei ir nepieciešams daudz enerģijas, lai saplīst, tāpēc tā ir pamata vērtība saites stiprības mērīšanai.

Nosacījumi ķīmiskās saites veidošanai

Ķīmiskās saites veidošanos vienmēr pavada enerģijas izdalīšanās. Šis process notiek savstarpēji mijiedarbojošos daļiņu sistēmas - molekulu, jonu, atomu - potenciālās enerģijas samazināšanās dēļ. Iegūtās mijiedarbīgo elementu sistēmas potenciālā enerģija vienmēr ir mazāka par nesaistīto izejošo daļiņu enerģiju. Tādējādi ķīmiskās saites rašanās pamats sistēmā ir tās elementu potenciālās enerģijas samazināšanās.

Ķīmiskās mijiedarbības raksturs

Ķīmiskā saite ir elektromagnētisko lauku mijiedarbības sekas, kas rodas ap to vielu atomiem elektroniem un kodoliem, kuri piedalās jaunas molekulas vai kristāla veidošanā. Pēc atomu struktūras teorijas atklāšanas šīs mijiedarbības raksturs kļuva pieejamāks pētījumiem.

Pirmoreiz ideja par ķīmisko saišu elektrisko raksturu radās angļu fiziķim G. Deivisam, kurš ieteica, ka molekulas veidojas pretēji lādētu daļiņu elektriskās pievilcības dēļ. Šī ideja ieinteresēja zviedru ķīmiķi un dabaszinātnieci I.Ya. Bercellius, kurš izstrādāja ķīmiskās saites elektroķīmisko teoriju.

Pirmā teorija, kas izskaidroja vielu ķīmiskās mijiedarbības procesus, bija nepilnīga, un laika gaitā no tās bija jāatsakās.

Butlerova teorija

Veiksmīgāku mēģinājumu izskaidrot vielu ķīmiskās saites būtību veica krievu zinātnieks A. M. Butlerovs. Šis zinātnieks balstīja savu teoriju uz šādiem pieņēmumiem:

• Atomi savienotā stāvoklī ir savstarpēji saistīti noteiktā secībā. Šīs kārtības maiņa izraisa jaunas vielas veidošanos.
• Atomi savstarpēji saista saskaņā ar valences likumiem.
• Vielas īpašības ir atkarīgas no secības, kādā atomi ir savienoti vielas molekulā. Atšķirīga izkārtojuma kārtība izraisa izmaiņas vielas ķīmiskajās īpašībās.
• Atomiem, kas savienoti viens ar otru, ir vislielākā ietekme uz otru.

Butlerova teorija izskaidroja ķīmisko vielu īpašības ne tikai ar to sastāvu, bet arī ar atomu izvietojuma secību. Šāds A.M. Butlerovs to sauca par "ķīmisko struktūru".

Krievu zinātnieka teorija ļāva sakārtot lietas vielu klasifikācijā un ļāva noteikt molekulu struktūru pēc to ķīmiskajām īpašībām. Teorija arī sniedza atbildi uz jautājumu: kāpēc molekulām, kas satur vienādu atomu skaitu, ir atšķirīgas ķīmiskās īpašības.

Priekšnoteikumi ķīmisko saišu teoriju izveidošanai

Butlerovs savā ķīmiskās struktūras teorijā nav pieskāries jautājumam par to, kas ir ķīmiskā saite. Tam tad bija par maz datu par matērijas iekšējo struktūru. Tikai pēc atoma planetārā modeļa atklāšanas amerikāņu zinātnieks Lūiss sāka izstrādāt hipotēzi, ka ķīmiskā saite rodas, veidojot elektronu pāri, kas vienlaikus pieder diviem atomiem. Pēc tam šī ideja kļuva par pamatu kovalento saišu teorijas attīstībai.

Kovalentā ķīmiskā saite

Stabils ķīmiskais savienojums var veidoties, kad pārklājas divu blakus esošo atomu elektronu mākoņi. Šīs savstarpējās krustošanās rezultāts ir pieaugošs elektronu blīvums starpkodolā. Atomu kodoli, kā jūs zināt, ir pozitīvi lādēti, un tāpēc mēģina pievilināt pēc iespējas tuvāk negatīvi lādētu elektronu mākonim. Šī pievilcība ir daudz spēcīgāka nekā atgrūdošie spēki starp diviem pozitīvi lādētiem kodoliem, tāpēc šī saite ir stabila.

Pirmo reizi ķīmisko saišu aprēķinus veica ķīmiķi Geitlers un Londona. Viņi uzskatīja saiti starp diviem ūdeņraža atomiem. Vienkāršākais tā vizuālais attēlojums varētu izskatīties šādi:

Kā redzat, elektronu pāris abos ūdeņraža atomos aizņem kvantu vietu. Šo divu centru elektronu izvietojumu sauc par "kovalento ķīmisko saiti". Kovalentā saite ir raksturīga vienkāršu vielu molekulām un to savienojumiem, kas nav metāli. Vielas, kas izveidotas kovalentās saites rezultātā, parasti nevada elektrisko strāvu vai ir pusvadītāji.

Jonu saite

Jonu tipa ķīmiskā saite rodas, ja savstarpēji tiek piesaistīti divi pretēji lādēti joni. Joni var būt vienkārši, kas sastāv no viena matērijas atoma. Šāda veida savienojumos vienkāršie joni visbiežāk ir pozitīvi lādēti 1., 2. grupas metālu atomi, kuri ir zaudējuši elektronu. Negatīvo jonu veidošanās ir raksturīga tipisko nemetālu atomiem un to skābju bāzēm. Tāpēc starp tipiskajiem jonu savienojumiem ir daudz sārmu metālu halogenīdu, piemēram, CsF, NaCl un citi.

Jons, atšķirībā no kovalentās saites, nav piesātināts: jonam vai jonu grupai var pievienoties atšķirīgs skaits pretēji lādētu jonu. Piestiprināto daļiņu skaitu ierobežo tikai mijiedarbīgo jonu lineārie izmēri, kā arī apstāklis, kādā pretēji lādētu jonu pievilkšanās spēkiem jābūt lielākiem par vienādi uzlādētu daļiņu, kas piedalās jonu tipa savienojumā, atgrūšanas spēkiem.

Ūdeņraža saite

Pat pirms ķīmiskās struktūras teorijas izveidošanas eksperimentāli tika pamanīts, ka ūdeņraža savienojumiem ar dažādiem nemetāliem ir nedaudz neparastas īpašības. Piemēram, fluorūdeņraža un ūdens viršanas temperatūra ir ievērojami augstāka, nekā varētu gaidīt.

Šīs un citas ūdeņraža savienojumu īpašības izskaidrojamas ar H + atoma spēju veidot citu ķīmisku saiti. Šāda veida savienojumus sauc par "ūdeņraža saiti". Ūdeņraža saišu rašanās iemesli meklējami elektrostatisko spēku īpašībās. Piemēram, fluorūdeņraža molekulā kopējais elektronu mākonis ir tik pārvietojies pret fluoru, ka telpa ap šīs vielas atomu ir piesātināta ar negatīvu elektrisko lauku. Ap ūdeņraža atomu, kurā nav vienīgā elektrona, lauks ir daudz vājāks un tam ir pozitīva lādiņa. Rezultātā rodas papildu sakarība starp elektronu mākoņu H + pozitīvajiem laukiem un negatīvo F -.

Metālu ķīmiskā saite

Visu metālu atomi noteiktā veidā atrodas kosmosā. Metāla atomu secību sauc par kristāla režģi. Šajā gadījumā dažādu atomu elektroni vāji mijiedarbojas viens ar otru, veidojot kopēju elektronu mākoni. Šāda veida atomu un elektronu mijiedarbība tiek saukta par "metāla saiti".

Tā ir elektronu brīva aprite metālos, kas var izskaidrot metālisko vielu fizikālās īpašības: elektrisko vadītspēju, siltumvadītspēju, stiprību, kausējamību un citas.

Kovalentā ķīmiskā saite, tās šķirnes un veidošanās mehānismi. Kovalentās saites raksturojums (polaritāte un saites enerģija). Jonu saite. Metāla saite. Ūdeņraža saite

Ķīmisko saišu doktrīna veido visas teorētiskās ķīmijas pamatu.

Ar ķīmisku saiti saprot tādu atomu mijiedarbību, kas tos saista molekulās, jonos, radikāļos, kristālos.

Pastāv četri ķīmisko saišu veidi: jonu, kovalentais, metāliskais un ūdeņradis.

Ķīmisko saišu sadalījums tipos ir nosacīts, jo tos visus raksturo noteikta vienotība.

Jonu saiti var uzskatīt par kovalentās polārās saites ierobežojošo gadījumu.

Metāliskā saite apvieno atomu kovalento mijiedarbību ar dalītu elektronu palīdzību un elektrostatisko pievilcību starp šiem elektroniem un metāla joniem.

Vielai bieži trūkst ārkārtēju ķīmiskās saites (vai tīru ķīmisko saišu) gadījumu.

Piemēram, litija fluorīds $ LiF $ tiek minēts kā jonu savienojumi. Faktiski obligācija tajā ir $ 80% $ jonu un $ 20% $ kovalenta. Tāpēc pareizāk ir runāt par ķīmiskās saites polaritātes (jonitātes) pakāpi.

Ūdeņraža halogenīdu sērijās $ HF - HCl - HBr - HI - HАt $ samazinās saites polaritātes pakāpe, jo samazinās halogēna un ūdeņraža atomu elektronegativitātes vērtību starpība, un ūdeņraža astātā saite kļūst gandrīz nepolāra $ (EO (H) \u003d 2,1; EO (At)). \u003d 2,2) USD.

Tajā pašā vielā var būt dažāda veida saites, piemēram:

1. bāzēs: starp skābekļa un ūdeņraža atomiem hidroksogrupās saite ir polāra kovalenta, un starp metālu un hidroksogrupu saite ir joniska;
2. skābekli saturošu skābju sāļos: starp nemetāla atomu un skābes atlikuma skābekli - kovalentu polāru, un starp metālu un skābes atlikumu - jonu;
3. amonija, metilamonija sāļos utt.: starp slāpekļa un ūdeņraža atomiem - kovalento polāro, un starp amonija vai metilamonija joniem un skābes atlikumiem - jonu;
4. metāla peroksīdos (piemēram, $ Na_2O_2 $) saite starp skābekļa atomiem ir kovalenti nepolāri, un starp metālu un skābekli tā ir jonu utt.

Dažādu veidu saites var mainīties viena uz otru:

- kovalento savienojumu elektrolītiskas disociācijas laikā ūdenī kovalentā polārā saite pārvēršas par jonu;

- iztvaicējot metālus, metāla saite pārvēršas par kovalentu nepolāru utt.

Visu veidu un veidu ķīmisko saišu vienotības iemesls ir to identiskā ķīmiskā būtība - elektronu un kodola mijiedarbība. Ķīmiskās saites veidošanās jebkurā gadījumā ir atomu elektronu un kodola mijiedarbības rezultāts, ko pavada enerģijas izdalīšanās.

Kovalentās saites veidošanās metodes. Kovalento saišu raksturojums: saites garums un enerģija

Kovalentā ķīmiskā saite ir saite, kas rodas starp atomiem, veidojoties kopīgiem elektronu pāriem.

Šādas obligācijas veidošanās mehānisms var būt apmaiņa un donors-akceptors.

I. Apmaiņas mehānisms darbojas, kad atomi veido kopīgus elektronu pārus, apvienojot nepāra elektronus.

1) $ H_2 $ - ūdeņradis:

Saikne rodas tāpēc, ka ūdeņraža atomu $ s $ elektroni veido kopīgu elektronu pāri (pārklājas $ s $ -orbitāles):

2) $ HCl $ - ūdeņraža hlorīds:

Saikne rodas kopīga elektronu pāra veidošanās dēļ no $ s- $ un $ p- $ elektroniem (pārklājas $ s-p- $ orbitāles):

3) $ Cl_2 $: hlora molekulā nepāra p-$ elektronu dēļ veidojas kovalenta saite ($ p-p- $ orbitāļu pārklāšanās):

4) $ N_2 $: slāpekļa molekulā starp atomiem veidojas trīs kopīgi elektronu pāri:

II. Donoru-akceptētāju mehānisms veidojot kovalento saiti, apsveriet amonija jonu $ NH_4 ^ + $ piemēru.

Donoram ir elektronu pāris, akceptētājam ir brīva orbitāle, kuru šis pāris var aizņemt. Amonija jonā visas četras saites ar ūdeņraža atomiem ir kovalentas: trīs tika izveidotas, pateicoties kopēju elektronu pāru izveidošanai ar slāpekļa atomu un ūdeņraža atomiem ar apmaiņas mehānismu, vienu - ar donora-akceptora mehānismu.

Kovalentās saites var klasificēt pēc elektronu orbitāļu pārklāšanās un arī to pārvietojuma pret vienu no saistītajiem atomiem.

Ķīmiskās saites, kas veidojas elektronu orbitāļu pārklāšanās rezultātā gar saites līniju, sauc par $ σ $ -saites (sigma-links)... Sigmas saite ir ļoti spēcīga.

$ p- $ Orbitāles var pārklāties divos reģionos, veidojot kovalento saiti sānu pārklāšanās dēļ:

Ķīmiskās saites, kas veidojas elektronu orbitālu "sānu" pārklāšanās rezultātā ārpus sakaru līnijas, t.i. divās zonās sauc par $ π $ -saites (pi-obligācijas).

Autors neobjektivitātes pakāpe kopējiem elektronu pāriem ar vienu no tiem savienotajiem atomiem var būt kovalenta saite polārs un nepolārs.

Tiek saukta kovalenta ķīmiskā saite, kas veidojas starp atomiem ar tādu pašu elektronegativitāti nepolārs. Elektronu pāri netiek pārvietoti nevienā no atomiem, jo atomiem ir tāds pats EO - īpašība, lai atdalītu valences elektronus no citiem atomiem. Piemēram:

tiem. caur kovalento nepolāro saiti veidojas vienkāršu nemetālisku vielu molekulas. Tiek saukta kovalenta ķīmiskā saite starp elementu atomiem, kuru elektronegativitāte atšķiras polārs.

Kovalentās saites garums un enerģija.

Raksturīgs kovalento saišu īpašības - tā garums un enerģija. Saites garums Vai ir attālums starp atomu kodoliem. Jo īsāks tā garums, jo stiprāka ir ķīmiskā saite. Tomēr saites stiprības mērs ir saites enerģija, ko nosaka enerģijas daudzums, kas nepieciešams saites sabojāšanai. Parasti to mēra kJ / mol. Tādējādi saskaņā ar eksperimentālajiem datiem $ H_2, Cl_2 $ un $ N_2 $ molekulu saišu garums ir attiecīgi 0,074 USD, 0,198 $ un 0,109 $ nm, un saistošās enerģijas ir attiecīgi 436 USD, 242 $ un 946 USD kJ / mol.

Jons. Jonu saite

Iedomāsimies, ka divi atomi "satiekas": I grupas metāla atoms un VII grupas nemetāla atoms. Metāla atomam ārējā enerģijas līmenī ir viens elektrons, un nemetāla atomam vienkārši trūkst tikai viena elektrona, lai tā ārējais līmenis būtu pilnīgs.

Pirmais atoms viegli piešķirs otrajam savu elektronu, tālu no kodola un vāji piesaistītam tam, un otrais piešķirs tam brīvu vietu ārējā elektroniskajā līmenī.

Tad atoms, kam liegta viena negatīvā lādiņa, kļūs par pozitīvi lādētu daļiņu, bet otrais pārvērtīsies par negatīvi lādētu daļiņu saņemtā elektrona dēļ. Šādas daļiņas sauc joni.

Ķīmisko saiti, kas notiek starp joniem, sauc par jonu.

Apsvērsim šīs saites veidošanos, izmantojot labi zināmu nātrija hlorīda savienojumu (galda sāls):

Atomu pārvēršanas jonos process ir parādīts diagrammā:

Šī atomu pārvēršana jonos vienmēr notiek, kad mijiedarbojas tipisko metālu un tipisko nemetālu atomi.

Apsveriet spriešanas algoritmu (secību), reģistrējot jonu saites veidošanos, piemēram, starp kalcija un hlora atomiem:

Tiek izsaukti skaitļi, kas parāda atomu vai molekulu skaitu koeficienti, un cipari, kas parāda atomu vai jonu skaitu molekulā, tiek saukti indeksi.

Metāla saite

Iepazīsimies ar to, kā metāla elementu atomi mijiedarbojas viens ar otru. Metāli parasti nepastāv izolētu atomu veidā, bet gan vienreizēju, lietņu vai metāla izstrādājumu veidā. Kas notur metāla atomus vienā tilpumā?

Lielākajā daļā ārējā līmeņa metālu atomi satur nelielu skaitu elektronu - USD 1, 2, 3 $. Šie elektroni ir viegli noplēšami, un atomi tiek pārveidoti pozitīvos jonos. Atdalītie elektroni pārvietojas no viena jona uz otru, savienojot tos vienā veselumā. Apvienojot ar joniem, šie elektroni īslaicīgi veido atomus, pēc tam atkal sadalās un apvienojas ar citu jonu utt. Līdz ar to lielākajā metāla daļā atomi tiek nepārtraukti pārveidoti jonos un otrādi.

Savienojumu metālos starp joniem ar dalītu elektronu palīdzību sauc par metālisku.

Attēlā shematiski parādīta nātrija metāla fragmenta struktūra.

Šajā gadījumā neliels skaits dalīto elektronu saista lielu skaitu jonu un atomu.

Metāliskajai saitei ir dažas līdzības ar kovalento saiti, jo tās pamatā ir ārējo elektronu dalīšana. Tomēr ar kovalento saiti socializējas tikai divu blakus esošo atomu ārējie nepāra elektroni, savukārt ar metāla saiti visi atomi piedalās šo elektronu socializācijā. Tāpēc kristāli ar kovalento saiti ir trausli, un kristāli ar metāla saiti parasti ir kaļami, elektriski vadoši un tiem ir metāla spīdums.

Metāliskā saite ir raksturīga gan tīriem metāliem, gan dažādu metālu maisījumiem - sakausējumiem cietā un šķidrā stāvoklī.

Ūdeņraža saite

Ķīmiskā saite starp vienas molekulas (vai tās daļas) pozitīvi polarizētiem ūdeņraža atomiem un spēcīgi elektronegatīvu elementu negatīvi polarizētiem atomiem, kuriem ir vientuļu elektronu pāri ($ F, O, N $ un retāk $ S $ un $ Cl $), cita molekula (vai tā daļas) sauc par ūdeņradi.

Ūdeņraža saites veidošanās mehānisms ir daļēji elektrostatisks un daļēji donors-akceptors.

Starpmolekulāro ūdeņraža saišu piemēri:

Šādas saites klātbūtnē pat mazmolekulāras vielas normālos apstākļos var būt šķidrumi (alkohols, ūdens) vai viegli sašķidrinātas gāzes (amonjaks, fluorūdeņradis).

Vielas ar ūdeņraža saitēm ir molekulāras kristāla režģi.

Vielas ar molekulāro un molekulāro struktūru. Kristāla režģa tips. Vielu īpašību atkarība no to sastāva un struktūras

Vielu molekulārā un nemolekulārā struktūra

Ķīmiskajā mijiedarbībā iesaistās nevis atsevišķi atomi vai molekulas, bet gan vielas. Viela noteiktos apstākļos var būt vienā no trim agregācijas stāvokļiem: cieta, šķidra vai gāzveida. Vielas īpašības ir atkarīgas arī no ķīmiskās saites būtības starp tās sastāvā esošajām daļiņām - molekulām, atomiem vai joniem. Pēc saites veida izšķir vielas ar molekulāro un molekulāro struktūru.

Vielas, kas sastāv no molekulām, sauc molekulārās vielas... Saites starp šādām vielām esošajām molekulām ir ļoti vājas, daudz vājākas nekā starp atomiem molekulā, un pat samērā zemā temperatūrā tās sabojājas - viela pārvēršas šķidrumā un pēc tam gāzē (joda sublimācija). Vielu, kas sastāv no molekulām, kušanas un viršanas temperatūra palielinās, palielinoties molekulmasai.

Pie molekulārām vielām pieder vielas ar atomu struktūru ($ C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W $), starp tām ir metāli un nemetāli.

Apsveriet sārmu metālu fizikālās īpašības. Salīdzinoši zema saites stiprība starp atomiem rada zemu mehānisko izturību: sārmu metāli ir mīksti, tos viegli sagriež ar nazi.

Lielie atomu lielumi rada zemu sārmu metālu blīvumu: litijs, nātrijs un kālijs ir pat vieglāki par ūdeni. Sārmu metālu grupā viršanas un kušanas temperatūra samazinās, palielinoties elementa kārtas skaitam, jo palielinās atomu lielumi un saites vājina.

Uz vielām nemolekulāri struktūras satur jonu savienojumus. Lielākajai daļai metālu savienojumu ar nemetāliem ir šāda struktūra: visiem sāļiem ($ NaCl, K_2SO_4 $), dažiem hidrīdiem ($ LiH $) un oksīdiem ($ CaO, MgO, FeO $), bāzēm ($ NaOH, KOH $). Jonu (nemolekulāras) vielām ir augsta kušanas un viršanas temperatūra.

Kristāla režģi

Viela, kā jūs zināt, var pastāvēt trīs agregācijas stāvokļos: gāzveida, šķidrā un cietā stāvoklī.

Cietās vielas: amorfas un kristāliskas.

Apsveriet, kā ķīmisko saišu īpašības ietekmē cietvielu īpašības. Cietās vielas tiek sadalītas kristālisksun amorfs.

Amorfām vielām nav skaidras kušanas temperatūras - sildot tās pakāpeniski mīkstina un pārvēršas šķidrumā. Amorfā stāvoklī, piemēram, ir plastilīns un dažādi sveķi.

Kristāliskajām vielām ir raksturīgs to daļiņu pareizs izvietojums, no kurām tās sastāv: atomi, molekulas un joni - stingri noteiktos kosmosa punktos. Kad šie punkti ir savienoti ar taisnām līnijām, veidojas telpiskais ietvars, ko sauc par kristāla režģi. Punktus, kur atrodas kristāla daļiņas, sauc par režģa punktiem.

Atkarībā no daļiņu veida, kas atrodas kristāla režģa vietās, un saiknes veida starp tām, tiek izdalīti četri kristāla režģu veidi: jonu, atomu, molekulāri un metāls.

Jonu kristāla režģi.

Jonu sauc par kristāla režģiem, kuru mezglos ir joni. Tos veido vielas ar jonu saiti, ko var saistīt gan ar vienkāršiem joniem $ Na ^ (+), Cl ^ (-) $, gan ar kompleksiem joniem $ SO_4 ^ (2−), OH ^ - $. Līdz ar to sāļiem, dažiem oksīdiem un metālu hidroksīdiem ir jonu kristālu režģi. Piemēram, nātrija hlorīda kristāls sastāv no mainīgiem pozitīviem $ Na ^ + $ un negatīviem $ Cl ^ - $ joniem, veidojot kuba formas režģi. Saites starp joniem šādā kristālā ir ļoti stabilas. Tāpēc vielām ar jonu režģi ir raksturīga salīdzinoši augsta cietība un izturība, tās ir ugunsizturīgas un nepastāvīgas.

Atomu kristāla režģi.

Atomu sauc par kristāla režģiem, kuru mezglos ir atsevišķi atomi. Šādos režģos atomus saista ļoti spēcīgas kovalentās saites. Vielu piemēri ar šāda veida kristāla režģiem ir dimants - viena no oglekļa alotropiskajām modifikācijām.

Lielākajai daļai vielu ar atomu kristāla režģi ir ļoti augsta kušanas temperatūra (piemēram, dimantam tas ir augstāks par USD 3500 ° C), tās ir spēcīgas un cietas, praktiski nešķīst.

Molekulāro kristālu režģi.

Molekulāri sauc par kristāla režģiem, kuru mezglos atrodas molekulas. Ķīmiskās saites šajās molekulās var būt gan polāras ($ HCl, H_2O $), gan nepolāras ($ N_2, O_2 $). Neskatoties uz to, ka atomus molekulu iekšienē saista ļoti spēcīgas kovalentās saites, vājie starpmolekulārie pievilkšanās spēki darbojas starp pašām molekulām. Tāpēc vielām ar molekulāriem kristāla režģiem ir zema cietība, zema kušanas temperatūra un tās ir gaistošas. Lielākajai daļai cieto organisko savienojumu ir molekulāri kristālu režģi (naftalīns, glikoze, cukurs).

Metāla kristāla režģi.

Vielas ar metālisku saiti satur metāla kristālu režģus. Šādu režģu vietās ir atomi un joni (vai nu atomi, vai joni, kuros metāla atomi tiek viegli pārveidoti, dodot to ārējos elektronus "vispārējai lietošanai"). Šī metālu iekšējā struktūra nosaka to raksturīgās fizikālās īpašības: kaļamība, lokanība, elektriskā un siltumvadītspēja, raksturīgais metāla spīdums.