Mi a kémiai kapcsolat neve. Kovalens kémiai kapcsolat. Kémiai kommunikációs típusok: Kovalens kommunikáció. Szalonsav és sója

2S 2 2P 2 C + 1E \u003d C -

O 2S 2 2P 4O -1E \u003d O +

Talán egy másik magyarázat a hármas kötés kialakulásához a CO molekulában.

Egy nem-gerjesztett szénatom van 2 párosítatlan elektront, amelyek formája 2 közös elektronpár 2 párosítatlan elektront egy oxigénatom (a csere mechanizmusa). Az oxigénatomban lévő két kiválasztott oxigén azonban hármas kémiai kötést képezhet, mivel a szénatomban egy üres cella van, amely ezt az elektronokat elviszi.

A hármas kötést donor-akceptor mechanizmussal, az oxigén donor nyíl iránya alkotja az akceptor - szén.

A N 2 - CO-hoz hasonlóan magas disszociációs energiával (1069 kJ) van, a vízben rosszul oldódik, kémiai szempontból inert. A ko-gáz színe és szag nélküli, közömbös zavartalan, nem kölcsönhatásba lép a savas lúgokkal és a víz normál körülmények között. Mérgező, mert A vasmal való kölcsönhatás, amely a hemoglobin része. Amikor a hőmérséklet emelkedik vagy besugárzott, a redukáló szer tulajdonságai.

Szerzés:

az iparban

CO 2 + C "2CO

2C + O 2 ® 2CO

a laboratóriumban: H 2, 4, t

HCOOH ® CO + H 2O;

H 2 így 4 t

H 2 C 2O \u200b\u200b4 ® CO + CO 2 + H 2 O.

A reakcióban a CO csak magas hőmérsékleten lép be.

A CO molekula nagy affinitást mutat az oxigénhez, 2-ből 2:

CO + 1 / 2O 2 \u003d CO 2 + 282 KJ / MOL.

Az oxigén CO nagy affinitása miatt számos nehézfém oxidjainak redukálószerként használható (FE, CO, PB, stb.).

CO + CL 2 \u003d COCL 2 (foszgén)

CO + NH 3 ® HCN + H 2 O H - c º n

CO + H 2 O "CO 2 + H 2

CO + S ® COS

A fém karbonilek a legnagyobb érdeklődés (tiszta fémek beszerzésére használják). Tapadás a donor-akceptor mechanizmus, van egy P-átfedő a datív mechanizmus.

5CO + FE ® (vas pentarbonil)

Az összes karbonilcsoport diamágneses anyag, amelyet alacsony szilárdság jellemez, amikor a fűtött karbonilek bomlanak

→ 4CO + NI (nikkel-karbonil).

Mint a fém karbonilek - toxikus.

Kémiai kötés a CO 2 molekulában

2-es molekulában sp-szénatom hibridizálása. Két SP-hibrid pályák képeznek 2 s-kötést az oxigénatomokkal, és a fennmaradó nem pattintott szén p-pályák kapnak két p-pályák az oxigén atomok a P-kötések, amelyek található a síkok egymásra merőlegesek, Egyéb.

Oh ═ o

60 atm nyomás alatt. és a szobahőmérséklet CO 2 színtelen folyadékkal megvastagodik. Erős hűtéssel a folyékony CO 2 fehér hószerű tömegre működik, amelyet p \u003d 1 atm és t \u003d 195k (-78 °) emel. A tömörített szilárd anyagot száraz jégnek nevezzük, a CO 2 nem támogatja az égést. Csak olyan anyagokat éget, amelyek az oxigénhez való affinitással rendelkeznek, mint a szén, például, például,

2 mg + CO 2 ® 2MGO + C.

A CO 2 Reagál NH 3-val:

CO 2 + 2NH 3 \u003d CO (NH 2) 2 + H 2 O

(karbamid, karbamid)

2 O 2 + 2NA 2O 2 ® 2NA 2 CO 3 + O 2

A karbamid vízzel bomlik:

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

Cellulóz - szénhidrát, amely B-glükózmaradványokból áll. A növényekben a következő rendszer szerint szintetizálódik

klorofill

6CO 2 + 6H 2O ® C 6H 12O 6 + 6O 2 fotoszintézis glükóz

A CO 2 a technikában érhető el:

2NAHCO 3 ® NA 2 CO 3 + H 2O + CO 2

cOKE C + O 2 ® CO 2

A laboratóriumban (a ciprusi készülékben):

.

Szalonsav és sója

A vízben való feloldódás, a szén-dioxid részben kölcsönhatásba lép, a szén-dioxid H 2 CO 3; Ugyanakkor vannak egyensúlyok:

K 1 \u003d 4 × 10 -7 - 2 \u003d 4,8 × 10 -11 gyenge, instabil, oxigéntartalmú, két tengelyes sav. A szénhidrogénben hidrokarbonátok H 2 O-ban oldódnak. A karbonátok vízben oldhatatlanok, kivéve az alkálifém-karbonátokat, a Li 2 CO 3 és (NH 4) 2 CO 3-at. A savas savanyú savókat úgy állítjuk elő, hogy a szén-dioxid-CO 2-ot a karbonát vizes oldatához vezetjük:

vagy fokozatosan (cseppenként) erős sav hozzáadásával a vizes karbonát-oldat feleslegéhez:

NA 2 CO 3 + HNO 3 ® NAHCO 3 + NANO 3

Lúgokkal vagy fűtéssel (kalcinálással), a savas sók átlagosan haladnak:

A sókat egyenletekkel hidrolizálják:

Én lépek

A vizes oldatok teljes hidrolízisének köszönhetően a karbonátok GR 3+, AL 3+, TI 4+, ZR 4+ stb.

Gyakorlati jelentőséggel bírnak sók - Na 2 CO 3 (Soda), CACO 3 (kréta, márvány, mészkő), K 2 CO 3 (kálium), NAHCO 3 (Ivóvíz), SA (NSO 3) 2 és mg (HCO 3) 2 okozzon karbonátvíz merevséget.

SEROUBLEROD (CS 2)

Ha melegítjük (750-1000 ° C), a szénre reagál szürke, formáló seroublerod, Szerves oldószer (színtelen illékony folyadék, reaktív anyag), gyúlékony és repülő.

CS 2 pár - mérgező, alkalmazva füstölésnek (fúziós) Gabonatárolók rovarok ellen - kártevők, az állatgyógyászatban kezelésére ascarideosis lovak. A technikában - a gyanta, zsírok, jód oldószere.

CS 2 Fémek A Sulfides thyggolsav sót képez - tyokarbonates.

Ez a reakció hasonló a folyamathoz.

Tyokarbonata - Sárga kristályos anyagok. Az intézkedések értelmében a savakat szabad teggolsavval megkülönböztetik.

Ez stabilabb, mint a H 2 C3 és alacsony hőmérsékleten, sárga olajos folyadék formájában oldatból szabadul fel, könnyen lebomlik:

Szénvegyületek nitrogénnel (CN) 2 vagy C 2 N 2 - ditian Könnyen gyúlékony színtelen gáz. Tiszta, száraz dicián történő melegítéssel kapjuk a külvárosokban higany-cianid (II).

HGCL 2 + HG (CN) 2 ® HG 2CL 2 + (N) 2

Más módon:

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

2HCN G + SL 2 (CN) 2 + 2HCL

A tulajdonságok szerint a ditais hasonló a molekuláris formában a halogénekhez. Tehát egy lúgos környezetben, mint például a halogének, arányosok:

(N) 2 + 2naOH \u003d NaCN + NAOCN

Cyanovodod Kert - NSN (), kovalens vegyület, gáz oldódhat vízben, így sinyl sav (színtelen folyadék, és annak sója rendkívül mérgező). Kap:

A cianoródot az iparban katalitikus reakciókban kapják meg.

2CH 4 + 3O 2 + 2NH 3 ® 2HCN + 6H 2 O.

A sinilsav-sók - cianidok súlyos hidrolízisnek vannak kitéve. CN - - ion Isoelectron CO molekula, belép a ligandum számos D-elemek komplexek.

A Capuls cianidokkal szigorú betartást igényel az elővigyázatossággal. A mezőgazdaságban különösen veszélyes rovarok elleni küzdelemre használják őket - kártevők.

Cianidok kapnak:

Szénvegyületek negatív oxidációval:

1) Kovalens (SIC Carborund) ;

2) ion-hengerelt;

3) Fém-karbidok.

Ionnovovalens bomlik vízzel gázkioldással, attól függően, hogy melyik gáz kiszabadul, ők oszlanak be:

metanidok (CH 4 kiosztásra kerül)

AL 4 C 3 + 12H 2O ® 4AL (OH) 3 + 3CH 4

acetilens(állj ki 2N 2-ről)

H 2 C 2 + AGNO 3 ® AG 2 C 2 + HNO 3

Fémkarbidok azok a vegyületek, a sztöchiometriai összetételű kialakított elemek 4, 7, 8 a bevezetése atomok a kristály rács szén.

Szilícium kémia

A szilíciumkémia különbsége a szénből az atom nagyméretének és a 3D-es pályák használatának lehetősége. Ennek a kapcsolatnak köszönhetően SI - O - SI, SI - F tartósabb, mint a szén.

SiO és SiO 2-oxidok ismert szilikon. Szilícium-monoxid már csak a gázfázisban magas hőmérsékleten, inert atmoszférában; Könnyen oxidálódik oxigénnel, stabilabb SiO 2-oxid képződésével.

2SIO + O 2 T ® 2SIO 2

SIO 2.- Szilícium-dioxid, több kristályos módosítással rendelkezik. Alacsony hőmérsékletű - kvarc, piezoelektromos tulajdonságokkal rendelkezik. Természetes kvarc fajták: hegyi kristály, topaz, ametiszt. Szilícium-dioxid - chalcedony, opál, agat, homok.

A szilikátok széles skálája ismert (pontosabban oxozilikátumok). Átfogó mintájuk szerkezetében: mindenki Tetrahedra SiO 4-ből áll, amely oxigénatomon keresztül egymáshoz kapcsolódik.

A kombinált tetrahedra csatlakoztatható láncok, szalagok, rácsok és keretek között.

Fontos természetes Szilikátok 3MgO Termék × H 2 O × 4Sio 2 Talkum, 3MgO Termék × 2H 2O × 2Sio 2 Asbestos.

Ami a SiO 2-et a szilikátok esetében egy üveges állapot jellemző (amorf). Ellenőrzött kristályosodással lehetséges, hogy kis kristályos állapotot kapjunk - a megnövekedett szilárdságú szülés - anyagok. A természetben az alumínium-szilikátok gyakoriak - az ortoszilikátok, az Si atomok egy része al, például Na 12 [(SI, AL) O 4] 12.

A leginkább tartós SIF 4 halogenid csak elektromos kibocsátás hatására bomlik.

A hexafluorokrémium sav (por közel van H 2 SO 4).

(SIS 2) n a polimer anyag, bomlik vízzel:

Szilícium-savak.

A megfelelő SIO 2-szilícisavaknak nincs bizonyos összetétele, általában XH2O YSIO 2-polimer vegyületek formájában íródnak

Ismert:

H 2 SiO 3 (H2O × SIO 2) - Metacremium (nem létezik)

H 4 SiO 4 (2H 2 O × SiO 2) - orthocremium (a legegyszerűbb ténylegesen meglévő csak oldatban)

H 2 Si 2 O 5 (H 2 O × 2SIO 2) - dimetípus.

Szilícium savak rosszul oldódó anyagok, a H 4 SiO 4, a kolloid állapot jellemző a sav gyengébb, mint a szén (Si kevesebb fém, mint a C).

A vizes oldatok, a kondenzáció orthocremary sav kondenzációs, ennek eredményeként, polycremium savak képződnek.

A szilikátok - a lángos savak sói, vízben oldhatatlanok, kivéve az alkálifém-szilikátokat.

Az oldható szilikátokat egyenletesen hidrolizáljuk

A policionális savak nátriumsóinak zselés-megoldásait "folyékony üvegnek" nevezik. Szilatikusak, mint szilikát ragasztó, és mint a fa tartósítószer.

A fúziós Na 2CO 3, CaCO 3 és SiO 2 értéket kapunk az üveg, amely egy percoolent kölcsönös oldat polycremium sók.

6SIO 2 + Na 2 CO 3 + CACO 3 ® NA 2O × CAO × 6SIO 2 + 2CO 2 A szilikátot vegyes oxidként rögzítjük.

A szilikátok leginkább az építésben használják. 1. hely a világon a szilikát termékek gyártásához - cement, 2. - tégla, 3 - üveg.

Építőipari kerámia - arccal, kerámia csövek. Egészségügyi és technikák gyártásához - üveg, porcelán, fajansz, agyag kerámia.

Az atomok közötti kölcsönhatás csak kémiai kapcsolat jelenlétében lehetséges. Ez a kapcsolat az oka a stabil multiatomikus rendszer - molekuláris ion, molekulák, kristályrács kialakulásának oka. A tartós kémiai kötvény sok energiát igényel a szünethez, így a kommunikáció erejének mérésére szolgáló alapérték.

Kémiai kommunikációs feltételek

A kémiai kötés kialakulását mindig az energia kiválasztásával kíséri. Ez a folyamat a kölcsönhatásban lévő részecskék - molekulák, ionok, atomok rendszerének potenciális energiájának csökkenése miatt következik be. A keletkező interaktív elemek lehetséges energiája mindig kisebb, mint a független kimenő részecskék energiája. Így a rendszerben lévő kémiai kötvények előfordulásának alapja az elemek potenciális energiájának csökkenése.

A kémiai kölcsönhatás jellege

Kémiai kötés egy kölcsönhatás következménye az elektromágneses mezők eredő körül elektronok és az atommagok atomok ezen anyagok, amelyek részt vesznek a kialakulását egy olyan új molekulához vagy kristályos. Az atom szerkezetének elméletének megnyitása után az interakció jellege hozzáférhetővé vált a tanulmányozáshoz.

Ez az első alkalom, az ötlet az elektromos jellegét kémiai kötés keletkezett az angol fizika a város Davy, amely azt sugallta, hogy a molekulák képződnek miatt elektromos vonzás különbözőképpen töltött részecskék. Ez az elképzelés érdekelte a svéd kémikus és természeti erőforrás I.YA. Blycelus, aki kémiai kötés elektrokémiai elméletét dolgozott ki.

Az anyagok kémiai kölcsönhatásának eljárásainak első elmélete tökéletlen volt, és idővel meg kellett tagadnia.

Butlerova elmélete

Egy sikeres kísérlet megmagyarázni a természet a kémiai kötés anyagokat készítette orosz tudós A. M. Butlerov. Az elmélet alapja, ez a tudós ilyen feltételezéseket hozott:

• A csatlakoztatott állapotban lévő atomok egymáshoz kapcsolódnak egymáshoz. A változás ebben a sorrendben egy új anyag kialakulásának oka.
• Az atomok egymáshoz kötődnek a valencia törvényei szerint.
• Az anyag tulajdonságai az atomok molekulájában lévő atomok mennyiségétől függenek. Egy másik elrendezési sorrend az anyag kémiai tulajdonságainak megváltoztatásának oka.
• Az egymáshoz kapcsolódó atomok leginkább erősen befolyásolják egymást.

A Butlerov elmélete nemcsak összetételüket, hanem az atomok sorrendjével is elmagyarázta a vegyi anyagok tulajdonságait. Egy ilyen belső rend. Butlers nevezik a "kémiai szerkezet".

Az orosz tudós elmélete lehetővé tette az anyagok osztályozásában, és lehetőséget biztosított a molekulák szerkezetének meghatározására kémiai tulajdonságokkal. Az elmélet válaszolta a kérdésre: Miért vannak olyan molekulák, amelyek azonos számú atomot tartalmaznak különböző kémiai tulajdonságokkal.

A kémiai kommunikációs elméletek megteremtésének előfeltételei

A bundlers kémiai szerkezetének elméletében a kérdés nem aggódik amiatt, hogy milyen kémiai kapcsolat van. Ehhez túl kevés adat volt az anyag belső szerkezetére. Csak miután a nyitás a bolygómű atom modell, az amerikai tudós Lewis kezdett kialakulni egy hipotézist, hogy kémiai kötés keletkezik képződésén keresztül egy elektronikus pár, amely egyidejűleg tartozik két atom. Ezt követően ez az ötlet egy kovalens kommunikációs elmélet kialakításának alapja lett.

Kovalens kémiai kommunikáció

A fenntartható kémiai vegyületek kialakulhatnak, ha két szomszédos atomot átfedik egymást. Az ilyen kölcsönös kereszteződés eredménye növekszik az elektronsűrűség az ülésen. A atommagba, mint tudjuk, a pozitív töltésű, ezért próbálják vonzani a negatív töltésű elektronikus felhő a lehető legközelebb. Ez a vonzás sokkal erősebb, mint a két pozitív töltött mag között, így ez a kapcsolat stabil.

Először a kémiai kötés számítását a gateler és a londoni vegyészek végezték. A két hidrogénatom közötti kapcsolatot kezelték. A legegyszerűbb vizuális nézet így néz ki:

Amint látható, az elektronpár kvantum helyét foglalja el mind a hidrogénatomokban. Egy ilyen kétpontos elhelyezési elektronot "kovalens kémiai kommunikációnak" nevezték. A kovalens kötés jellemző az egyszerű anyagok molekuláihoz és azok hiányos csatlakozásaikhoz. A kovalens kötés következtében létrehozott anyagok általában nem vezetnek elektromos áramot, vagy félvezetők.

Ion kommunikáció

Az ion típus kémiai csatlakoztatása a két ellentétesen feltöltött ionok kölcsönös elektromos vonzerejével történik. Lehetnek egyszerűek, amelyek az anyag egyik atomjából állnak. Az ilyen típusú vegyületekben az egyszerű ionok a legfeljebb pozitívan töltött fémek 1,2 csoportok, amelyek elvesztették az elektronjukat. A negatív ionok kialakulása a tipikus nemfémek és a savak bázisaiban rejlik. Ezért a tipikus ionvegyületek között sok alkálifémhalogenid, például CSF, NaCl és mások vannak.

A kovalens kommunikációtól eltérően az ionnak nincs telítettsége: az ellentétesen feltöltött ionok különböző száma csatlakozhat az ionokhoz vagy az ioncsoporthoz. A száma mellékelt részecskék korlátozott, csak a lineáris méretei kölcsönható ionok, valamint egy állapot, amelyben a vonzó- ellentétes töltésű ionok nagyobbnak kell lennie, mint a fordított erők az azonos töltésű részecskék részt az ion-típusú vegyületet .

Hidrogén kommunikáció

Még a kémiai szerkezet elméletének megteremtése előtt a kísérleti eszközöket úgy figyelték meg, hogy a különböző nemfémekkel rendelkező hidrogénvegyületek több szokatlan tulajdonsággal rendelkeznek. Például a fluorid-hidrogén és a víz forráspontja szignifikánsan magasabb, mint amennyire várható.

Ezek és a hidrogénvegyületek egyéb jellemzői magyarázhatók egy H + atom képes egy másik kémiai kötés kialakítására. Ezt a kapcsolatot "hidrogén kommunikációnak" nevezték. A hidrogénkötések előfordulásának okai az elektrosztatikus erők tulajdonságaiban vannak. Például, a fluor- hidraulikus molekula, az általános elektronikus felhő, így felé tolódott a fluor, hogy a tér körül az atom ezen anyag telített negatív elektromos mező. A hidrogénatom körül, csak az egyetlen elektron, a mező sokkal gyengébb, és pozitív töltéssel rendelkezik. Ennek eredményeképpen további kapcsolat áll fenn a H + elektronikus felhők és a negatív f - pozitív területei között.

A fémek kémiai csatlakoztatása

Az összes fém atomjai bizonyos módon helyezkednek el az űrben. A fémek atomjait kristályrácsnak nevezik. Ugyanakkor a különböző atomok elektronjai gyengén kölcsönhatásba lépnek egymással, általános elektronikus felhőt képezve. Az atomok és az elektronok közötti ilyen típusú interakciót "fém kommunikációnak" nevezték.

Ez az elektronok szabad mozgása fémekben, amelyek megmagyarázhatják a fémanyagok fizikai tulajdonságait: elektromos vezetőképesség, hővezető képesség, erő, simaság és mások.

171277 0

Minden atomnak van néhány elektronja.

Kémiai reakciókba való belépéskor az atomokat megadják, az elektronokat megszerzik vagy kommunikálnak, elérve a legstabilabb elektronikus konfigurációt. A legstabilabb a legalacsonyabb energiával rendelkező konfiguráció (mint a nemes gázok atomjai). Ezt a mintát "oktettszabályoknak" nevezik (1. ábra).

Ábra. egy.

Ez a szabály az összesre vonatkozik a kapcsolatok típusai. Az atomok közötti elektronikus csatlakozások lehetővé teszik számukra, hogy stabil szerkezeteket képezzenek, a legegyszerűbb kristályoktól a komplex biomolekulákig, végül élő rendszerekig. Ezek a folyamatos metabolizmussal rendelkező kristályoktól eltérnek. Ebben az esetben számos kémiai reakció mechanizmusokkal folytatódik elektronikus átvitelakik kulcsfontosságú szerepet játszanak a test energiafolyamatában.

A kémiai kötés olyan erő, amely két vagy több atomot, ionot, molekulát vagy bármilyen kombinációt tartalmaz.

A természet a kémiai kötés univerzális: ez egy elektrosztatikus vonzóerő közötti negatív töltésű elektronok és pozitív töltésű atommag, határozza meg a konfiguráció elektronok a külső héj az atomok. Az atom kémiai kapcsolatok kialakítására való képességét hívják vegyértékvagy oxidáció fok. A valencia a fogalomhoz vegyérték elektronok - elektronok kémiai kötéseket, azaz, található a legtöbb nagy energiájú orbitális. Ennek megfelelően az ilyen orbitális atomot tartalmazó atom külső héja hívják valentin hüvely. Jelenleg nem elegendő jelezni a kémiai kötés jelenlétét, és tisztázni kell annak típusát: ionos, kovalens, dipol-dipol, fémes.

Első típusa a kommunikáció -ión kommunikáció

A Lewis és a Kossel valenciájának elektronikus elméletének megfelelően az atomok kétféleképpen képesek elérni a stabil elektronikus konfigurációt: először, az elektronok elvesztése, kationok, másrészt megszerzve őket, bekapcsolva anionok. Az elektronikus átadás eredményeképpen köszönhetően az Ionok közötti vonzerő elektrosztatikus erejének köszönhetően az ellenkező jel vádjával, a Cossel nevű kémiai kötvénynek villamos"(Most hívják ión).

Ebben az esetben az anionok és a kationok stabil elektronikus konfigurációt alkotnak egy külső elektronikus héjral. A tipikus ionkötvények a V és II időszakos rendszerek és a VI és VII. kalcogenovés halogén). A kommunikáció ionos vegyületekben telítetlen és nem irányítható, így megmarad az elektrosztatikus kölcsönhatás lehetőségét más ionokkal. Ábrán. A 2. és 3. példa az ionos kapcsolatokra példák, amelyek megfelelnek az elektronikus társ-tengely átviteli modelleknek.

Ábra. 2.

Ábra. 3. Ion csatlakozás az asztali sómolekulában (NaCl)

Itt helyénvaló emlékeztetni bizonyos olyan tulajdonságokat, amelyek magyarázzák a természetben lévő anyagok viselkedését, különös tekintettel a savakés medencék.

Mindezen anyagok vizes oldatai elektrolitok. Különböző módon változnak mutatók. A mutatók hatását az F.V. Ostelad. Megmutatta, hogy a mutatók gyenge savak vagy bázisok, amelyek festménye feloldódik a tisztességtelen és disszociált állapotokban.

A bázisok képesek semlegesíteni a savakat. Nem minden bázis vízben oldódik (például nem oldható, egyes szerves vegyületek, amelyek nem tartalmaznak - a csoportokat, különösen, trietil-amin N (C 2n 5) 3); Az oldható bázisokat hívják lúgos.

A vizes oldatok savak adják meg a jellemző reakciókat:

a) fém-oxidokkal - só és víz képződésével;

b) fémekkel - só és hidrogén képződésével;

c) karbonátokkal - só képződésével, Társasház 2 I. N. 2 O..

A savak és bázisok tulajdonságai több elméletet is leírnak. Az S.A. elméletének megfelelően Arrhenius, sav olyan anyag, amely disszociálja az ionok kialakulását N. +, míg az alapformák ionok Ő -. Ez az elmélet nem veszi figyelembe a szerves bázisok létezését, amelyeknek nincs hidroxilcsoportja.

Az S. szerint protonnaa Brensted és Lowry, a sav elmélete olyan molekulák vagy ionok, amelyek protonokat adnak ( adományozókprotonok), és a bázis olyan anyag, amely molekulákból vagy ionokból áll ( fogadókprotonok). Ne feledje, hogy a hidrogén-ionok vizes oldataiban hidratált formában léteznek, vagyis hidroxikus ionok formájában H 3 O. +. Ez az elmélet a reakciót nemcsak vízzel és hidroxidionokkal, hanem oldószerben vagy nem vizes oldószerben is leírja.

Például az ammónia reakciójában NH. 3 (gyenge bázis), és a klorid a gáz fázis keletkezik szilárd ammónium-kloridot, és a 4 részecskék mindig jelen vannak egy egyensúlyi keveréke két anyag, melyek közül kettő savak, és a másik - bázisok:

Ez az egyensúlyi keverék két konjugátumos sav és bázisból áll:

1) NH. 4 + I. NH. 3

2) Hclés Cl ‑

Itt minden konjugátumos savpárban, és az alap különbözik az egyik protonon. Mindegyik sav van egy konjugált bázissal. A gyenge konjugált bázis megfelel a súlyos savnak és súlyos konjugátumbázisnak.

A Brensteda Lowei elmélete lehetővé teszi, hogy megmagyarázza a víz szerepének egyediségét a bioszféra megélhetéséhez. Víz, attól függően, hogy a vele kölcsönhatásba lépő anyag tulajdonságai vagy savak vagy bázis. Például ecetsav vizes oldatokkal való reakciókban a víz az alap, és vizes ammónia-sav vizes oldatai.

1) CH 3 Coxy + H 2 O. ↔ H 3 O. + + CH 3 soo -. Itt az ecetsav molekuláját a vízmolekula protonja;

2) NH 3. + H 2 O. ↔ NH 4. + + Ő -. Itt az ammónia molekula elfogadja a protonot a vízmolekulából.

Így a víz két konjugátumpárot képezhet:

1) H 2 O. (sav) és Ő - (konjugátum alap)

2) H 3 O. + (sav) és H 2 O.(konjugátum alap).

Az első esetben a vizet proton diagnosztizálják, és a második - elfogadja.

Ezt a tulajdonságot hívják amfiprotonalitás. Olyan anyagok, amelyek a minőségi és savak és indokok reakcióba léphetnek amfoterikus. A pusztában az ilyen anyagok gyakoriak. Például az aminosavak képesek só- és savak kialakítására, és bázisokkal. Ezért a peptidek könnyen formázzák a koordinációs vegyületeket a jelenlegi fémionokkal.

Így az ioncsatlakozás jellemző tulajdonsága a kötőelektronok napjainak teljes mozgása az egyik maghoz. Ez azt jelenti, hogy van egy olyan terület, amely az ionok között van, ahol az elektronikus sűrűség szinte nulla.

Második kommunikációs típus -kovalens kommunikáció

Az atomok stabil elektronikus konfigurációt alkothatnak az elektronok kombinálásával.

Ez a kapcsolat akkor alakul ki, amikor az elektronpárot az egyik általánosítja mindenkitől Atom. Ebben az esetben a közös kommunikációs elektronokat egyaránt osztják el az atomok között. Példák a kovalens kommunikációra gomoidernyernydihomatómia molekulák N. 2 , N. 2 , F. 2. Ugyanaz a típusú kommunikáció elérhető az allotropikában O. 2 és ózon O. 3 és a poliatomi molekulában S. 8, valamint heteroantore molekulák cloroodor Nsl, szén-dioxid Társasház 2, Metha SH 4, etanol TÓL TŐL 2 N. 5 Ő, kén hexafluorid Sf. 6, acetilén TÓL TŐL 2 N. 2. Mindezen molekulákban az elektronok ugyanolyan gyakoriak, és a csatlakozások telítettek és egyenletesen irányulnak (4. ábra).

A biológusok, fontos, hogy a kettős vagy hármas kötéseket, kovalens sugarak atomok képest csökken egyszeres kötés.

Ábra. Négy. Kovalens kötés a Cl2 molekulában.

Az ionos és kovalens típusú csatlakozók két korlátozó esetben számos meglévő típusú kémiai kötések, és a gyakorlatban a legtöbb közbenső kötések.

A Mendeleev rendszer egy vagy különböző periódusának ellentétes végein elhelyezkedő két elem vegyületei előnyösen ionos kötéseket képeznek. Mivel az elemeket az időszak alatt csökkenti, a vegyületek ionos jellege csökken, és a kovalens - növekszik. Például a halogenidek és az időszakos táblázatok bal oldali részének oxidjai túlnyomórészt ionos kapcsolatok ( NaCl, Agbr, Baso 4, Caco 3, Kno 3, CaO, NaOH), és ugyanazok a kapcsolatok a táblázat jobb oldalának - kovalens ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C 6 H 5 OHglükóz C 6H 12O 6, etanol 2n 5-től).

A kovalens kötés viszont más módosítással rendelkezik.

Polihytomiális ionokban és komplex biológiai molekulákban mindkét elektron csak akkor fordulhat elő egyatom. Ez az úgynevezett donorelektronikus pár. Atom, kompatibilis az ehetős pár donorával, hívják elfogadóelektronikus pár. Egy ilyen kovalens kommunikáció neve koordináció (donor-elfogadó, vagyrészeshatározó) nemzetközösség(5. ábra). Ez a fajta kommunikáció legfontosabb biológia és az orvostudomány, mivel a kémia legfontosabb D-elemek metabolizmus nagyrészt által leírt koordinációs kötések.

PC. öt.

Általában a komplex vegyületben a fém atom egy elektronikus pár elfogadójaként működik; Éppen ellenkezőleg, ionos és kovalens kötésekkel a fématom egy elektrondonor.

A kovalens kötvény és fajtái - a koordinációs kommunikáció - a savak egy másik elmélete és a GG által javasolt alapok segítségével tisztázható. Lewis. Némileg kiterjesztette a "sav" és "bázis" szemantikai fogalmát a Brenstead-Lowry elméletére. Lewis elmélete megmagyarázza a komplex ionok kialakulásának jellegét és az anyagok részvételét a nukleofil szubsztitúció reakcióiban, vagyis a zsaru képződésében.

Lewis szerint a sav olyan anyag, amely kovalens kapcsolatot képez, ha elektronikus párot fogad el az alapból. A Lewis bázist egy olyan anyagnak nevezik, amely egy átlagmentes elektronpárral rendelkezik, amely az elektronok forgatásával kovalens kötést képez Lewisinsavval.

Azaz, Lewis elmélet kitágul a kör sav-bázis reakciók is a reakciót, amelyben protonok nem vesznek részt egyáltalán. Ezenkívül a proton maga az elmélet szerint is sav, mivel képes elfogadni egy elektronikus párot.

Következésképpen az elmélet szerint a kationok leewázisavak, és anionok Lewis bázisok. Példa a következő reakciók:

Meg kell jegyezni, hogy az anyagok ionos és kovalens rokonainak felosztása, mivel az elektron a fématomokhoz való teljes átmenet a kovalens molekulákban a fématomokhoz való teljes átmenete nem fordul elő. Az ionkötésű vegyületekben minden ion az ellentétes jel ionjainak elektromos területén helyezkedik el, így kölcsönösen polarizálódnak, és a kagyló deformálódott.

Polarizálhatóságaz ion elektronikus szerkezete, töltése és mérete; Anionok magasabbak, mint a kationoké. A kationok legnagyobb polarizálhatósága - a nagyobb töltés és kisebb, például kisebb, HG 2+, CD 2+, PB 2+, AL 3+, TL 3+. Erős polarizáló akció rendelkezik N. +. Mivel az ionok polarizációjának hatása kétoldalú, jelentősen megváltoztatja az általuk képzett vegyületek tulajdonságait.

Harmadik kommunikációs típusa -dipol-dipol kommunikáció

A felsorolt \u200b\u200bkommunikációtípusok mellett megkülönbözteti a dipol-dipolát intermolekulárisa kölcsönhatások is nevezik vantherval tömegek .

E kölcsönhatások erőssége a molekulák jellegétől függ.

Keverjük össze a három típusú kölcsönhatásokat: állandó dipólus - állandó dipol ( dipol-dipol vonzerő); Állandó dipólus által indukált dipol ( indukció vonzerő); Azonnali dipólus által indukált dipol ( diszperzió vonzerő, vagy londoni erők; Ábra. 6).

Ábra. 6.

Dipol-dipólus pillanat csak poláris kovalens kötéssel rendelkező molekulákat tartalmaz ( HCl, NH 3, SO 2, H20, C 6H 5 CL), és a kommunikációs erő 1-2 lebay(1d \u003d 3,338 × 10 -30 medálmérő - Cl × m).

A biokémiai, egy további kommunikáció megkülönböztethető - hidrogén kommunikáció, amely szélsőséges eset dipol-dipol vonzerő. Ez a kapcsolat van kialakítva vonzás között a hidrogénatom és az elektronegatív atommal egy kis méretű, a leggyakrabban - az oxigén, a fluor és a nitrogén. Hasonló elektrotegilitással rendelkező nagy atomokkal (például klór és szürke), a hidrogénkötés lényegesen gyengébb. A hidrogénatom jellemzi egy lényeges jellemzője: ha ez különbözteti meg a kötési elektronok, annak kernel - proton - levesszük, és megszűnik által alkalmazandó elektronok.

Ezért az atom egy nagy dipólpogá válik.

A hidrogénkötés, ellentétben Vanderwals, van kialakítva nemcsak intermolekuláris kölcsönhatások, de belül is egy molekula - intramolekulárishidrogén kötés. A hidrogénkötések fontos szerepet játszanak egy biokémiában, például a fehérjék szerkezetének stabilizálásában az A-hélix formájában vagy kettős DNS-hélix kialakulásához (7. ábra).

7. ábra.

A hidrogén és a vanderwals kötések sokkal gyengébbek, mint az ionos, kovalens és koordináció. Az intermolekuláris kapcsolatok energiáját a táblázat jelzi. egy.

Asztal 1. Az intermolekuláris teljesítmény energiája

jegyzet: Az intermolekuláris kölcsönhatások mértéke tükrözi az olvadás és a párolgás entalpia (forrás) mutatóit. Ionvegyületek szükségesek az ionok több energiájának elválasztásához, mint a molekulák elválasztásához. Az entalpia olvadó ionos vegyületek szignifikánsan magasabbak, mint a molekuláris vegyületek.

Negyedik kommunikációs típus -fémkommunikáció

Végül van egy másik típusú intermolekuláris kötés - fém: A pozitív fém rács ionok kommunikációja ingyenes elektronokkal. A biológiai tárgyakban az ilyen típusú kommunikáció nem található.

A kötések típusainak rövid áttekintésétől számított egy darab: egy atom vagy fémion - elektronok donorának fontos paramétere, valamint egy atom - az elektron elfogadója a méret.

A részletekbe való belépés nélkül megjegyezzük, hogy az atomok kovalens sugara, a fémek ionos sugarai és a kölcsönhatásban lévő molekulák ionos sugarai növekedése növeli a szekvencia számukat az időszakos csoportokban. Ugyanakkor a sugarak értékei a legkisebbek, és a VANTHERWALVAS sugár - a legnagyobb. Általában, amikor a csoport lefelé mozog, az összes elem sugara növekszik, mind a kovalens, mind a Vanderwals.

A biológusok és az orvosok legnagyobb értéke koordináció(donor-elfogadó) Koordinációs kémia által megfontolt kommunikáció.

Orvosi biológia. Gk Barashkov

Rendkívül ritka vegyi anyagok a vegyi elemek különálló, felesleges atomjaiból állnak. Ilyen épületben csak egy kis számú gáz neve nemes: hélium, neon, argon, krypton, xenon és radon egy ilyen struktúra. Gyakrabban a vegyi anyagok nem tartoznak különböző atomokból, hanem az egyesületektől különböző csoportokig. Az atomok ilyen egyesítése több egység, több száz, ezer, vagy még több atom is lehet. Az az erő, amely ezeket az atomokat az ilyen csoportok részeként tartja kémiai kommunikáció.

Más szavakkal elmondható, hogy a kémiai kötvényt interakciónak nevezik, amely az egyes atomok összefüggését összetettebb struktúrákba (molekulák, ionok, gyökök, kristályok stb.) Biztosítja.

A kémiai kötés kialakulásának oka, hogy a bonyolultabb struktúrák energiája kisebb, mint az egyén teljes energiája, az atomok kialakítása.

Tehát, különösen, ha az XY molekula X és Y atomok közötti kölcsönhatásban van kialakítva, akkor ez azt jelenti, hogy az anyag molekuláinak belső energiája alacsonyabb, mint az egyes atomok belső energiája, amelyből kialakult:

E (xy)< E(X) + E(Y)

Ezért az egyes atomok közötti kémiai kötvények kialakulásában az energia elosztásra kerül.

A kémiai kötések kialakulása során a külső elektronikus réteg elektronjai a legkisebb kommunikációs energiával a kernelrel foglalkoznak valentin. Például a Bora az energiaszintű elektromokat tartalmazza - 2 elektron p-orbital és 1 On 2 p.-THELITI:

Kémiai kötés kialakulása során minden atom célja a nemes gázok atomok elektronikus konfigurációjának megszerzésére, azaz. Tehát, hogy a külső elektronrétegben 8 elektron létezik (2 az első periódus elemeihez). Ez a jelenség megkapta az oktett szabály nevét.

A nemesgázból származó elektronikus konfigurációs atomok elérése akkor lehetséges, ha az eredetileg egy atomok részét képezik a Valence elektronok részét más atomok számára. Ugyanakkor az általános elektronikus párok kialakulnak.

Az elektron kényszerítésétől függően megkülönböztethető az elektron kényszerítés, a kovalens, az ionos és a fémes kommunikáció.

Kovalens kommunikáció

Kovalens kötés a leggyakrabban a nem fém elemek atomjai között történik. Ha a kovalens kötést alkotó nemfém atomok különböző kémiai elemekhez tartoznak, az ilyen kapcsolatot Kovalens Polarnak nevezik. Az ilyen név oka abban rejlik, hogy a különböző elemek atomjai különböző képességekkel rendelkeznek, hogy közös elektronikus párot vonzzanak maguknak. Nyilvánvaló, hogy ez egy közös elektronpár elmozdulásához vezet az egyik atom felé, amelynek eredményeképpen részleges negatív töltés alakul ki rajta. Ezenkívül egy részleges pozitív töltés alakul ki egy másik atomon. Például a klór-termelő molekulában az elektronikusan a hidrogénatomból a klóratomra tolódik:

Példák a kovalens poláris kötéssel rendelkező anyagokra:

CCI 4, H 2 S, CO 2, NH3, SIO 2, stb.

Szövetség A nem poláris csatlakozás az egyik kémiai elem nem fémek atomjai között van kialakítva. Mivel az atomok azonosak, ugyanazok és képesek késleltetni az általános elektronokat. E tekintetben az elektronikus pár elmozdulása nem figyelhető meg:

A fent leírt kovalens kötésképző mechanizmus, ha mindkét atom az általános elektronikus párok kialakulására szolgáló elektronokat biztosít, az árfolyamnak nevezik.

Van egy donor-elfogadó mechanizmus is.

Kovalens kötés kialakulása a donor-elfogadó mechanizmuson, az általános elektronpár az egyik atom (két elektron) orbitális (két elektron) és a másik atom üres orbitálja miatt alakul ki. A Watery Electron Pair-et adományozónak adományozónak és egy szabad orbitális - elfogadónak nevezik. Az atomok párosított elektronokkal vannak ellátva, például N, O, P, S.

Például a donor-akceptor mechanizmus szerint az N-H negyedik kovalens kötés az ammóniumkationban NH 4 +:

A polaritás mellett a kovalens kötéseket is az energia jellemzi. A kommunikációs energiát az atomok közötti kötés megszakításához szükséges minimális energiának nevezik.

A kommunikációs energia csökken a kötő atomok növekvő sugárral. Tehát, amint azt tudjuk, az atomi sugár az alcsoportok leereszkedése, például arra a következtetésre jut, hogy a halogén-hidrogénkötés erőssége egy sorban növekszik:

SZIA< HBr < HCl < HF

Továbbá, a kötelező energia a sokaságától függ - annál nagyobb a kommunikáció szorosabb, annál nagyobb az energiája. A kommunikáció multiplicitása alatt az általános elektronikus párok száma két atom között van.

Ion kommunikáció

Az ionos kommunikáció a kovalens poláros kommunikáció szélsőséges eseteként tekinthető meg. Ha egy általános elektronpár kovalens és poláris csatlakozással van elmozdulva az egyik atompárhoz, akkor az ionban szinte teljesen "az egyik atom. Egy atom, aki egy elektron (ek) adta pozitív díjat, és válik kation, és egy atom, aki felmászott az elektronjait, negatív díjat kap és válik anion.

Így az ionkapcsolat az anionok elektrosztatikus vonzereje által alkotott kapcsolat.

Az ilyen típusú kommunikáció kialakulása jellemző a tipikus fémek és a tipikus nemfémek kölcsönhatására.

Például kálium-fluorid. Kálium-kation kapunk eredményeként a szétválasztás a semleges atom egy elektron, és a fluorid-ion képződik, amikor a fluor csatlakozik a egy elektron atom:

Az elektrosztatikus vonzerő ereje a kapott ionok között merül fel, amelynek eredményeképpen az ionos kapcsolat alakul ki.

A formáció a kémiai kötések, az elektronokat az nátrium-atom átkerült a klóratom, és az ellentétes töltésű ionok alakultak, amelyek teljes külső energia szintet.

Megállapították, hogy a fématomból származó elektronok nem terjednek ki teljesen, de csak a klóratom felé történő elmozdulás, mint egy kovalens kötés.

A fématomokat tartalmazó legtöbb bináris vegyület ionos. Például oxidok, halogenidek, szulfidok, nitridek.

Az ion kapcsolat az egyszerű kationok és egyszerű anionok (F -, Cl -, S 2-), valamint az egyszerű kationok és az összetett anionok között (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH- ). Ezért az ionvegyületek közé tartoznak a sók és bázisok (Na2S04, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH).

Fémkommunikáció

Ez a fajta kommunikáció fémben van kialakítva.

A külső elektronréteg minden fém atomjaiban vannak olyan elektronok, amelyek alacsony kötésű energiával rendelkeznek az atommaggal. A legtöbb fém esetében a külső elektronok elvesztésének folyamata energikusan előnyös.

Tekintettel az ilyen gyenge kölcsönhatásra a maggal, ezek az elektronok fémekben nagyon mozgékonyak, és minden fém kristály folyamatosan a következő eljárás következik be:

M 0 - NE - \u003d M N +, ahol M 0 egy fém semleges atomja, és m n + ugyanazon fém kationja. Az alábbi ábra mutatja a folyamatok ábrázolását.

Vagyis az elektronokat a fémkristály "használta", egy fématomból leválasztva, amely egy kationot képez, és egy másik kationhoz csatlakozik, semleges atomot képez. Az ilyen jelenséget "elektronikus szélnek" nevezték, és a szabad elektronok kombinációját a nemmetall atom kristályában "elektronikus gáznak" nevezték. A fémek atomok közötti hasonló típusú interakciót fémkötésnek hívták.

Hidrogén kommunikáció

Ha bármely anyagban lévő hidrogénatom magas elektronelemhez (nitrogén, oxigén vagy fluor) társul, akkor az ilyen jelenséget hidrogénkötésként jellemezzük.

Mivel a hidrogénatom elektrongatív atomhoz kapcsolódik, a hidrogénatomon részleges pozitív töltés van kialakítva, és az elektrongatív elem atomja - részleges negatív. Ebben az összefüggésben lehetővé válik az egyik molekula részlegesen pozitív töltésű hidrogénatomja és egy másik elektro-negatív atomja közötti elektrosztatikus vonzerő. Például hidrogénkötés figyelhető meg a vízmolekulák esetében:

Ez egy hidrogénkötés, amely megmagyarázza az abnormálisan magas vízelosztási pontot. A víz mellett a tartós hidrogénkötések is olyan anyagokban vannak kialakítva, mint fluorid-hidrogén, ammónia, oxigéntartalmú savak, fenolok, alkoholok, aminok.

1. ábra. Az orbitális sugár elemek (R A) és az egyelektronkémiai kötés hossza (D)

A legegyszerűbb egy elektron kémiai kötést egyetlen valence-elektron hoz létre. Kiderül, hogy egy elektron képes két pozitív töltött ionot tartani egyetlen egészben. Egy elektronikus kapcsolatban a pozitív töltésű részecskék visszaszorításának Coulombomberjei kompenzálják, hogy a részecskék vonzódási ereje negatívan töltött elektron. A Valence Electron két molekula nucleeire gyakori.

Az ilyen kémiai vegyületek példái molekuláris ionok: H2 +, LI 2 +, Na2 +, K 2 +, Rb 2 +, CS 2 +:

A poláris kovalens kötés heteroantikus dioxid molekulákban történik (3. ábra). A poláris kémiai kötésben lévő kötő elektron gőze közel van az atomhoz, magasabb első ionizációs potenciállal.

A poláris molekulák térbeli szerkezete A D távolság az atommagok között megközelíthető a megfelelő atomok kovalens sugarainak összegének.

Néhány poláris anyag jellemzői

Az elektronpár egyik poláros molekula magjának egy elektromos dipól (elektrodinamika) megjelenését eredményezi (4. ábra).

A pozitív és negatív díjak súlyossági központja közötti távolságot dipólusnak nevezik. A molekula polaritását, valamint a kommunikáció polaritását, becsülje meg a dipólus pillanatának nagyságát μ, amely a dipólus hosszának hossza az elektronikus töltés mennyiségével:

Több kovalens kötés

A kovalens kötéseket a kettős és hármas kémiai kötéseket tartalmazó telítetlen szerves vegyületek képviselik. Ahhoz, hogy írják le a természete nem tökéletes vegyületek, L.Poling bevezeti az szigma- és π-kötések, hibridizációs atomi pályák.

A poling hibridizáció két S- és két pH-elektron számára lehetővé tette a kémiai kötések irányát, különösen a metán tetraedrális konfigurációját. A négy ekvivalens SP3 etilén szerkezetének megmagyarázása a szénatom elektronjai, egy P-Electron-t kell azonosítani a π-kommunikációhoz használt további kapcsolat kialakításához. Ugyanakkor a három megmaradt SP 2-hibrid orbitál egy síkban 120 ° -os szögben helyezkedik el, és alapkötéseket képez, például egy lapos molekulát etilén (5. ábra).

Az új valódi elméletben minden kötő elektron egyenértékű és egyenértékűvé vált a molekula rendszermagjának összekötő vonalától. A Polneg ívelt kémiai kötvényének elmélete figyelembe vette az M. születésű hullámfüggvény statisztikai értelmezését, a Coulomb elektronikus elektronikus korrelációját. Fizikai értelemben megjelent - a természet a kémiai kötés teljes mértékben határozza meg az elektromos kölcsönhatást a sejtmagok és elektronok. Minél nagyobb a kötő elektronok, annál kisebb az interstitiális távolság és a szénatomok közötti erősebb kémiai kötés.

Három központ kémiai kommunikáció

A további fejlesztés a ötletek a kémiai kötés adott American physicochemistry U. Lipskomb, amely kidolgozott elmélet két elektronikus három-központ kapcsolatok és topológiai elmélet, amely lehetővé teszi a szerkezet néhány bizonyos bór-hidridek (boronovodov).

Az elektrongőz három középpontú kémiai kötésben három atomatomra gyakori. A három központi kémiai kötés legegyszerűbb képviselőjében - a hidrogén molekuláris ionja H3 + Az elektronikus pár egy egész három protonban tart (6. ábra).

7. ábra

A boránok létezése két elektron háromközpontú csatlakozásokkal a "menyasszonyi" hidrogénatomokkal megsértette a valencia kanonikus doktrínáját. A hidrogénatom, aki korábban szabványos monovalens elemnek tartott, kiderült, hogy ugyanazokkal a kötésekkel társult két bóratommal, és hivatalosan kétértékű elem lett. Az U. LILIPSM munkái a Boraganov struktúrájának megfejtésére kiterjesztették a kémiai kötvény ötleteit. A Nobel-bizottság tisztelt William Nanna Lipovský díjat Kémia 1976 között az „tanulmányozására szerkezetét Boránok (borogidritis), tisztázza a problémát a kémiai kötések).

Multicenter kémiai kommunikáció

8. ábra. Ferrocén molekulák

9. ábra. Dibenzolchrom

10. ábra

A ferrocén molekulában mind a tíz kötvény (C-Fe) egyenértékű, az Identity Távolság értéke FE - C - 2.04 Å. A ferrocén molekulában lévő összes szénatom szerkezetileg és kémiailag ekvivalens, mindegyik C-C 1,40 - 1,41 Å kötés hossza (összehasonlításhoz, benzolban a C-C 1,39 Å hossza). A vasatom körül 36 elektronikus héj történik.

Kémiai kommunikációs dinamika

A kémiai kötés elég dinamikus. Így a fémkommunikáció kovalenssé vált a fázisátmenet folyamán a fém elpárologtatása során. A fémből szilárd anyagból gőzállapotból történő átmenete nagy mennyiségű energia költségeit igényli.

Párokban ezek a fémek gyakorlatilag homo-bérlődési méretű molekulákból és szabad atomokból állnak. A fém gőzök kondenzációjakor a kovalens kötés fémbe fordul.

Elpárologtatása sók tipikus ionos kötéssel, mint például alkálifém-fluorid, pusztulásához vezet az ionos csatolás és a kialakulását heteroantic dioxid molekulák poláros kovalens kötés. Ugyanakkor a dimer molekulák kialakulása áthidaló kötésekkel a képződés.

A kémiai kötések jellemzői az alkálifém-fluorid molekulákban és a dimerjeikben.

Az alkálifém-fluorid gőzök kondenzációjakor a poláris kovalens kötés az ionosba transzformálva megfelelő kristályos szilárd sót képez.

Az átmeneti átmenet mechanizmusa fémkommunikációban

1. ábra. Az R E elektronikus pár sugara és a d kovalens kémiai kötés hossza közötti arány

Fig.

Fig.

A diszpergált vonzerő (londoni erő) az alkálifém-atomokból származó homo-tenor-dimenziós molekulák intenzáros kölcsönhatását és képződését okozza.

A kovalens kötés a fém-fém társul a deformáció elektronikus héját kölcsönható atomok - vegyérték elektronok hozzon létre egy kötő elektronpár, az elektronsűrűség, amelynek koncentrálódik közötti térben az atommagok a molekula. A homo-tenor dimenziós alkálifémmolekulák jellegzetes jellemzője a kovalens kötés magas hossza (3,6-5,8-szor hosszabb, mint a hidrogén molekulában lévő kommunikáció hossza) és a szakadás alacsony energiája.

A RE és D közötti meghatározott arány meghatározza a molekula elektromos töltéseinek eloszlásának nem egyenletességét - a molekula középső részén, a kötő elektronikus pár negatív elektromos töltése koncentrálódik, a molekula végein - két atommag pozitív elektromos töltései.

Az elektromos díjak egyenetlen eloszlása \u200b\u200ba molekulák kölcsönhatásának feltételeit hozza létre a tájolási erők (van der Waals erők) miatt. Az alkálifémmolekulák oly módon, hogy a kastélyok változatos elektromos díjakká válnak. Ennek eredményeként a molekulák közötti vonzerő ereje. Az utóbbi jelenléte miatt az alkálifémmolekulák közelebb kerülnek, és kevésbé szilárdabban szigorodnak egymással. Ugyanakkor mindegyiküknek van néhány deformációja a szomszédos molekulák közeli pólusai (19. ábra).

Tény, az elektron-kötő elektronok a kezdeti-dioxid-molekula, beleesik az elektromos tér négy pozitív töltésű atommagok alkálifém molekulák, eltávolítjuk a keringési sugárral, az atom és a szabaddá vált.

Ebben az esetben a kötő elektronikus pár közös lesz a hat kationos rendszer számára. A kristályfém rács építése a klaszter színpadán kezdődik. A kristályrács az alkálifémek, a szerkezet a kötési kapcsolatot, amelynek formája torz sík octahedra - négyzet bipiramid, amelynek magassága és a tető alapján megegyezik a konstans értékét transzlációs rácsot AW (Fig. 13).

Az állandó alkálifémkristály nagysága szignifikánsan magasabb, mint az alkálifémmolekula kovalens kötésének hossza, így úgy vélik, hogy az elektronok a fémben ingyenes állapotban vannak:

A matematikai építési kapcsolódó tulajdonságai szabad elektronok a fém általában azonosítható a „Fermi felület”, amelyet figyelembe kell venni, mint a geometriai helyzetét, ahol elektronok maradnak, amely a fő tulajdonsága a fém - elektromos ki.

A lúgos fém gőzök kondenzációjának összehasonlítása gázkondenzációs eljárás, például hidrogén, egy jellemző funkció manifesztálódik fém tulajdonságokban. Tehát, ha gyenge intermolekuláris kölcsönhatások jelennek meg a kondenzációs hidrogén, a folyamatok jellemző kémiai reakciók során bekövetkező kondenzáció a fémgőz. A kondenzációs fém gőzök megy több szakaszban, és leírható az alábbi feldolgozási: szabad atom → duplán dued molekula kovalens kötés → Fém klaszter → kompakt fém fém döntetlen.

Az alkálifém-halogenidmolekulák kölcsönhatását a dimerizációjuk kíséri. A dimer molekula elektromos quadrupole-ként tekinthető (15. Jelenleg az alkálifémhalogenidek fő jellemzői ismertek (kémiai kötéshossz és valencia szögek a kapcsolatok között).

Kémiai kötéshossz és valencia szögek alkálifém-halogenid-dimerekben (E 2 x 2) (gázfázis).

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

A kondenzáció folyamatában a tájékozódási erők hatását fokozzák, az intermolekuláris kölcsönhatást a klaszterek képződése, majd szilárd anyaggal kíséri. Alkál fémhalogenidek kristályokat alkotnak egy egyszerű köbös és térfogatközpontú köbös rácsgal.

A kristályrács típusa és állandó transzlációs rács alkálifémhalogenidekhez.

A folyamat során a kristályosodás, további növekedése a atomközi távolsági történik, ami egy elektron bontása az orbitális sugara alkálifém atom, és az elektron továbbítását a halogénatom a kialakulását a megfelelő ionok. Az ionok hatalmi mezői egyenletesen eloszlanak az űrben minden irányban. Ebben a tekintetben az alkálifémkristályokban az egyes ionok teljesítménymezője nem egyezteti az ellenkező jelet, mint az ionkapcsolat (Na + CL -) ábrázolását.

A kristályokat az ionos vegyületek, a koncepció egyszerű, két-chip molekulák típusú Na + Cl - és a CS + CL - elveszíti jelenti, mivel egy alkálifémion társított hat kloridionmentesre (a nátrium-klorid kristály) és nyolc klór Ionok (a cézium-klorid kristályban. Ugyanakkor a kristályok minden vidám távolsága egyenlőtlen.

Jegyzetek

1. Directory a szervetlen kémia számára. Szervetlen anyagok állandóságai. - M.: "Kémia", 1987. - P. 124. - 320 p.
2. Lidin R.A., Andreeva L.l., Milochenko v.a. Directory a szervetlen kémia számára. Szervetlen anyagok állandóságai. - M.: "Kémia", 1987. - P. 132-136. - 320 s.
3. GANKIN V.YU., GANKIN YU.V. Hogyan alakul ki kémiai kötés és kémiai reakciók áramlása. - m.: extrák. Grupet "Border", 2007. - 320 p. - ISBN 978-5-94691296-9
4. Nekrasov B.V. Általános kémia útja. - M.: Goshimzdat, 1962. - P. 88. - 976 p.
5. Pauling L. A kémiai kommunikáció jellege / szerkesztése Ya.k. Sirkin. - per. angolról M.E. DYATKINA. - M.-L.: Goshimzdat, 1947. - 440 p.
6. Elméleti szerves kémia / ed. R.kh.freidlinina. - per. angolról YU.G. Bundel. - M.: ED. Külföldi irodalom, 1963. - 365 p.
7. Lemenovsky D.a., Levitsky M. M.. Orosz Kémiai Journal (folyóirat az orosz kémiai társadalom. D.I. Imeteleeva). - 2000. - T. XLIV, IP.6. - P. 63-86.
8. Vegyi enciklopédikus szótár / ch. Ed. I.L. Knununz. - M.: Owls. Enciklopédia, 1983. - P. 607. - 792 p.
9. Nekrasov B.V. Általános kémia útja. - M.: Goshimzdat, 1962. - P. 679. - 976 p.
10. Lidin R.A., Andreeva L.l., Milochenko v.a. Directory a szervetlen kémia számára. Szervetlen anyagok állandóságai. - M.: "Kémia", 1987. - P. 155-161. - 320 s.
11. Gillespi R. Geometria molekulák / transz. angolról E.Z. Kastély és vs Masryukova, ed. Yu. Pentina. - M.: "Béke", 1975. - P. 49. - 278 p.
12. Címtár kémikus. - 2. Ed., Pererab. és add hozzá. - L.-M.: NTS kémiai irodalom, 1962. - T. 1. - P. 402-513. - 1072 p.
13. Lidin R.A., Andreeva L.l., Milochenko v.a. Directory a szervetlen kémia számára. Szervetlen anyagok állandóságai .. - M.: "Kémia", 1987. - P. 132-136. - 320 s.
14. Ziman J. Elektronok fémekben (Bevezetés a fermi felületek elmélete). A fizikai tudományok sikerei .. - 1962. - T. 78, probléma.2. - 291 p.

Lásd még

• Kémiai kommunikáció - cikk a nagy szovjet enciklopédia
• Kémiai kommunikáció - Chemport.ru.
• Kémiai kommunikáció - fizikai enciklopédia