A legtöbb elem atomjai nem léteznek külön-külön, mivel kölcsönhatásba léphetnek egymással. Ebben a kölcsönhatásban bonyolultabb részecskék keletkeznek.

A kémiai kötés természete az elektrosztatikus erők hatása, amelyek az elektromos töltések közötti kölcsönhatás erői. Az elektronok és az atommagok ilyen töltésekkel rendelkeznek.

Az atommagtól legtávolabb lévő, külső elektronszinteken elhelyezkedő elektronok (valenciaelektronok) a leggyengébb kölcsönhatásba lépnek vele, ezért képesek elszakadni az atommagtól. Ők felelősek az atomok egymáshoz kötéséért.

A kölcsönhatás típusai a kémiában

A kémiai kötések típusait az alábbi táblázatban ábrázolhatjuk:

Ionos kötés jellemző

A kémiai kölcsönhatás, amely miatt kialakul ionvonzás a különböző töltéseket ionosnak nevezzük. Ez akkor történik, ha a kötő atomok elektronegativitásában (vagyis elektronvonzásának képességében) jelentős különbség van, és az elektronpár egy elektronegatívabb elemhez megy. Az elektronok ilyen átmenetének egyik atomról a másikra az eredménye töltött részecskék - ionok - képződése. Van köztük vonzalom.

a legalacsonyabb elektronegativitással rendelkeznek tipikus fémek, a legnagyobbak pedig tipikus nemfémek. Az ionok tehát tipikus fémek és tipikus nemfémek közötti kölcsönhatások révén jönnek létre.

A fématomok pozitív töltésű ionokká (kationokká) válnak, amelyek elektronokat adnak át a külső elektronszinteknek, a nemfémek pedig elektronokat fogadnak be, így alakulnak negatív töltésű ionok (anionok).

Az atomok stabilabb energiaállapotba kerülnek, befejezve elektronikus konfigurációikat.

Az ionos kötés nem irányított és nem telíthető, mivel az elektrosztatikus kölcsönhatás minden irányban megtörténik, az ion ionokat vonzhat ellentétes jel minden irányban.

Az ionok elrendezése olyan, hogy mindegyik körül bizonyos számú ellentétes töltésű ion található. A "molekula" fogalma ionos vegyületekre nincs értelme.

Példák az oktatásra

A nátrium-kloridban (nacl) a kötés kialakulása annak köszönhető, hogy egy elektron a Na-atomról a Cl-atomra kerül a megfelelő ionok képződésével:

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

Cl 0 + 1 e \u003d Cl - (anion)

A nátrium-kloridban hat klorid-anion található a nátrium-kationok körül, és hat nátriumion minden kloridion körül.

Amikor a bárium-szulfid atomjai között kölcsönhatás jön létre, a következő folyamatok mennek végbe:

Ba 0 - 2 e \u003d Ba 2+

S 0 + 2 e \u003d S 2-

A Ba a két elektronját kénnek adja, aminek eredményeként kén-anionok S 2- és báriumkationok Ba 2+ képződnek.

fém kémiai kötés

A fémek külső energiaszintjében az elektronok száma kicsi, könnyen elszakadnak az atommagtól. Ennek a leválásnak a hatására fémionok és szabad elektronok keletkeznek. Ezeket az elektronokat "elektrongáznak" nevezik. Az elektronok szabadon mozognak a fém teljes térfogatában, és állandóan meg vannak kötve és leválik az atomokról.

A fémanyag szerkezete a következő: kristálysejt az anyag gerince, csomópontjai között az elektronok szabadon mozoghatnak.

A következő példák adhatók:

Mg - 2e<->Mg2+

Cs-e<->Cs +

Ca-2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe3+

Kovalens: poláris és nem poláris

A leggyakoribb típus kémiai kölcsönhatás van kovalens kötés. A kölcsönható elemek elektronegativitási értékei nem különböznek élesen, ezzel összefüggésben csak a közös elektronpár eltolódása következik be egy elektronegatívabb atomra.

A kovalens kölcsönhatás létrejöhet cseremechanizmussal vagy donor-akceptor mechanizmussal.

A cseremechanizmus akkor valósul meg, ha mindegyik atomban vannak páratlan elektronok a külső elektronszinteken, és az atomi pályák átfedése egy olyan elektronpár megjelenéséhez vezet, amely már mindkét atomhoz tartozik. Ha az egyik atomnak van egy elektronpárja a külső elektronszinten, a másiknak pedig szabad pályája van, akkor az atompályák átfedésekor az elektronpár szocializálódik, és a kölcsönhatás a donor-akceptor mechanizmus szerint megy végbe.

A kovalenseket a multiplicitás alapján osztják fel:

• egyszerű vagy egyszeri;
• kettős;
• hármas.

A kettősök egyszerre két elektronpár szocializációját biztosítják, a hármasok pedig három.

A kötött atomok közötti elektronsűrűség (polaritás) eloszlása ​​szerint a kovalens kötés a következőkre oszlik:

• nem poláris;
• poláris.

A nem poláris kötést ugyanazok az atomok, a poláris kötést pedig az elektronegativitás eltérő.

A hasonló elektronegativitású atomok kölcsönhatását nem poláris kötésnek nevezzük. Az ilyen molekulában lévő közös elektronpár nem vonzódik egyik atomhoz sem, de mindkettőhöz egyformán tartozik.

Az elektronegativitásban eltérő elemek kölcsönhatása poláris kötések kialakulásához vezet. Az ilyen típusú kölcsönhatású közös elektronpárokat egy elektronegatívabb elem vonzza, de nem száll át teljesen rá (azaz ionok képződése nem történik meg). Az elektronsűrűség ilyen eltolódása következtében az atomokon parciális töltések jelennek meg: egy elektronegatívabbon negatív, a kevésbé elektronegatívon pedig pozitív töltés.

A kovalencia tulajdonságai és jellemzői

A kovalens kötés főbb jellemzői:

• A hosszúságot a kölcsönhatásban lévő atomok magjai közötti távolság határozza meg.
• A polaritást az elektronfelhőnek az egyik atomra való elmozdulása határozza meg.
• Orientáció - az a tulajdonság, hogy térorientált kötéseket és ennek megfelelően bizonyos geometriai alakzatokkal rendelkező molekulákat hozzon létre.
• A telítettséget a korlátozott számú kötés kialakításának képessége határozza meg.
• A polarizálhatóságot a polaritás megváltoztatásának képessége határozza meg külső elektromos tér hatására.
• A kötelék megszakításához szükséges energia, amely meghatározza annak erősségét.

A hidrogén (H2), klór (Cl2), oxigén (O2), nitrogén (N2) és sok más molekula példája lehet a kovalens nem poláris kölcsönhatásnak.

H+ + H → H-H molekula egyetlen nem poláris kötést tartalmaz,

O: + :O → O=O a molekula kettős nempoláris,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N a molekulának van egy hármas nempoláris.

Példaként a kovalens kötésre kémiai elemek szén-dioxid (CO2) és szén-monoxid (CO) gáz, hidrogén-szulfid (H2S) molekulákat hozhat magával, sósavból(HCL), víz (H2O), metán (CH4), kén-oxid (SO2) és még sokan mások.

A CO2 molekulában a szén- és oxigénatomok kapcsolata kovalens poláris, mivel az elektronegatívabb hidrogén magához vonzza az elektronsűrűséget. Az oxigénnek két párosítatlan elektronja van a külső szinten, míg a szén négy vegyértékelektront tud biztosítani kölcsönhatás kialakításához. Ennek eredményeként kettős kötések jönnek létre, és a molekula így néz ki: O=C=O.

Egy adott molekulában lévő kötés típusának meghatározásához elegendő figyelembe venni a molekulát alkotó atomokat. Az egyszerű anyagok a fémek fémet, a fémek a nemfémekkel ionosat, az egyszerű anyagok a nemfémek kovalens nem polárist, a különböző nemfémekből álló molekulák pedig kovalens poláris kötés révén jönnek létre.

kémiai kötés

A természetben nincs egyetlen atom sem. Mindegyik egyszerű és összetett vegyületek összetételében található, ahol molekulákká való egyesülésüket egymással kémiai kötések kialakítása biztosítja.

Az atomok közötti kémiai kötések kialakulása természetes, spontán folyamat, hiszen ilyenkor a molekularendszer energiája csökken, i.e. a molekularendszer energiája kisebb, mint az izolált atomok összenergiája. Ez a hajtóerő a kémiai kötés kialakulásában.

A kémiai kötések természete elektrosztatikus, mert Az atomok töltött részecskék halmaza, amelyek között a vonzó és taszító erők hatnak, amelyek egyensúlyba kerülnek.

Páratlan elektronok a külső oldalon atomi pályák(vagy kész elektronpárok) - vegyértékelektronok.Azt mondják, hogy amikor kötések jönnek létre, az elektronfelhők átfedik egymást, így az atommagok között olyan terület keletkezik, ahol a legnagyobb a valószínűsége, hogy mindkét atom elektronjait megtalálják.

s, p - elemek	d - elemek
A vegyértékelektronok a külső szint Például, H +1) 1 e 1s 1 1 vegyértékelektron O+8) 2e) 6 e 1s 2 2s 2 2p 4 A külső szint nem készült el - 6 vegyértékelektron	A vegyértékelektronok a külső szint ésd a prekülső szintű elektronok Például , Cr +24) 2e) 8e) 8e+ 5e )1e 6 vegyértékelektron (5e + 1e)

kémiai kötés - ez az atomok kölcsönhatása, amelyet elektroncsere hajt végre.

Kémiai kötés kialakulásakor az atomok hajlamosak egy stabil nyolcelektronos (vagy kételektronos - H, He) külső héjra, amely megfelel a legközelebbi inert gázatom szerkezetének, pl. fejezze be a külső szintet.

A kémiai kötések osztályozása.

1. A kémiai kötések kialakulásának mechanizmusa szerint.

a) csere amikor mindkét kötést alkotó atom páratlan elektronokat biztosít számára.

Például a H 2 és a klór Cl 2 hidrogénmolekulák képződése:

b) donor-elfogadó , amikor az egyik atom kész elektronpárt (donort) biztosít a kötés kialakításához, a második atom pedig egy üres szabad pályát.

Például egy ammóniumion (NH 4) + (töltött részecske) képződése:

2. Az elektronpályák átfedésének módja szerint.

a) σ - csatlakozás (sigma), amikor az átfedési maximum az atomok középpontjait összekötő egyenesen fekszik.

Például,

H 2 σ (s-s)

Cl 2 σ(p-p)

HClσ(s-p)

b) π - csatlakozások (pi), ha az átfedési maximum nem az atomok középpontjait összekötő egyenesen fekszik.

3. A kész elektronhéj elérésének módszere szerint.

Minden atom arra törekszik, hogy befejezze a külsejét elektronhéj, míg ennek az állapotnak több módja is lehet.

Összehasonlító jel	kovalens		ión	fém
	nem poláris	poláris
Hogyan érhető el a kész elektronhéj?	Az elektronok szocializációja	Az elektronok szocializációja	Az elektronok teljes átadása, ionok (töltött részecskék) képződése.	Az elektronok szocializációja a kriszt összes atomjával. rács
Milyen atomok vesznek részt?	nemeth - nemeth EO = EO	1) Németh-Németh 1 2) Meth-Nemeth EO < ЭО	met+ [zsibbadt] - EO << EO	A helyek kationos fématomokat tartalmaznak. A kommunikációt az intersticiális térben szabadon mozgó elektronok végzik.
∆c = EO 1 – EO 2		< 1,7	> 1,7
Példák	az egyszerű anyagok nem fémek.

Az ionos kémiai kötés olyan kötés, amely kémiai elemek (pozitív vagy negatív töltésű ionok) atomjai között jön létre. Tehát mi az ionos kötés, és hogyan jön létre?

Az ionos kémiai kötés általános jellemzői

Az ionok töltött részecskék, amelyekké az atomok válnak, amikor elektronokat adnak vagy fogadnak. Meglehetősen erősen vonzódnak egymáshoz, ez az oka annak, hogy az ilyen típusú kötéssel rendelkező anyagok magas forráspontú és olvadáspontúak.

Rizs. 1. Ionok.

Az ionos kötés egy kémiai kötés különböző ionok között elektrosztatikus vonzásuk miatt. A kovalens kötés határesetének tekinthető, amikor a kötött atomok elektronegativitásának különbsége akkora, hogy a töltések teljes szétválása következik be.

Rizs. 2. Ionos kémiai kötés.

Általában úgy gondolják, hogy a kötés akkor válik elektronikus jelleggel, ha EC > 1,7.

Az elektronegativitás értékének különbsége annál nagyobb, minél távolabb helyezkednek el egymástól az elemek periodikus rendszer időszak szerint. Ez a kapcsolat a fémekre és a nemfémekre jellemző, különösen a legtávolabbi csoportokban, például az I. és VII.

Példa: konyhasó, nátrium-klorid NaCl:

Rizs. 3. A nátrium-klorid ionos kémiai kötésének vázlata.

Az ionos kötés kristályokban létezik, van erőssége, hossza, de nem telített és nem irányított. Az ionos kötés csak erre jellemző összetett anyagok például sók, lúgok, egyes fém-oxidok. Gázhalmazállapotban az ilyen anyagok ionos molekulák formájában léteznek.

A tipikus fémek és a nemfémek között ionos kémiai kötés jön létre. Elektronok benne hibátlanul fémből nemfémbe, ionokat képezve. Ennek eredményeként elektrosztatikus vonzás jön létre, amelyet ionos kötésnek nevezünk.

Valójában teljesen ionos kötés nem jön létre. Az úgynevezett ionos kötés részben ionos, részben kovalens. Az összetett molekulaionok kötése azonban ionosnak tekinthető.

Példák ionos kötések kialakítására

Számos példa van az ionos kötés kialakulására:

• a kalcium és a fluor kölcsönhatása

Ca 0 (atom) -2e \u003d Ca 2 + (ion)

A kalciumnak könnyebb két elektront adományozni, mint a hiányzó elektronokat befogadni.

F 0 (atom) + 1e \u003d F- (ion)

- A fluort éppen ellenkezőleg, könnyebb elfogadni egy elektront, mint hét elektront adni.

Keressük meg a kialakult ionok töltései között a legkisebb közös többszöröst. Ez egyenlő 2-vel. Határozzuk meg azoknak a fluoratomoknak a számát, amelyek egy kalciumatomból két elektront fogadnak el: 2: 1 = 2. 4.

Készítsünk egy képletet egy ionos kémiai kötésre:

Ca 0 +2F 0 →Ca 2 +F−2.

• nátrium és oxigén kölcsönhatása

4.3. Összes értékelés: 318.

.

Tudja, hogy az atomok egymással egyesülve egyszerű és összetett anyagokat is alkothatnak. Ebben az esetben különféle típusú kémiai kötések jönnek létre: ionos, kovalens (nem poláris és poláris), fémes és hidrogén. Az elemek atomjainak egyik leglényegesebb tulajdonsága, amely meghatározza, hogy milyen kötés jön létre közöttük - ionos vagy kovalens, - az elektronegativitás, azaz. a vegyületben lévő atomok azon képessége, hogy magukhoz vonzzák az elektronokat.

feltételes számszerűsítése elektronegativitás skála megadja a relatív elektronegativitás skáláját.

Időszakokban általános tendencia van az elemek elektronegativitásának növekedésére, csoportokban pedig csökkenésére. Az elektronegativitási elemek sorba vannak rendezve, amelyek alapján össze lehet hasonlítani az elemek elektronegativitását különböző időszakok.

A kémiai kötés típusa attól függ, hogy mekkora a különbség az elemek összekötő atomjainak elektronegativitási értékeiben. Minél inkább különbözik a kötést alkotó elemek atomjai elektronegativitásban, annál polárisabb a kémiai kötés. Lehetetlen éles határt húzni a kémiai kötések típusai között. A legtöbb vegyületben a kémiai kötés típusa közbenső; például egy erősen poláris kovalens kémiai kötés közel áll az ionos kötéshez. Attól függően, hogy a határesetek közül melyikhez áll közelebb a kémiai kötés, ionos vagy kovalens poláris kötésnek nevezik.

Ionos kötés.

Egy ionos kötés olyan atomok kölcsönhatásával jön létre, amelyek elektronegativitásában élesen különböznek egymástól. Például a tipikus fémek lítium (Li), nátrium (Na), kálium (K), kalcium (Ca), stroncium (Sr), bárium (Ba) ionos kötést képeznek tipikus nemfémekkel, főleg halogénekkel.

Az alkálifém-halogenideken kívül ionos kötések is képződnek olyan vegyületekben, mint például lúgok és sók. Például nátrium-hidroxidban (NaOH) és nátrium-szulfátban (Na 2 SO 4) ionos kötések csak a nátrium- és az oxigénatom között léteznek (a többi kötés kovalens poláris).

Kovalens nem poláris kötés.

Amikor az atomok azonos elektronegativitással lépnek kölcsönhatásba, a molekulák kovalens, nem poláris kötéssel jönnek létre. Ilyen kötés a következő egyszerű anyagok molekuláiban létezik: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Ezekben a gázokban a kémiai kötések közös elektronpárokon keresztül jönnek létre, pl. amikor a megfelelő elektronfelhők átfedik egymást, az elektron-nukleáris kölcsönhatás miatt, amely akkor jön létre, amikor az atomok közelednek egymáshoz.

Az anyagok elektronikus képleteinek összeállításakor emlékezni kell arra, hogy minden közös elektronpár a megfelelő elektronfelhők átfedéséből származó megnövekedett elektronsűrűség feltételes képe.

kovalens poláris kötés.

Az olyan atomok kölcsönhatása során, amelyek elektronegativitásának értékei különböznek, de nem élesen, a közös elektronpár eltolódik egy elektronegatívabb atomra. Ez a kémiai kötések leggyakoribb típusa, amely szervetlen és szerves vegyületekben egyaránt megtalálható.

A kovalens kötések teljes mértékben magukban foglalják azokat a kötéseket, amelyek donor-akceptor mechanizmussal jönnek létre, például hidrogén- és ammóniumionokban.

Fém csatlakozás.

A viszonylag szabad elektronok fémionokkal való kölcsönhatásának eredményeként létrejövő kötést fémes kötésnek nevezzük. Ez a fajta kötés jellemző az egyszerű anyagokra - fémekre.

A fémes kötés kialakulásának folyamatának lényege a következő: a fématomok könnyen feladják a vegyértékelektronokat, és pozitív töltésű ionokká alakulnak. Az atomról leválva viszonylag szabad elektronok mozognak a pozitív fémionok között. Fémes kötés jön létre közöttük, azaz az elektronok mintegy cementálják a fémek kristályrácsának pozitív ionjait.

Hidrogén kötés.

Egy molekula hidrogénatomja és egy erősen elektronegatív elem atomja között létrejövő kötés(O, N, F) egy másik molekulát hidrogénkötésnek neveznek.

Felmerülhet a kérdés: miért pont a hidrogén alkot ilyen sajátos kémiai kötést?

Ezt azzal magyarázzák atomsugár nagyon kevés hidrogén. Ezen túlmenően, amikor egyetlen elektron kiszorul vagy teljesen feladódik, a hidrogén viszonylag nagy pozitív töltést kap, aminek következtében az egyik molekula hidrogéne kölcsönhatásba lép az elektronegatív elemek atomjaival, amelyek részleges negatív töltéssel rendelkeznek, amely más molekulák része (HF, H20, NH3) .

Nézzünk néhány példát. Általában a víz összetételét ábrázoljuk kémiai formula H 2 O. Ez azonban nem teljesen pontos. Helyesebb lenne a víz összetételét a (H 2 O) n képlettel jelölni, ahol n \u003d 2.3.4 stb. Ez annak a ténynek köszönhető, hogy az egyes vízmolekulák hidrogénkötéseken keresztül kapcsolódnak egymáshoz.

A hidrogénkötéseket általában pontokkal jelöljük. Sokkal gyengébb, mint egy ionos vagy kovalens kötés, de erősebb, mint a szokásos intermolekuláris kölcsönhatás.

A hidrogénkötések jelenléte magyarázza a víz térfogatának növekedését a hőmérséklet csökkenésével. Ez annak köszönhető, hogy a hőmérséklet csökkenésével a molekulák megerősödnek, és ezért csökken a „csomagolásuk” sűrűsége.

Tanuláskor szerves kémia Felmerült a következő kérdés is: miért magasabb az alkoholok forráspontja, mint a megfelelő szénhidrogéneké? Ez azzal magyarázható, hogy az alkoholmolekulák között is hidrogénkötések jönnek létre.

Az alkoholok forráspontjának növekedése a molekuláik megnagyobbodása miatt is bekövetkezik.

A hidrogénkötés sok másra is jellemző szerves vegyületek(fenolok, karbonsavak satöbbi.). A szerves kémia és az általános biológia tantárgyakból tudja, hogy a hidrogénkötés jelenléte magyarázza a fehérjék másodlagos szerkezetét, a DNS kettős hélix szerkezetét, vagyis a komplementaritás jelenségét.

Kémiai kötés - egy molekulában vagy molekuláris vegyületben lévő atomok közötti kötés, amely az elektronok egyik atomról a másikra való átviteléből vagy az elektronok megosztásából ered mindkét atom számára.

Többféle kémiai kötés létezik: kovalens, ionos, fémes, hidrogén.

Kovalens kötés (lat. együtt - együtt + valens - érvényes)

Két atom között kovalens kötés jön létre a cseremechanizmus (egy elektronpár szocializációja) vagy a donor-akceptor mechanizmus (donor elektronok és a szabad akceptor pálya) révén.

Az egyszerű anyagok molekuláiban az atomokat kovalens kötéssel kapcsolják össze (Cl 2, Br 2, O 2), szerves anyag(C 2 H 2), és általános esetben egy nemfém és egy másik nemfém (NH 3, H 2 O, HBr) atomjai között is.

Ha a kovalens kötést alkotó atomok elektronegativitása azonos, akkor a köztük lévő kötést kovalens nem poláris kötésnek nevezzük. Az ilyen molekulákban nincs "pólus" - az elektronsűrűség egyenletesen oszlik el. Példák: Cl 2 , O 2 , H 2 , N 2 , I 2 .

Ha a kovalens kötést alkotó atomok eltérő elektronegativitásúak, akkor a köztük lévő kötést kovalens polárisnak nevezzük. Az ilyen molekulákban van egy "pólus" - az elektronsűrűség egy elektronegatívabb elemre tolódik el. Példák: HCl, HBr, HI, NH 3, H 2 O.

Kovalens kötés cseremechanizmussal - egy elektronpár szocializációjával - jöhet létre. Ebben az esetben minden atomot "egyformán" fektetnek be a kötés létrehozásába. Például két nitrogénatom, amelyek egy N 2 molekulát alkotnak, 3-3 elektront adnak a külső szintről, hogy kötést hozzanak létre.

Létezik egy donor-akceptor mechanizmus a kovalens kötés kialakítására, amelyben az egyik atom egy meg nem osztott elektronpár donorjaként működik. Egy másik atom nem költi el az elektronjait, hanem csak egy pályát (cellát) biztosít ennek az elektronpárnak.

• NH 4 + - az ammóniumionban
• NH 4 + Cl, NH 4 + Br - az ammóniumionon belül minden sójában
• NO 3 - - a nitrát ionban
• KNO 3, LiNO 3 - a nitrátion belsejében minden nitrátban
• O 3 - ózon
• H 3 O + - hidroniumion
• CO - szén-monoxid
• K, Na 2 - minden komplex sóban van legalább egy kovalens kötés, amely a donor-akceptor mechanizmus szerint keletkezett

Ionos kötés

Az ionos kötés a kémiai kötések egyik fajtája, amely ellentétes töltésű ionok elektrosztatikus kölcsönhatásán alapul.

A legáltalánosabb esetben egy tipikus fém és egy tipikus nemfém között ionos kötés jön létre. Példák:

NaF, CaCl 2, MgF 2, Li 2 S, BaO, RbI.

Nagy nyom az oldhatósági táblázat, mert minden sónak van ionos kötése: CaSO 4 , Na 3 PO 4 . Még az ammóniumion sem kivétel, ionos kötések jönnek létre az ammóniumkation és a különböző anionok között, például a következő vegyületekben: NH 4 I, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4.

A kémiában gyakran több kötés van egyetlen molekulán belül. Vegyük például az ammónium-foszfátot, amely a molekulán belüli egyes kötések típusát jelöli.

A fémes kötés egyfajta kémiai kötés, amely fématomokat tartja össze. Ezt a kötéstípust külön kell kiemelni, mivel különbsége a vezetési elektronok nagy koncentrációja a fémekben - "elektrongáz". A fémes kötés természeténél fogva közel áll a kovalenshez.

A fémekben lévő elektronok "felhője" különféle hatások hatására mozgásba hozható. Ez okozza a fémek elektromos vezetőképességét.

Hidrogénkötés - néhány hidrogént tartalmazó molekula között létrejövő kémiai kötés típusa. Az egyik leggyakoribb hiba az a feltételezés, hogy magában a gázban, a hidrogénben hidrogénkötések vannak – ez egyáltalán nem így van.

Hidrogénkötések jönnek létre egy hidrogénatom és egy másik elektronegatívabb atom (O, S, N, C) között.

Fel kell ismerni a legfontosabb részletet: a hidrogénkötések a molekulák között jönnek létre, és nem belül. A molekulák között léteznek:

• H2O
• Szerves alkoholok: C 2 H 5 OH, C 3 H 7 OH
• szerves savak: CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH

Részben a hidrogénkötések miatt, ez a kivétel az erősödéshez kapcsolódik savas tulajdonságok a hidrogén-halogenidek sorozatában: HF → HCl → HBr → HI. A fluor a leginkább EO elem, erősen magához vonzza egy másik molekula hidrogénatomját, ami csökkenti a sav hidrogénleválasztó képességét és csökkenti az erősségét.

© Bellevich Jurij Szergejevics 2018-2020

ez a cikk Jurij Szergejevics Bellevics írta, és az ő szellemi tulajdona. Az információk és tárgyak másolása, terjesztése (beleértve a más oldalakra és internetes forrásokra történő másolást is) vagy bármilyen más felhasználása a szerzői jog tulajdonosának előzetes engedélye nélkül törvényileg büntetendő. A cikk anyagainak beszerzéséhez és felhasználásuk engedélyéhez vegye fel a kapcsolatot