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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Kovalentinis ryšys

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

Medžiagų su poliniais kovalentiniais ryšiais pavyzdžiai:

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

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

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

Taip pat yra donoro-akceptoriaus mechanizmas.

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

Pavyzdžiui, pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą ketvirtoji kovalentinė N-H jungtis susidaro amonio katijone NH 4 +:

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

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

Sveiki< HBr < HCl < HF

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

Joninis ryšys

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Metalinė jungtis

Šio tipo ryšys susidaro metaluose.

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

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

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

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

Vandenilinė jungtis

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

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

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

Visi šiuo metu žinomi cheminiai elementai, esantys periodinėje lentelėje, yra suskirstyti į dvi dideles grupes: metalus ir nemetalus. Kad jie taptų ne tik elementais, bet ir junginiais, cheminėmis medžiagomis ir galėtų tarpusavyje sąveikauti, jie turi egzistuoti paprastų ir sudėtingų medžiagų pavidalu.

Štai kodėl vieni elektronai bando priimti, o kiti – atiduoti. Taip papildydami vienas kitą, elementai sudaro įvairias chemines molekules. Bet kas juos laiko kartu? Kodėl egzistuoja tokios stiprios medžiagos, kad net rimčiausių instrumentų negalima sunaikinti? Kiti, priešingai, sunaikinami nuo menkiausio poveikio. Visa tai paaiškinama įvairių tipų cheminių ryšių tarp atomų susidarymu molekulėse, tam tikros struktūros kristalinės gardelės susidarymu.

Cheminių jungčių rūšys junginiuose

Iš viso yra 4 pagrindiniai cheminių jungčių tipai.

1. Kovalentinis nepolinis. Jis susidaro tarp dviejų vienodų nemetalų dėl elektronų pasidalijimo, bendrų elektronų porų susidarymo. Jo formavime dalyvauja valentinės nesuporuotos dalelės. Pavyzdžiai: halogenai, deguonis, vandenilis, azotas, siera, fosforas.
2. Kovalentinis polinis. Susidaro tarp dviejų skirtingų nemetalų arba tarp metalo su labai silpnomis savybėmis ir nemetalo su silpnu elektronegatyvumu. Jis taip pat pagrįstas bendromis elektronų poromis ir jų traukimu link savęs atomo, kurio elektronų afinitetas yra didesnis. Pavyzdžiai: NH 3, SiC, P 2 O 5 ir kt.
3. Vandenilinė jungtis. Nestabiliausias ir silpniausias, jis susidaro tarp labai elektronegatyvaus vienos molekulės atomo ir teigiamo kitos molekulės atomo. Dažniausiai tai atsitinka, kai vandenyje ištirpsta medžiagos (alkoholis, amoniakas ir kt.). Šio ryšio dėka gali egzistuoti baltymų, nukleorūgščių, kompleksinių angliavandenių ir t.t. makromolekulės.
4. Joninis ryšys. Jis susidaro dėl skirtingai įkrautų metalų ir nemetalų jonų elektrostatinės traukos jėgų. Kuo stipresnis šio rodiklio skirtumas, tuo aiškiau išreiškiamas joninis sąveikos pobūdis. Junginių pavyzdžiai: dvejetainės druskos, kompleksiniai junginiai – bazės, druskos.
5. Metalo jungtis, kurios susidarymo mechanizmas ir savybės bus aptartos toliau. Jis susidaro įvairių rūšių metaluose ir jų lydiniuose.

Yra toks dalykas kaip cheminės jungties vienybė. Tiesiog sakoma, kad neįmanoma kiekvienos cheminės jungties laikyti standartu. Visi jie yra tik sutartinai paskirti vienetai. Juk visos sąveikos grindžiamos vienu principu – elektronų statine sąveika. Todėl joninės, metalinės, kovalentinės ir vandenilio jungtys turi tą pačią cheminę prigimtį ir yra tik ribiniai vienas kito atvejai.

Metalai ir jų fizikinės savybės

Metalai randami daugumoje visų cheminių elementų. Taip yra dėl jų ypatingų savybių. Didelę jų dalį žmonės gavo per branduolines reakcijas laboratorinėmis sąlygomis, jie yra radioaktyvūs, kurių pusinės eliminacijos laikas yra trumpas.

Tačiau dauguma yra natūralūs elementai, kurie sudaro ištisas uolienas ir rūdas ir yra svarbiausių junginių dalis. Būtent iš jų žmonės išmoko lieti lydinius ir pagaminti daug gražių ir svarbių gaminių. Tai varis, geležis, aliuminis, sidabras, auksas, chromas, manganas, nikelis, cinkas, švinas ir daugelis kitų.

Visiems metalams galima nustatyti bendras fizines savybes, kurios paaiškinamos metalinės jungties susidarymu. Kokios yra šios savybės?

1. Tamprumas ir lankstumas. Yra žinoma, kad daugelis metalų gali būti valcuoti net iki folijos (aukso, aliuminio). Kiti gamina vielą, lanksčius metalo lakštus ir gaminius, kurie fizinio poveikio metu gali deformuotis, tačiau jam sustojus iškart atkuria formą. Būtent šios metalų savybės vadinamos kaliumu ir lankstumu. Šios savybės priežastis yra metalinis jungties tipas. Kristale esantys jonai ir elektronai slysta vienas kito atžvilgiu nelūždami, o tai leidžia išlaikyti visos struktūros vientisumą.
2. Metalinis blizgesys. Taip pat paaiškinama metalinė jungtis, formavimosi mechanizmas, jo charakteristikos ir savybės. Taigi ne visos dalelės sugeba sugerti arba atspindėti to paties bangos ilgio šviesos bangas. Daugumos metalų atomai atspindi trumpųjų bangų spindulius ir įgauna beveik tokią pačią sidabro, balto ir šviesiai melsvo atspalvio spalvą. Išimtys yra varis ir auksas, jų spalvos yra atitinkamai raudona-raudona ir geltona. Jie gali atspindėti ilgesnės bangos spinduliuotę.
3. Šilumos ir elektros laidumas. Šios savybės taip pat paaiškinamos kristalinės gardelės struktūra ir tuo, kad ją formuojant realizuojamas metalinis ryšys. Dėl kristalo viduje judančių „elektronų dujų“, elektros srovė ir šiluma akimirksniu ir tolygiai paskirstomi tarp visų atomų ir jonų ir yra praleidžiami per metalą.
4. Kietos agregacijos būsenos normaliomis sąlygomis. Vienintelė išimtis čia yra gyvsidabris. Visi kiti metalai būtinai yra stiprūs, kieti junginiai, taip pat jų lydiniai. Tai taip pat yra metalų sujungimo rezultatas. Šio tipo dalelių surišimo susidarymo mechanizmas visiškai patvirtina savybes.

Tai pagrindinės metalų fizikinės charakteristikos, kurias paaiškina ir tiksliai lemia metalinio ryšio susidarymo schema. Šis atomų sujungimo būdas aktualus būtent metaliniams elementams ir jų lydiniams. Tai yra, jiems kietos ir skystos būsenos.

Metalo tipo cheminė jungtis

Koks jo ypatumas? Reikalas tas, kad toks ryšys susidaro ne dėl skirtingai įkrautų jonų ir jų elektrostatinės traukos ir ne dėl elektronegatyvumo skirtumo bei laisvųjų elektronų porų buvimo. Tai reiškia, kad joniniai, metaliniai, kovalentiniai ryšiai turi šiek tiek skirtingą pobūdį ir išskirtines sujungiamų dalelių savybes.

Visi metalai turi šias charakteristikas:

• mažas elektronų skaičius viename (išskyrus kai kurias išimtis, kurios gali turėti 6,7 ir 8);
• didelis atominis spindulys;
• maža jonizacijos energija.

Visa tai prisideda prie lengvo išorinių nesuporuotų elektronų atskyrimo nuo branduolio. Tuo pačiu metu atomas turi daug laisvų orbitų. Metalinės jungties susidarymo diagrama tiksliai parodys daugybės skirtingų atomų orbitinių ląstelių sutapimą, kurios sudaro bendrą intrakristalinę erdvę. Į jį iš kiekvieno atomo paduodami elektronai, kurie pradeda laisvai klajoti per skirtingas gardelės dalis. Periodiškai kiekvienas iš jų prisijungia prie jono tam tikroje kristalo vietoje ir paverčia jį atomu, tada vėl atsiskiria, kad susidarytų jonas.

Taigi metalinis ryšys yra ryšys tarp atomų, jonų ir laisvųjų elektronų bendrame metalo kristale. Elektronų debesis, laisvai judantis struktūroje, vadinamas „elektronų dujomis“. Tai paaiškina daugumą metalų ir jų lydinių.

Kaip tiksliai realizuojasi metalo cheminė jungtis? Galima pateikti įvairių pavyzdžių. Pabandykime pažvelgti į tai ant ličio gabalėlio. Net jei paimsite jį žirnio dydžio, atomų bus tūkstančiai. Taigi įsivaizduokime, kad kiekvienas iš šių tūkstančių atomų atiduoda savo vienintelį valentinį elektroną bendrajai kristalinei erdvei. Tuo pačiu metu, žinant tam tikro elemento elektroninę struktūrą, galite pamatyti tuščių orbitų skaičių. Litis turės 3 iš jų (antrojo energijos lygio p-orbitalės). Trys kiekvienam atomui iš dešimčių tūkstančių - tai bendra erdvė kristalo viduje, kurioje „elektronų dujos“ juda laisvai.

Medžiaga su metaliniu ryšiu visada yra stipri. Juk elektronų dujos neleidžia kristalui subyrėti, o tik išstumia sluoksnius ir iš karto juos atkuria. Jis blizga, turi tam tikrą tankį (dažniausiai didelį), lydomumą, lankstumą ir plastiškumą.

Kur dar parduodamas metalinis klijavimas? Medžiagų pavyzdžiai:

• metalai paprastų konstrukcijų pavidalu;
• visi metalų lydiniai vienas su kitu;
• visi skysti ir kietieji metalai ir jų lydiniai.

Tiesiog yra neįtikėtinai daug konkrečių pavyzdžių, nes periodinėje lentelėje yra daugiau nei 80 metalų!

Metalo jungtis: susidarymo mechanizmas

Jei vertinsime tai bendrai, pagrindinius dalykus jau apibūdinome aukščiau. Laisvųjų elektronų buvimas ir elektronai, kurie dėl mažos jonizacijos energijos lengvai atsiskiria nuo branduolio, yra pagrindinės sąlygos tokio tipo ryšiui susidaryti. Taigi paaiškėja, kad tai realizuojama tarp šių dalelių:

• atomai kristalinės gardelės vietose;
• laisvieji elektronai, kurie buvo valentiniai elektronai metale;
• jonai kristalinės gardelės vietose.

Rezultatas yra metalo jungtis. Susidarymo mechanizmas paprastai išreiškiamas tokiu užrašu: Me 0 - e - ↔ Me n+. Iš diagramos akivaizdu, kokių dalelių yra metalo kristale.

Patys kristalai gali būti įvairių formų. Tai priklauso nuo konkrečios medžiagos, su kuria susiduriame.

Metalo kristalų rūšys

Šiai metalo ar jo lydinio struktūrai būdingas labai tankus dalelių paketas. Jį suteikia jonai kristalų mazguose. Pačios grotelės erdvėje gali turėti skirtingas geometrines formas.

1. Į kūną orientuotos kubinės gardelės – šarminiai metalai.
2. Šešiakampė kompaktiška struktūra – visi šarminės žemės, išskyrus barį.
3. Į veidą orientuotas kubas – aliuminis, varis, cinkas, daug pereinamųjų metalų.
4. Merkurijus turi romboedrinę struktūrą.
5. Keturkampis – indis.

Kuo žemiau ir žemiau jis yra periodinėje sistemoje, tuo sudėtingesnis yra jo įpakavimas ir kristalo erdvinė organizacija. Šiuo atveju metalinis cheminis ryšys, kurio pavyzdžius galima pateikti kiekvienam esamam metalui, yra lemiamas kristalo konstrukcijoje. Lydiniai turi labai įvairias organizacijas erdvėje, kai kurios iš jų dar nėra iki galo ištirtos.

Komunikacijos ypatybės: nekryptinė

Kovalentiniai ir metaliniai ryšiai turi vieną labai ryškų skiriamąjį bruožą. Skirtingai nuo pirmojo, metalinis ryšys nėra kryptingas. Ką tai reiškia? Tai yra, kristalo viduje esantis elektronų debesis visiškai laisvai juda savo ribose įvairiomis kryptimis, kiekvienas elektronas gali prisijungti prie absoliučiai bet kokio jono struktūros mazguose. Tai yra, sąveika vykdoma skirtingomis kryptimis. Taigi jie sako, kad metalinė jungtis yra nekryptinė.

Kovalentinio ryšio mechanizmas apima bendrų elektronų porų, ty persidengiančių atomų debesų, susidarymą. Be to, tai vyksta griežtai išilgai tam tikros linijos, jungiančios jų centrus. Todėl jie kalba apie tokio ryšio kryptį.

Sotumas

Ši savybė atspindi atomų gebėjimą ribotai arba neribotai sąveikauti su kitais. Taigi kovalentiniai ir metaliniai ryšiai pagal šį rodiklį vėl yra priešingi.

Pirmasis yra prisotintas. Jo formavime dalyvaujantys atomai turi griežtai apibrėžtą valentinių išorinių elektronų skaičių, kurie tiesiogiai dalyvauja formuojant junginį. Jame nebus daugiau elektronų nei turi. Todėl susidariusių ryšių skaičių riboja valentingumas. Taigi ryšio prisotinimas. Dėl šios savybės dauguma junginių turi pastovią cheminę sudėtį.

Metalinės ir vandenilio jungtys, priešingai, yra nesočiosios. Taip yra dėl to, kad kristalo viduje yra daug laisvųjų elektronų ir orbitalių. Jonai taip pat atlieka svarbų vaidmenį kristalinės gardelės vietose, kurių kiekviena bet kada gali tapti atomu ir vėl jonu.

Kita metalinio ryšio ypatybė yra vidinio elektronų debesies delokalizacija. Tai pasireiškia nedidelio skaičiaus bendrų elektronų gebėjimu sujungti daugybę metalų atominių branduolių. Tai yra, tankis yra tarsi delokalizuotas, tolygiai paskirstytas tarp visų kristalo dalių.

Ryšių susidarymo metaluose pavyzdžiai

Pažvelkime į keletą konkrečių variantų, iliustruojančių, kaip susidaro metalinė jungtis. Medžiagų pavyzdžiai:

• cinko;
• aliuminio;
• kalio;
• chromo.

Metalinio ryšio susidarymas tarp cinko atomų: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. Cinko atomas turi keturis energijos lygius. Remiantis elektronine struktūra, jis turi 15 laisvų orbitalių – 3 p-orbitalėse, 5 4 d ir 7 4f. Elektroninė struktūra tokia: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, atome iš viso 30 elektronų. Tai reiškia, kad dvi laisvos valentinės neigiamos dalelės gali judėti 15 erdvių ir neužimtų orbitų. Ir taip yra kiekvienam atomui. Rezultatas yra didžiulė bendra erdvė, susidedanti iš tuščių orbitų ir nedidelio skaičiaus elektronų, kurie sujungia visą struktūrą.

Metalinis ryšys tarp aliuminio atomų: AL 0 - e - ↔ AL 3+. Trylika aliuminio atomo elektronų yra trijuose energijos lygiuose, kurių jie aiškiai turi daug. Elektroninė struktūra: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Laisvos orbitos - 7 vnt. Akivaizdu, kad elektronų debesis bus mažas, palyginti su visa vidine laisva erdve kristale.

Chromo metalo jungtis. Šis elementas ypatingas savo elektronine struktūra. Iš tiesų, norint stabilizuoti sistemą, elektronas nukrenta iš 4s į 3d orbitą: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0 . Iš viso yra 24 elektronai, iš kurių šeši yra valentiniai elektronai. Jie yra tie, kurie eina į bendrą elektroninę erdvę, kad sudarytų cheminį ryšį. Yra 15 laisvų orbitų, o tai vis dar yra daug daugiau, nei reikia užpildyti. Todėl chromas taip pat yra tipiškas metalo su atitinkama jungtimi molekulėje pavyzdys.

Vienas iš aktyviausių metalų, kuris net su paprastu vandeniu reaguoja su ugnimi, yra kalis. Kas paaiškina šias savybes? Vėlgi, daugeliu atžvilgių - metaliniu jungtimi. Šis elementas turi tik 19 elektronų, tačiau jie yra 4 energijos lygiuose. Tai yra, 30 skirtingų polygių orbitų. Elektroninė struktūra: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0. Tik du su labai maža jonizacijos energija. Jie laisvai atitrūksta ir patenka į bendrą elektroninę erdvę. Vienam atomui yra 22 judėjimo orbitos, tai yra labai didelė laisva erdvė „elektronų dujoms“.

Panašumai ir skirtumai su kitų tipų jungtimis

Apskritai šis klausimas jau buvo aptartas aukščiau. Galima tik apibendrinti ir padaryti išvadas. Pagrindinės metalo kristalų savybės, išskiriančios juos iš visų kitų jungčių tipų:

• kelių tipų dalelės, dalyvaujančios surišimo procese (atomai, jonai arba atomo jonai, elektronai);
• skirtingos erdvinės geometrinės kristalų struktūros.

Metalo ryšiai su vandeniliniais ir joniniais ryšiais turi bendrą neprisotinimą ir nekryptiškumą. Su kovalentiniu poliniu – stipri elektrostatinė trauka tarp dalelių. Atskirai nuo joninių – dalelių tipas kristalinės gardelės mazguose (jonai). Su kovalentiniais nepoliniais - atomais kristalo mazguose.

Įvairių agregacijos būsenų metalų ryšių rūšys

Kaip minėjome aukščiau, metalinė cheminė jungtis, kurios pavyzdžiai pateikti straipsnyje, susidaro esant dviem metalų ir jų lydinių agregacijos būsenoms: kietam ir skystam.

Kyla klausimas: kokio tipo jungtis yra metalo garuose? Atsakymas: kovalentinis polinis ir nepolinis. Kaip ir visi junginiai, kurie yra dujų pavidalo. Tai yra, kai metalas ilgą laiką kaitinamas ir iš kietos būsenos perkeliamas į skystą, ryšiai nenutrūksta ir išsaugoma kristalinė struktūra. Tačiau, kai reikia perkelti skystį į garų būseną, kristalas sunaikinamas ir metalinė jungtis paverčiama kovalentine.

Joninis ryšys

(naudota medžiaga iš svetainės http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)

Jonų jungtis atsiranda dėl elektrostatinės traukos tarp priešingai įkrautų jonų. Šie jonai susidaro dėl elektronų perdavimo iš vieno atomo į kitą. Joninė jungtis susidaro tarp atomų, kurių elektronegatyvumas labai skiriasi (paprastai didesnis nei 1,7 pagal Paulingo skalę), pavyzdžiui, tarp šarminio metalo ir halogeno atomų.

Panagrinėkime joninės jungties atsiradimą naudodamiesi NaCl susidarymo pavyzdžiu.

Iš elektroninių atomų formulių

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ir

Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Matyti, kad norint užbaigti išorinį lygį, natrio atomui lengviau atsisakyti vieno elektrono, nei įgyti septynis, o chloro atomui lengviau įgyti vieną elektroną nei septynis. Cheminėse reakcijose natrio atomas atiduoda vieną elektroną, o chloro atomas jį paima. Dėl to natrio ir chloro atomų elektronų apvalkalai paverčiami stabiliais tauriųjų dujų elektronų apvalkalais (natrio katijono elektroninė konfigūracija

Na + 1s 2 2s 2 2p 6,

o elektroninė chloro anijono konfigūracija yra

Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

Dėl elektrostatinės jonų sąveikos susidaro NaCl molekulė.

Cheminio ryšio pobūdis dažnai atsispindi medžiagos agregacijos būsenoje ir fizikinėse savybėse. Joniniai junginiai, tokie kaip natrio chloridas NaCl, yra kieti ir atsparūs ugniai, nes tarp jų „+“ ir „–“ jonų krūvių yra galingos elektrostatinės traukos jėgos.

Neigiamai įkrautas chloro jonas pritraukia ne tik „savo“ Na+ joną, bet ir kitus aplinkui esančius natrio jonus. Tai lemia tai, kad šalia bet kurio jono yra ne vienas jonas su priešingu ženklu, o keli.

Natrio chlorido NaCl kristalo struktūra.

Tiesą sakant, aplink kiekvieną chloro joną yra 6 natrio jonai, o aplink kiekvieną natrio joną - 6 chloro jonai. Šis tvarkingas jonų paketas vadinamas joniniu kristalu. Jei kristale yra išskirtas vienas chloro atomas, tai tarp jį supančių natrio atomų nebeįmanoma rasti to, su kuriuo reagavo chloras.

Elektrostatinių jėgų vienas prie kito traukiami jonai itin nenoriai keičia savo vietą veikiami išorinės jėgos ar kylant temperatūrai. Bet jei natrio chloridas ištirpsta ir toliau kaitinamas vakuume, jis išgaruoja, sudarydamas dviatomes NaCl molekules. Tai rodo, kad kovalentinio ryšio jėgos niekada nėra visiškai išjungtos.

Pagrindinės joninių ryšių charakteristikos ir joninių junginių savybės

1. Joninis ryšys yra stiprus cheminis ryšys. Šios jungties energija yra maždaug 300–700 kJ/mol.

2. Skirtingai nuo kovalentinio ryšio, joninis ryšys yra nekryptinis, nes jonas gali bet kuria kryptimi pritraukti prie savęs priešingo ženklo jonus.

3. Skirtingai nuo kovalentinio ryšio, joninis ryšys yra nesotus, nes priešingo ženklo jonų sąveika visiškai nekompensuoja jų jėgos laukų.

4. Formuojantis molekulėms su joniniu ryšiu nevyksta visiškas elektronų pernešimas, todėl šimtaprocentiniai joniniai ryšiai gamtoje neegzistuoja. NaCl molekulėje cheminis ryšys yra tik 80% joninių.

5. Junginiai su joniniais ryšiais yra kristalinės kietosios medžiagos, kurių lydymosi ir virimo temperatūra yra aukšta.

6. Dauguma joninių junginių tirpsta vandenyje. Joninių junginių tirpalai ir lydalai praleidžia elektros srovę.

Metalinė jungtis

Metalo kristalai yra skirtingos struktūros. Ištyrę natrio metalo gabalėlį pamatysite, kad jo išvaizda labai skiriasi nuo valgomosios druskos. Natris – minkštas metalas, lengvai pjaustomas peiliu, suplotas plaktuku, lengvai ištirpsta puodelyje ant spiritinės lempos (lydymosi temperatūra 97,8 o C). Natrio kristale kiekvienas atomas yra apsuptas kitų aštuonių panašių atomų.

Metalinio Na kristalinė struktūra.

Paveikslėlyje parodyta, kad Na atomas kubo centre turi 8 artimiausius kaimynus. Tačiau tą patį galima pasakyti apie bet kurį kitą kristalo atomą, nes jie visi yra vienodi. Kristalas susideda iš „be galo“ pasikartojančių fragmentų, parodytų šiame paveikslėlyje.

Metalo atomai išoriniame energijos lygyje turi nedaug valentinių elektronų. Kadangi metalo atomų jonizacijos energija yra maža, valentiniai elektronai šiuose atomuose išlaikomi silpnai. Dėl to metalų kristalinėje gardelėje atsiranda teigiamai įkrauti jonai ir laisvieji elektronai. Šiuo atveju metalo katijonai yra kristalinės gardelės mazguose, o elektronai laisvai juda teigiamų centrų lauke, sudarydami vadinamąsias „elektronines dujas“.

Neigiamai įkrauto elektrono buvimas tarp dviejų katijonų priverčia kiekvieną katijoną sąveikauti su šiuo elektronu.

Taigi, Metalinis ryšys yra ryšys tarp teigiamų jonų metalo kristaluose, kuris atsiranda pritraukiant elektronus, laisvai judančius visame kristale.

Kadangi valentiniai elektronai metale yra tolygiai pasiskirstę visame kristale, metalinė jungtis, kaip ir joninė, yra nekryptinė jungtis. Skirtingai nuo kovalentinio ryšio, metalinis ryšys yra nesočioji jungtis. Metalo jungtis taip pat skiriasi nuo kovalentinio stiprumo. Metalinio ryšio energija yra maždaug tris ar keturis kartus mažesnė už kovalentinio ryšio energiją.

Dėl didelio elektronų dujų mobilumo metalai pasižymi dideliu elektros ir šilumos laidumu.

Metalo kristalas atrodo gana paprastas, tačiau iš tikrųjų jo elektroninė struktūra yra sudėtingesnė nei joninių druskos kristalų. Metalinių elementų išoriniame elektronų apvalkale nėra pakankamai elektronų, kad susidarytų visavertis „oktetinis“ kovalentinis arba joninis ryšys. Todėl dujinėje būsenoje daugumą metalų sudaro monoatominės molekulės (t. y. atskiri atomai, nesusiję vienas su kitu). Tipiškas pavyzdys yra gyvsidabrio garai. Taigi, metalinis ryšys tarp metalo atomų atsiranda tik skystoje ir kietoje agregacijos būsenoje.

Metalinį ryšį galima apibūdinti taip: kai kurie metalo atomai susidariusiame kristale atiduoda savo valentinius elektronus erdvei tarp atomų (natriui tai yra...3s1), virsdami jonais. Kadangi visi kristalo metalo atomai yra vienodi, kiekvienas turi vienodą galimybę prarasti valentinį elektroną.

Kitaip tariant, elektronų perdavimas tarp neutralių ir jonizuotų metalų atomų vyksta nenaudojant energijos. Šiuo atveju kai kurie elektronai visada patenka į erdvę tarp atomų „elektronų dujų“ pavidalu.

Šie laisvieji elektronai, pirma, laiko metalo atomus tam tikru pusiausvyros atstumu vienas nuo kito.

Antra, jie suteikia metalams būdingą „metalinį blizgesį“ (laisvieji elektronai gali sąveikauti su šviesos kvantais).

Trečia, laisvieji elektronai suteikia metalams gerą elektros laidumą. Didelis metalų šilumos laidumas taip pat paaiškinamas laisvųjų elektronų buvimu tarpatominėje erdvėje - jie lengvai „reaguoja“ į energijos pokyčius ir prisideda prie greito jo perdavimo kristale.

Supaprastintas metalo kristalo elektroninės struktūros modelis.

******** Naudodami metalo natrio pavyzdį, panagrinėkime metalinės jungties prigimtį idėjų apie atomines orbitas požiūriu. Natrio atomui, kaip ir daugeliui kitų metalų, trūksta valentinių elektronų, tačiau yra laisvų valentinių orbitalių. Vienintelis 3s natrio elektronas gali judėti į bet kurią iš laisvos ir artimos energijos gretimų orbitų. Kai kristalo atomai artėja vienas prie kito, kaimyninių atomų išorinės orbitos persidengia, todėl atiduoti elektronai gali laisvai judėti kristale.

Tačiau „elektronų dujos“ nėra tokios netvarkingos, kaip gali atrodyti. Laisvieji elektronai metaliniame kristale yra persidengiančiose orbitose ir tam tikru mastu yra dalijami, sudarydami kažką panašaus į kovalentinius ryšius. Natris, kalis, rubidis ir kiti metaliniai s-elementai tiesiog turi mažai bendrų elektronų, todėl jų kristalai yra trapūs ir tirpūs. Didėjant valentinių elektronų skaičiui, metalų stiprumas paprastai didėja.

Taigi, metalinius ryšius dažniausiai sudaro elementai, kurių atomų išoriniuose apvalkaluose yra mažai valentinių elektronų. Šių valentinių elektronų, kurie atlieka metalinį ryšį, tiek dalijamasi, kad jie gali judėti visame metalo kristale ir užtikrinti aukštą metalo elektrinį laidumą.

NaCl kristalas nepraleidžia elektros, nes erdvėje tarp jonų nėra laisvų elektronų. Visi natrio atomų atiduoti elektronai yra tvirtai laikomi chloro jonų. Tai vienas iš reikšmingų skirtumų tarp joninių ir metalinių kristalų.

Tai, ką dabar žinote apie metalinį sujungimą, padeda paaiškinti daugumos metalų didelį kaliumą (plastiškumą). Metalą galima išlyginti į ploną lakštą ir ištraukti į vielą. Faktas yra tas, kad atskiri atomų sluoksniai metaliniame kristale gali gana lengvai slysti vienas po kito: judrios „elektroninės dujos“ nuolat sušvelnina atskirų teigiamų jonų judėjimą, apsaugodamos juos vienas nuo kito.

Žinoma, nieko panašaus negalima padaryti su valgomąja druska, nors druska taip pat yra kristalinė medžiaga. Joniniuose kristaluose valentiniai elektronai yra glaudžiai susieti su atomo branduoliu. Vieno jonų sluoksnio poslinkis kito atžvilgiu suartina to paties krūvio jonus ir sukelia stiprų atstūmimą tarp jų, todėl kristalas sunaikinamas (NaCl yra trapi medžiaga).

Joninio kristalo sluoksnių poslinkis sukelia didelių atstumiančių jėgų atsiradimą tarp panašių jonų ir kristalo sunaikinimą.

Navigacija

• Kombinuotų uždavinių sprendimas, remiantis kiekybinėmis medžiagos charakteristikomis
• Problemų sprendimas. Medžiagų sudėties pastovumo dėsnis. Skaičiavimai naudojant medžiagos „molinės masės“ ir „cheminio kiekio“ sąvokas

Daugumos elementų atomai neegzistuoja atskirai, nes gali sąveikauti vienas su kitu. Dėl šios sąveikos susidaro sudėtingesnės dalelės.

Cheminio ryšio prigimtis yra elektrostatinių jėgų, kurios yra elektros krūvių sąveikos jėgos, veikimas. Tokius krūvius turi elektronai ir atomų branduoliai.

Elektronai, esantys išoriniuose elektroniniuose lygiuose (valentinių elektronų), būdami toliausiai nuo branduolio, su juo sąveikauja silpniausiai, todėl gali atitrūkti nuo branduolio. Jie yra atsakingi už atomų sujungimą vienas su kitu.

Sąveikos rūšys chemijoje

Cheminių jungčių tipus galima pateikti šioje lentelėje:

Joninio ryšio charakteristikos

Cheminė reakcija, kuri atsiranda dėl jonų trauka turintys skirtingus krūvius vadinami joniniais. Taip atsitinka, jei sujungiami atomai turi didelį elektronegatyvumo skirtumą (tai yra, gebėjimą pritraukti elektronus), o elektronų pora pereina į labiau elektronegatyvų elementą. Šio elektronų pernešimo iš vieno atomo į kitą rezultatas yra įkrautų dalelių – jonų – susidarymas. Tarp jų atsiranda trauka.

Jie turi žemiausius elektronegatyvumo indeksus tipiški metalai, o didžiausi yra tipiški nemetalai. Taigi jonai susidaro sąveikaujant tipiniams metalams ir tipiškiems nemetalams.

Metalo atomai tampa teigiamai įkrautais jonais (katijonais), atiduodančiais elektronus išoriniams elektronų lygiams, o nemetalai priima elektronus ir taip virsta neigiamai įkrautas jonai (anijonai).

Atomai pereina į stabilesnę energijos būseną, užbaigdami savo elektronines konfigūracijas.

Joninis ryšys yra nekryptinis ir neprisotinamas, nes elektrostatinė sąveika vyksta visomis kryptimis, todėl jonas gali pritraukti priešingo ženklo jonus visomis kryptimis.

Jonų išsidėstymas yra toks, kad aplink kiekvieną yra tam tikras skaičius priešingai įkrautų jonų. Joninių junginių „molekulės“ sąvoka neturi prasmės.

Švietimo pavyzdžiai

Ryšys natrio chloride (nacl) susidaro dėl elektrono perkėlimo iš Na atomo į Cl atomą, kad susidarytų atitinkami jonai:

Na 0 - 1 e = Na + (katijonas)

Cl 0 + 1 e = Cl – (anijonas)

Natrio chloride aplink natrio katijonus yra šeši chlorido anijonai, o aplink kiekvieną chlorido joną – šeši natrio jonai.

Kai bario sulfido atomai sąveikauja, vyksta šie procesai:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba paaukoja du savo elektronus sierai, todėl susidaro sieros anijonai S 2- ir bario katijonai Ba 2+.

Metalo cheminė jungtis

Elektronų skaičius išoriniuose metalų energijos lygiuose yra mažas, jie lengvai atskiriami nuo branduolio. Dėl šio atsiskyrimo susidaro metalų jonai ir laisvieji elektronai. Šie elektronai vadinami „elektronų dujomis“. Elektronai laisvai juda visame metalo tūryje ir yra nuolat surišti bei atskirti nuo atomų.

Metalinės medžiagos struktūra yra tokia: kristalinė gardelė yra medžiagos skeletas, o tarp jos mazgų elektronai gali laisvai judėti.

Galima pateikti šiuos pavyzdžius:

Mg - 2e<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalentinis: polinis ir nepolinis

Dažniausias cheminės sąveikos tipas yra kovalentinis ryšys. Sąveikaujančių elementų elektronegatyvumo reikšmės smarkiai nesiskiria, todėl įvyksta tik bendros elektronų poros poslinkis į labiau elektronegatyvų atomą.

Kovalentinė sąveika gali būti suformuota mainų mechanizmu arba donoro-akceptoriaus mechanizmu.

Keitimosi mechanizmas realizuojamas, jei kiekvienas iš atomų turi nesuporuotų elektronų išoriniuose elektroniniuose lygiuose, o atominių orbitų sutapimas lemia elektronų poros atsiradimą, kuri jau priklauso abiem atomams. Kai vienas iš atomų turi elektronų porą išoriniame elektroniniame lygyje, o kitas turi laisvą orbitalę, tada, kai atominės orbitalės persidengia, elektronų pora dalijamasi ir sąveikauja pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą.

Kovalentiniai pagal daugumą skirstomi į:

• paprastas arba viengubas;
• dvigubas;
• trigubai.

Dvigubi užtikrina dviejų elektronų porų pasidalijimą vienu metu, o trigubos – tris.

Pagal elektronų tankio (poliškumo) pasiskirstymą tarp surištų atomų kovalentinis ryšys skirstomas į:

• nepolinis;
• poliarinis.

Nepolinį ryšį sudaro identiški atomai, o polinį – skirtingą elektronegatyvumą.

Panašaus elektronegatyvumo atomų sąveika vadinama nepoliniu ryšiu. Bendroji elektronų pora tokioje molekulėje nepritraukia nei vieno atomo, o vienodai priklauso abiem.

Dėl elektronegatyvumu besiskiriančių elementų sąveikos susidaro poliniai ryšiai. Tokio tipo sąveikoje bendros elektronų poros pritraukiamos prie labiau elektronegatyvesnio elemento, bet nėra visiškai perkeliamos į jį (tai yra, jonai nesusidaro). Dėl šio elektronų tankio poslinkio ant atomų atsiranda daliniai krūviai: kuo elektronegatyvesnis turi neigiamą krūvį, o mažesnis – teigiamą.

Kovalencijos savybės ir charakteristikos

Pagrindinės kovalentinio ryšio savybės:

• Ilgis nustatomas pagal atstumą tarp sąveikaujančių atomų branduolių.
• Poliškumą lemia elektronų debesies poslinkis vieno iš atomų link.
• Kryptingumas – tai savybė formuoti erdvėje orientuotus ryšius ir atitinkamai tam tikras geometrines formas turinčias molekules.
• Sotumą lemia galimybė sudaryti ribotą skaičių ryšių.
• Poliarizaciją lemia galimybė pakeisti poliškumą veikiant išoriniam elektriniam laukui.
• Energija, reikalinga ryšiui nutraukti, lemia jo stiprumą.

Kovalentinės nepolinės sąveikos pavyzdys gali būti vandenilio (H2), chloro (Cl2), deguonies (O2), azoto (N2) ir daugelio kitų molekulės.

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

O: + :O → O=O molekulė turi dvigubą nepolinę,

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

Cheminių elementų kovalentinių ryšių pavyzdžiai yra anglies dioksido (CO2) ir anglies monoksido (CO), vandenilio sulfido (H2S), druskos rūgšties (HCL), vandens (H2O), metano (CH4), sieros oksido (SO2) ir daugelis kitų.

CO2 molekulėje ryšys tarp anglies ir deguonies atomų yra kovalentinis polinis, nes labiau elektronegatyvus vandenilis pritraukia elektronų tankį. Deguonis turi du nesuporuotus elektronus savo išoriniame apvalkale, o anglis gali sudaryti keturis valentinius elektronus, kad susidarytų sąveika. Dėl to susidaro dvigubos jungtys ir molekulė atrodo taip: O=C=O.

Norint nustatyti jungties tipą tam tikroje molekulėje, pakanka atsižvelgti į ją sudarančius atomus. Paprastos metalinės medžiagos sudaro metalinį ryšį, metalai su nemetalais sudaro joninį ryšį, paprastos nemetalinės medžiagos sudaro kovalentinį nepolinį ryšį, o molekulės, susidedančios iš skirtingų nemetalų, susidaro per polinį kovalentinį ryšį.

Tarp metalo atomų susidaro metalinis ryšys. Būdingas metalo atomų bruožas yra nedidelis elektronų skaičius išoriniame energijos lygyje, kurį silpnai laiko branduolys, ir daug laisvų atomų orbitalių, kurių energija yra panaši, todėl metalo ryšys yra nesotus.

Valentiniai elektronai dalyvauja formuojant ryšius su 8 arba 12 atomų vienu metu (pagal metalo atomų koordinacinį skaičių). Esant tokioms sąlygoms, valentiniai elektronai, turintys mažą jonizacijos energiją, juda per turimas visų gretimų atomų orbitales, užtikrindami ryšį tarp jų.

Metalinė jungtis pasižymi silpna bendrų elektronų sąveika su susijungusių atomų branduoliais ir visiška šių elektronų delokalizacija tarp visų kristale esančių atomų, kas užtikrina šio ryšio stabilumą.

Metalo jungties susidarymo schema (M – metalas):

М 0 – ne М n +

Metalai turi specialią kristalinę gardelę, kurios mazguose yra ir neutralių, ir teigiamai įkrautų metalų atomai, tarp kurių laisvai (kristalo viduje) juda socializuoti elektronai („elektronų dujos“). Bendrųjų elektronų judėjimas metaluose vykdomas per įvairias molekulines orbitales, kurios atsiranda susiliejus daugeliui laisvų atomų orbitalių, apimančių daugybę atomų branduolių. Metalinio ryšio atveju neįmanoma kalbėti apie jo kryptingumą, nes bendrieji elektronai yra vienodai delokalizuoti visame kristale.

Metalų konstrukcinės savybės lemia jiems būdingas fizines savybes: kietumą, kaliumą, didelį elektros ir šilumos laidumą, taip pat ypatingą metalinį blizgesį.

Metalinis ryšys būdingas ne tik kietos, bet ir skystos būsenos metalams, tai yra, tai yra arti vienas kito esančių atomų agregatų savybė. Dujinėje būsenoje metalo atomai yra sujungti vienas su kitu viena ar keliomis kovalentinėmis jungtimis į molekules, pavyzdžiui, Li 2 (Li–Li), Be 2 (Be=Be), Al 4 – kiekvienas aliuminio atomas yra prijungtas prie trijų kitų. sudaryti tetraedrinę struktūrą:

4. Vandenilinis ryšys

Vandenilio jungtis yra ypatinga jungties rūšis, būdinga tik vandenilio atomams. Tai atsitinka tais atvejais, kai vandenilio atomas yra prijungtas prie labiausiai elektronegatyvių elementų, pirmiausia fluoro, deguonies ir azoto, atomo. Panagrinėkime vandenilio jungties susidarymą naudojant vandenilio fluoridą kaip pavyzdį. Elektronegatyvus vandenilio atomas turi tik vieną elektroną, kurio dėka jis gali sudaryti kovalentinį ryšį su fluoro atomu. Tokiu atveju atsiranda vandenilio fluorido molekulė H-F, kurioje bendroji elektronų pora perkeliama į fluoro atomą.

Dėl tokio elektronų tankio pasiskirstymo vandenilio fluorido molekulė yra dipolis, kurio teigiamas polius yra vandenilio atomas. Dėl to, kad jungiamoji elektronų pora pasislenka link fluoro atomo, ji dalinai išsiskiria 1 s-vandenilio atomo orbita ir jo branduolys yra iš dalies atidengti. Bet kuriame kitame atome teigiamas branduolio krūvis po valentinių elektronų pašalinimo yra ekranuojamas vidiniais elektronų apvalkalais, kurie užtikrina kitų atomų elektronų apvalkalų atstūmimą. Vandenilio atomas tokių apvalkalų neturi, jo branduolys yra labai maža (subatominė) teigiamai įkrauta dalelė – protonas (protono skersmuo yra maždaug 105 kartus mažesnis už atomų skersmenis, o dėl elektronų trūkumo). , jį traukia kitų elektriškai neutralių arba neigiamą krūvį turinčių atomų elektronų apvalkalas).

Elektrinio lauko stipris šalia iš dalies „nuogo“ vandenilio atomo yra toks stiprus, kad gali aktyviai pritraukti neigiamą kaimyninės molekulės polių. Kadangi šis polius yra fluoro atomas, turintis tris nesusiejančias elektronų poras ir s- Jei vandenilio atomo orbitalė yra iš dalies laisva, tada tarp vienos molekulės teigiamai poliarizuoto vandenilio atomo ir kaimyninės molekulės neigiamai poliarizuoto fluoro atomo atsiranda donoro-akceptoriaus sąveika.

Taigi dėl bendros elektrostatinės ir donoro-akceptoriaus sąveikos atsiranda papildoma antroji jungtis, dalyvaujant vandenilio atomui. Štai kas yra vandenilio jungtis, …H–F H–F…

Jis skiriasi nuo kovalentinio energijos ir ilgio. Vandenilio ryšys yra ilgesnis ir mažiau stiprus nei kovalentinis ryšys. Vandenilinio ryšio energija yra 8–40 kJ/mol, kovalentinio – 80–400 kJ/mol. Kietajame vandenilio fluoride H-F kovalentinio ryšio ilgis yra 95 pm, o FH vandenilio jungties ilgis yra 156 pm. Dėl vandenilio jungties tarp HF molekulių kietojo vandenilio fluorido kristalai susideda iš begalinių plokščių zigzago grandinių, nes trijų atomų sistema, susidariusi dėl vandenilio jungties, paprastai yra tiesinė.

Vandenilio ryšiai tarp HF molekulių iš dalies išsaugomi skystame ir net dujiniame vandenilio fluoride.

Vandenilio jungtis paprastai rašoma kaip trys taškai ir pavaizduota taip:

kur X, Y yra atomai F, O, N, Cl, S.

Vandenilinio ryšio energiją ir ilgį lemia H–X jungties dipolio momentas ir atomo dydis Y. Vandenilio jungties ilgis mažėja, o jo energija didėja didėjant X ir jungties elektronegatyvumo skirtumui. Y atomai (ir atitinkamai H-X jungties dipolio momentas) ir mažėjant Y atomo dydžiui.

Vandeniliniai ryšiai taip pat susidaro tarp molekulių, kuriose yra O–H jungčių (pavyzdžiui, vanduo H 2 O, perchloro rūgštis HClO 4, azoto rūgštis HNO 3, karboksirūgštys RCOOH, fenolis C 6 H 5 OH, alkoholiai ROH) ir N–H. (pvz., amoniakas NH 3, tiociano rūgštis HNCS, organiniai amidai RCONH 2 ir aminai RNH 2 ir R 2 NH).

Medžiagos, kurių molekulės yra sujungtos vandeniliniais ryšiais, savo savybėmis skiriasi nuo medžiagų, kurios yra panašios molekulinės struktūros, bet nesudaro vandenilinių ryšių. IVA grupės elementų hidridų, kuriuose nėra vandenilinių jungčių, lydymosi ir virimo temperatūra palaipsniui mažėja mažėjant periodo skaičiui (15 pav.) VA-VIIA grupių elementų hidridams pastebimas šios priklausomybės pažeidimas. Trys medžiagos, kurių molekulės yra sujungtos vandeniliniais ryšiais (amoniakas NH 3, vanduo H 2 O ir vandenilio fluoridas HF), turi daug aukštesnę lydymosi ir virimo temperatūrą nei jų analogai (15 pav.). Be to, šios medžiagos turi platesnius temperatūros diapazonus esant skystoje būsenoje, didesnę lydymosi ir garavimo šilumą.

Vandenilinis ryšys vaidina svarbų vaidmenį medžiagų tirpimo ir kristalizacijos procesuose, taip pat kristalinių hidratų susidarymo procesuose.

Vandeniliniai ryšiai gali susidaryti ne tik tarp molekulių (tarpmolekulinė vandenilio jungtis, IBC) , kaip yra aukščiau aptartuose pavyzdžiuose, bet ir tarp tos pačios molekulės atomų (vidumolekulinė vandenilio jungtis, HB) . Pavyzdžiui, dėl intramolekulinių vandenilio ryšių tarp amino grupių vandenilio atomų ir karbonilo grupių deguonies atomų polipeptidinės grandinės, sudarančios baltymų molekules, turi spiralės formą.

piešimas???????????????

Vandenilio ryšiai vaidina didžiulį vaidmenį reduplikacijos ir baltymų biosintezės procesuose. Dvi DNR (dezoksiribonukleino rūgšties) dvigubos spiralės grandinės yra laikomos kartu vandenilio ryšiais. Per dauginimo procesą šie ryšiai nutrūksta. Transkripcijos metu RNR (ribonukleorūgšties) sintezė, naudojant DNR kaip šabloną, taip pat vyksta dėl vandenilinių jungčių susidarymo. Abu procesai galimi, nes vandeniliniai ryšiai lengvai susidaro ir lengvai nutrūksta.

Ryžiai. 15. Lydymosi taškai ( A) ir virimas ( b) IVA-VIIA grupių elementų hidridai.