Kovalentinė cheminė jungtis, jos veislės ir švietimo mechanizmai. Kovalentinės obligacijos (poliškumo ir ryšių energijos) charakteristikos. Jonų ryšys. Metalo jungtis. Vandenilio ryšiai. \\ T
Cheminės bendravimo doktrina yra visų teorinės chemijos pagrindas.
Pagal cheminę jungtį supranta tokią atomų sąveiką, kuris juos susieja į molekules, jonus, radikalus, kristalus.
Yra keturios cheminės obligacijos: joninės, kovalentinės, metalo ir vandenilio.
Cheminių obligacijų padalijimas tipams yra sąlyginis, nes jie visi būdingi tam tikra vienybė.
Joninis ryšys gali būti vertinamas kaip ekstremalus kovalentinio poliarinio ryšio atvejis.
Metalo jungtis sujungia kovalentinę atomų sąveiką naudojant komunalinius elektronus ir elektrostatinį traukos tarp šių elektronų ir metalo jonų.
Medžiuose dažnai nėra jokių cheminių ryšių (arba grynų cheminių obligacijų).
Pavyzdžiui, $ Lif $ Ličio fluoridas yra perduodamas joninėmis jungtimis. Tiesą sakant, yra nuoroda į $ 80% $ jonic ir $ 20% kovalentiniu. Todėl tai yra teisinga, todėl akivaizdu, kad kalbama apie cheminės jungties poliškumo (joniškumo laipsnį).
$ Hf-hcl-hbr-hf-hf-hf-hf-hc-hcb-hbr-hab-hw $ yra sumažintas iki $ hf-hcl-hbr-hh $ ht $ už poliškumą komunikacijos laipsnį, nes skirtumas galios Sumažėja halogenų ir vandenilio atomų elektroneegamumas, o asociacija tampa beveik ne poliariniu $ (EO (H) \u003d 2.1; EO (AT) \u003d 2.2) $.
Įvairių tipų obligacijos gali būti įtrauktos į tose pačiose medžiagose, pavyzdžiui:
- remiantis: tarp atomų deguonies ir vandenilio hidroxo grupėse, poliarinio kovalentinio ryšio ir tarp metalo ir hidrooksido - joninės;
- deguonies turinčių rūgščių druskose: tarp neometalinio atomo ir rūgšties liekanos deguonies - kovalentiniu poliariniu ir tarp metalo ir rūgšties likučių - jonų;
- amonio druskose, meymmonionia ir kt.: azoto ir vandenilio atomų - kovalentiniu poliariniu ir tarp amonio jonų arba metilamammonium ir rūgšties likučiu - joninu;
- metaluose peroksidai (pavyzdžiui, $ na_2o_2) ryšys tarp deguonies atomų yra kovalentinis, ne poliaras ir tarp metalo ir deguonies ir kt.
Įvairių tipų jungtys gali perkelti vieną į kitą:
- su elektrolitiniu disociacija kovalentinių junginių vandenyje, kovalentinis polilinis ryšys patenka į joninę;
- su metalų išgarinimu, metalo jungtis virsta kovalentiniu ne poliariniu ir pan.
Visų rūšių ir tipų cheminių obligacijų rūšių priežastis yra jų identiška cheminė gamta - elektronų branduolinė sąveika. Cheminių obligacijų formavimas bet kuriuo atveju yra atomų elektronų branduolinės sąveikos rezultatas, kartu su energijos išleidimu.
Kovalentinių ryšių švietimo metodai. Kovalentinės komunikacijos charakteristikos: ilgio ir ryšių energija
Kovalentinė cheminė jungtis yra ryšys, atsirandantis tarp atomų formuojant bendras elektronines poras.
Tokio ryšio švietimo mechanizmas gali būti keičiamasi ir donorais.
I. Keičiamas mechanizmas Ji veikia, kai atomai sudaro bendrąsias elektronines poras dėl nesusijusių elektronų sąjungos.
1) $ h_2 $ - vandenilis:
Komunikacija atsiranda dėl viso $ S $--Ectrons vandenilio atomų pora (sutapimas $ S $ -Rbboalals):
2) $ HCl $ - chloridas:
Komunikacija atsiranda dėl bendro Electron pora $ S- $ ir $ P- $ Electrons (sutampa $ S-P- $ Orbitals) formavimo:
3) $ CL_2 $: chloro molekulėje yra suformuota kovalentinė obligacija dėl nesudėrumo $ P- $ Electron (sutampa $ P-P- $ Orbitals):
4) $ N_2 $: trys bendrosios elektroninės poros yra suformuotos nitrio molekulės tarp atomų:
Ii. Donoro priėmimo mechanizmas Kovalentinio ryšio formavimas pažvelgs į amonio Ion $ NH_4 ^ + $ pavyzdį.
Donoras turi elektroninę porą, priimtojas yra laisva orbita, kurią ši pora gali užimti. Amonio jonyje visos keturios obligacijos su vandenilio atomais yra kovalentinis: trys buvo suformuoti dėl bendrų azoto atomo ir vandenilio atomų porų kūrimo mainų mechanizme, vienas - pagal donoro-ACCATOR mechanizmą.
Kovalentinės obligacijos gali būti klasifikuojamos pagal persidengiančių elektroninių orbitų, taip pat juos parodyti vienam iš ribotų atomų metodu.
Cheminės obligacijos, atsirandančios dėl persidengiančių elektroninių orbitų palei ryšio liniją, vadinama $ σ $ - Ryšiai (Sigma obligacijos). Sigma-komunikacija yra labai patvarus.
$ P- $ Orbital gali būti sutapta dviem sritimis, sudarant kovalentinį ryšį dėl šoninio sutapimo:
Cheminės obligacijos, atsirandančios dėl "šoninio" elektroninių orbitalių už komunikacijos linijos ribų, i.e. dviejose srityse, vadinamos $ π $ - ryšiai (PI obligacijos).
Iki dalies perspausimo laipsnis Bendros elektroninės poros į vieną iš kovalentinės obligacijos atomų gali būti polar. ir. \\ T notolar.
Kovalentinė cheminė jungtis, sudaryta tarp atomų su tuo pačiu elektroniniu ryšiu, vadinamas notolar. Elektroninės poros nėra perkeltos į bet kurį iš atomų, nes Atomai turi tą patį EO - atidėti valentinių elektronų nuosavybė nuo kitų atomų pati. Pavyzdžiui:
tie. Per kovalentinę ne polinį ryšį suformuojamos paprastų medžiagų molekulės. Kovalentinė cheminė jungtis tarp elementų, kurių skiriasi, atomų yra vadinamas polar.
Kovalentinis ilgis ir energija.
Charakteristika kovalentinės obligacijų savybės - jo ilgis ir energija. Ilgio ryšys - Tai yra atstumas tarp atomų branduolių. Cheminė jungtis yra stipresnė už jos ilgį. Tačiau ryšio stiprumo matas yra komunikacijos energijatai lemia energijos kiekis, reikalingas bendravimui. Jis paprastai matuojamas KJ / mol. Taigi, pagal eksperimentinius duomenis, bendravimo trukmė $ H_2 molekulių, CL_2 $ ir $ N_2 $, sudaro $ 0.074, 0,198 $ ir $ 0,109 $ NM, ir ryšio energija yra atitinkamai $ 436, $ 242 ir $ 946 CJ / mol.
Jonai. Jonų komunikacija
Įsivaizduokime, kad yra du atomai: metalo I grupės atomas ir ne metalo grupės grupė. Metalinio atomo prie išorinio energijos lygio yra vienintelis elektronas, o Nemmetalo atomas yra tik vienas elektronas, kad jo išorinis lygis būtų baigtas.
Pirmasis atomas lengvai suteiks antrą savo toli nuo branduolio ir su elektroniniu būdu susijusiu elektronu, o antrasis suteiks jam laisvą vietą išoriniame elektroniniame lygyje.
Tada atomas, neturintis vieno iš jo neigiamo mokesčio, taps teigiamai įkrauta dalelė, o antroji paverčia neigiamai įkrautą dalelę dėl gauto elektrono. Tokios dalelės yra vadinamos jonai.
Cheminė jungtis, atsirandanti tarp jonų, vadinama jonu.
Apsvarstykite šio ryšio formavimąsi su šulinio natrio chlorido junginio (natrio lentelės) pavyzdžiu:
Atomų transformacijos procesas į jonus pavaizduotas diagramoje:
Toks atomų konvertavimas į jonus visada vyksta į tipiškų metalų atomų sąveiką ir tipiškus nemetalus.
Apsvarstykite argumentavimo algoritmą (pvz., Įrašant jonų komunikacijos formavimąsi, pavyzdžiui, tarp kalcio ir chloro atomų:
Skambučiai, rodantys atomų arba molekulių skaičių koeficientaiir numeriai, rodantys atomų arba jonų skaičių molekulėje indeksai.
Metalo komunikacija
Susipažinsime su metalo elementų atomais. Metalai paprastai egzistuoja izoliuotų atomų pavidalu, bet gabalas, lutoot ar metalo gaminio pavidalu. Kas yra metalo atomai vienoje sumoje?
Daugumos metalų atomai yra nedidelis elektronų skaičius - 1, 2, 3 $. Šie elektronai yra lengvai atskirti, o tezėse paverčiamos teigiamais jonais. Atskiras elektronai pereina iš vienos jonų į kitą, susiejant juos į vieną visumą. Prijungimas su jonais, šie elektronai yra laikinai atomai, tada palikite dar kartą ir sujungti su kitu jonu ir kt. Todėl į metalo tūrį, atomai nuolat konvertuojami į jonus ir atvirkščiai.
Bendravimas metalais tarp jonų naudojant bendrus elektronus yra vadinamas metaliniu.
Schematiškai rodo natrio metalo fragmento struktūrą.
Tuo pačiu metu, nedidelis skaičius Komisijos elektronų jungiasi daug jonų ir atomų.
Metalo komunikacija turi tam tikrą panašumą su kovalentiniu, nes jis yra pagrįstas elektronų išoriniu sąjunga. Tačiau kovalentiniame ryšyje yra bendri tik du kaimyniniai atomai išoriniai elektronai, o visi atomai dalyvauja metaliniuose ryšiuose šiais elektronais paskelbimo. Štai kodėl kristalai su kovalentiniu sustojimu ir metalu, kaip taisyklė, plastiko, elektra laidus ir turi metalo blizgesį.
Metalo jungtis yra būdinga tiek švariems metalams ir įvairių metalų lydiniams ir skystoms šalyse.
Vandenilio ryšiai. \\ T
Cheminė jungtis tarp teigiamai poliarizuotų vienos molekulės vandenilio atomų (arba jo dalies) ir neigiamai poliarizuoti glaudžiai elektroninių elementų atomais, turinčiais lotos elektroninę porą ($ f, o, n $ ir mažiau dažnai $ ir $ ir $), Kita molekulė (arba jos dalys) vadinama vandeniliu.
Vandenilio obligacijų formavimo mechanizmas turi iš dalies elektrostatinį, dalinai donoro-acceptoriaus simbolį.
Apskritai vandenilio obligacijų pavyzdžiai:
Jei yra tokia obligacija, netgi mažos molekulinės masės medžiagos gali būti įprastomis skysčių (alkoholio, vandens) arba lengvai suskystintų dujų (amoniako, fluorido vandenilio).
Molekulinės kristalų grotelės turi molekulinius kristalinius ryšius.
Molekulinės ir nekompozicinės medžiagos. Kristalų grotelės tipas. Medžiagų savybių priklausomybė nuo jų sudėties ir struktūros
Molekulinė ir ne molekulinė struktūra
Nėra atskirų atomų ar molekulių atsiranda cheminių sąveikų, tačiau medžiagos. Medžiaga pagal tam tikras sąlygas gali būti vienoje iš trijų suvestinių būsenų: kieta, skysta arba dujinė. Medžiagos savybės taip pat priklauso nuo cheminės jungties pobūdžio tarp dalelių generuoja dalelėmis - molekulėmis, atomais ar jonais. Išskiriami molekulinės ir ne etikos cheminės medžiagos.
Medžiagos, susidedančios iš molekulių molekulinės medžiagos. \\ T. Tarp tokių medžiagų molekulių ryšiai yra labai silpni, daug silpnesni nei tarp atomų molekulės viduje, ir jau yra palyginti žemos temperatūros, jie suskaido - cheminė medžiaga virsta skysčiu ir toliau į dujas (jodiumo sublimacija). Molekulių, susidedančių iš molekulių, lydymas ir virimo taškai didėja.
Molekulinės medžiagos apima chemines medžiagas su branduoline struktūra ($ C, SI, Li, Na, K, Cu, Fe, W), tarp jų yra metalai ir nemetalai.
Apsvarstykite fizines savybes šarminių metalų. Santykinai mažas ryšys tarp atomų sukelia mažas mechaninis stiprumas: šarminiai metalai yra minkšti, lengvai supjaustyti su peiliu.
Dideli atomų dydžiai sukelia nedidelį šarminių metalų tankį: ličio, natrio ir kalio net lengviau nei vanduo. Šarkalių metalų grupėje virimo ir lydymosi temperatūra mažėja su elemento sekos numeriu, nes Atomų dydžio padidėja ir atpalaiduoja.
Medžiagoms. \\ T nemolekulinis Pastatai yra joniniai junginiai. Dauguma metalo junginių su nemetalais turi tokį pastatą: visos druskos ($ NaCl, k_2so_4 $), kai kurie hidridai ($ lih $) ir oksidai ($ cao, mgo, feo $), bazė ($ naoh, koh $ ). Jonų (numerekliniai) medžiagos turi didelę lydymosi ir virimo temperatūrą.
Crystal grotelės. \\ T
Medžiaga yra žinoma, gali egzistuoti trimis agregatu: dujiniais, skystais ir tvirtais.
Kietos medžiagos: amorfinis ir kristalinis.
Apsvarstykite, kaip cheminių obligacijų funkcijos ant kietųjų medžiagų savybių įtakos kietųjų medžiagų savybes. Kietos dalys suskirstytos į crystal.ir. \\ T Amorfinis.
Amorfinės medžiagos neturi aiškaus lydymosi taško - kai šildomas, jie palaipsniui sušvelnina ir eina į skysčio būseną. Amorfine būsena, pavyzdžiui, plastilinas ir įvairios dervos.
Kristalinės medžiagos pasižymi teisinga tų dalelių vieta, iš kurios jie susideda iš: atomai, molekulės ir jonai - griežtai apibrėžti erdvės taškai. Prijungus šiuos taškus, erdvinis rėmas yra suformuotas tiesiomis linijomis, vadinama "Crystal Grill". Taškai, kuriuose yra kristalų dalelės, yra vadinamos grotelės mazgais.
Priklausomai nuo dalelių tipo, esančių kristalų grotelės, ir jų santykių pobūdis išsiskiria keturių tipų kristalų groteles: joninė, atominė, molekulinė ir. \\ T metalas.
Joninės kristalinės grotelės.
Joninis Skambinkite Crystal groteles, kurių mazguose yra jonai. Jie sudaro medžiagas su jonine jungtimi, kuri gali būti susijusi su tiek įprastais jonų $ na ^ (+), Cl ^ (-) $ ir sudėtinga $ so_4 ^ (2-), tai ^ - $. Todėl jonų kristalų grotelės turi druskų, kai kurių metalų oksidai ir hidroksidai. Pavyzdžiui, natrio chlorido kristalas susideda iš kintančių teigiamų jonų $ na ^ + $ ir neigiamo $ Cl ^ - $ formuojant tinklelį kubo pavidalu. Tokio kristalo jonų ryšiai yra labai stabilūs. Todėl medžiagos su jonų grotelėmis išsiskiria santykinai dideliu kietumu ir ilgaamžiškumu, jie yra ugniai atsparios ir nepastovios.
Atominės kristalinės grotelės.
Atomic. Sukurkite kristalų groteles, kurių mazguose yra atskiri atomai. Tokiais grotelėmis atomai yra tarpusavyje sujungiami labai stipriomis kovalentinėmis obligacijomis. Medžiagų su tokiu kristaliniu grotelės tipu pavyzdys gali būti deimantas - vienas iš alotropinių anglies modelių.
Dauguma medžiagų su atominės kristaliniu grotelėmis turi labai didelę lydymosi temperatūrą (pavyzdžiui, deimantas yra didesnis už $ 3500 ° C $), jie yra patvarūs ir sunkiai, praktiškai netirpūs.
Molekulinės kristalų grotelės.
Molekulinis. \\ T Kristaliniai grotelės vadinamos, kurios yra molekulių mazguose. Cheminės obligacijos šiose molekulėse gali būti poliariniai ($ HCl, H_2O $) ir ne poliariniai ($ N_2, O_2 $). Nepaisant to, kad atomai viduje molekulės yra susijusios su labai stipriomis kovalentinėmis obligacijomis, yra silpnų tarpimalaus pritraukimo jėgų tarp pačių molekulių. Todėl medžiagos su molekuliniais kristaliniais grotelėmis turi mažą kietumą, mažą lydymosi temperatūrą, lakiųjų. Dauguma kietų organinių junginių turi molekulinius kristalų groteles (naftalenas, gliukozė, cukrus).
Metalo kristalų grotelės.
Metaliniai kaklaraiščiai turi metalo kristalų groteles. Tokių grotelių mazguose yra atomai ir jonai (tada atomai, tada jonai, kuriuose metaliniai atomai lengvai konvertuoja, suteikiant išorinius elektronus "bendrai naudojamais"). Tokia vidinė metalų struktūra lemia jų būdingus fizines savybes: laikiškumas, plastiškumas, elektrinis ir šiluminis laidumas, būdingas metalo blizgesys.
Cheminė jungtis, jos tipai, savybės, yra vienas iš įdomių mokslo kertinio akmens kaip chemija. Šiame straipsnyje mes išanalizuosime visus cheminių ryšių aspektus, jų reikšmę moksle, pateikiame pavyzdžius ir daug daugiau.
Kas yra cheminis ryšys
Pagal cheminę obligaciją chemijoje suprantama kaip abipusis atomų sukilimas molekulėje ir, kaip dėl pritraukimo jėgos, kuri egzistuoja tarp. Būtent dėl \u200b\u200bcheminių obligacijų yra įvairių cheminių junginių susidarymas yra formavimas, tai yra cheminės jungties pobūdis.
Cheminių jungčių tipai
Cheminės jungties formavimo mechanizmas stipriai priklauso nuo jo tipo ar tipo, kaip visumos, išskiriami tokie pagrindiniai cheminės obligacijos:
- Kovalentinė cheminė jungtis (kuri savo ruožtu gali būti poliariniai ir ne poliariniai)
- Jonų komunikacija
- Komunikatas. \\ T
- Cheminiai ryšiai
tokie žmonės.
Kaip ir mūsų svetainėje ji yra skirta atskiram straipsniui, ir jūs galite skaityti nuorodą išsamiau. Be to, išsamiau analizuosime visus kitus pagrindinius cheminių ryšių tipus.
Jonų cheminiai ryšiai
Jonų cheminės jungties susidarymas kyla su abipusiu dviejų jonų, turinčių skirtingus mokesčius, elektros pritraukimas. Jonai paprastai su tokiomis cheminėmis obligacijomis yra paprasta, susidedanti iš vienos medžiagos atomo.
Jonų cheminės jungties schema.
Būdinga jonų tipo tikrinimo komunikacijos bruožas yra prisotinimo nebuvimas, todėl labiausiai lengvai įkrautas jonų skaičius gali prisijungti prie jonų ar net visos jonų grupės. Jonų cheminės jungties pavyzdys gali būti kaip CSF cezio fluoridas, kuriame jonizmo lygis yra beveik 97%.
Vandenilio cheminiai ryšiai
Ilgai prieš dabartinę cheminių obligacijų teoriją savo šiuolaikinėje formoje, mokslininkai matė chemikai, kad vandenilio junginiai su nemetalais turi įvairias nuostabias savybes. Pasakykime virimo temperatūros ir kartu su fluorido vandeniliu yra daug didesnis nei gali būti, čia yra paruoštas pavyzdys vandenilio cheminės jungties.
Paveikslėlyje, vandenilio cheminės jungties susidarymo schema.
Vandenilio cheminės jungties pobūdis ir savybės yra dėl vandenilio atomo h gebėjimo suformuoti kitą cheminę jungtį, taigi yra šio ryšio pavadinimas. Tokios obligacijos formavimo priežastis yra elektrostatinių jėgų savybės. Pavyzdžiui, bendras elektroninis debesis fluoro molekulėje yra taip perkelta į fluorą, kad erdvė aplink šios medžiagos atomą yra prisotintas neigiamu elektriniu lauku. Aplink vandenilio atomą, ypač neturi savo vienintelio elektrono, viskas yra tiksliai priešingai, jo elektroninis laukas yra daug silpnesnis, todėl turi teigiamą mokestį. Žinoma, kad yra teigiami ir neigiami mokesčiai, todėl kyla kieta ir vandenilio jungtis.
Metalų cheminis ryšys
Kokia cheminė jungtis yra būdinga metalams? Šios medžiagos turi savo rūšį cheminės obligacijų - atomų visų metalų yra ne Ababa, kaip ir tam tikru būdu, jų buvimo tvarka vadinama kristaliniu grotelėmis. Įvairių atomų elektronai sudaro bendrą elektroninį debesį, o jie silpnai sąveikauja tarpusavyje.
Taigi atrodo, kad metalo cheminė jungtis atrodo.
Kaip metalo cheminių obligacijų pavyzdys, visi metalai gali veikti: natrio, geležies, cinko ir pan.
Kaip nustatyti cheminės medžiagos tipą
Priklausomai nuo medžiagų, kurios dalyvauja jame, jei metalas ir neetall, ryšys yra joninis, jei du metalai, tada metaliniai, jei du ne metallol yra kovalentinis.
Cheminių santykių savybės
Palyginti skirtingas chemines reakcijas, naudojami skirtingos kiekybinės charakteristikos, pavyzdžiui:
- ilgis,
- energija,
- poliškumas,
- jungčių tvarka.
Mes išsamiau analizuosime juos.
Komunikacijos trukmė yra pusiausvyros atstumas tarp atomų branduolių, kuriuos prijungia cheminė jungtis. Paprastai matuojamas eksperimentiškai.
Cheminės jungties energija lemia jo stiprumą. Šiuo atveju energija skirta reikalingoms pastangoms, siekiant nutraukti cheminę jungtį ir atjunkite atomus.
Cheminės obligacijos poliškumas rodo, kiek elektronų tankis yra perkeliamas į vieną iš atomų. Atomų gebėjimas perkelti elektronų tankį arba kalbant paprasta kalba "ištraukti antklodę ant savęs" chemijoje vadinama elektroneegatija.
Raktažodžiai Santrauka. Cheminis ryšys: kovalentinis (poliariniai ir ne poliariniai), joniniai, metaliniai.
Yra vadinamos vertybėmis, kurios laikosi atomų molekulių cheminės obligacijos.
Cheminių ryšių susidarymas įvyksta tuo atveju, jei šis procesas yra susijęs su energijos padidėjimu. Ši energija atsiranda, jei kiekvienas atomas, sudarantis cheminę jungtį, gauna stabilią elektroninę konfigūraciją.
Remiantis švietimo ir egzistencijos metodu, cheminė jungtis gali būti kovalentinė (poliariniai, ne poliariniai), joniniai, metaliniai.
Kovalentinis cheminis ryšys
■ Kovalentinis cheminis ryšys - Tai yra ryšys, atsirandantis tarp atomų formuojant bendras elektronines poras dėl nesusijusių elektronų.
Išoriniai periodinės sistemos elementai (išskyrus kilnus dujas) yra nesusijusių elektronų, ty yra nebaigti. Cheminės sąveikos procese atomai linkę užbaigti išorinį elektroninį lygį.
Pavyzdžiui, elektroninė vandenilio atomo formulė: 1s 1.. Jos grafinis variantas: 
Taigi, vandenilio atomas cheminėse reakcijose siekiama užbaigti išorinį 1 s lygį su vienu s-elektronu. Su dviejų vandenilio atomų konvergencijos, į elektronų traukos vieno atomo į kitą atomo branduolį padidėjimas. Pagal šį atstumą, atstumas tarp atomų branduolių yra sumažintas ir dėl jų elektroninių orbitalų persidengia vieni kitus, sukuriant bendrą elektroninę orbitą - molekulinę. Kiekvieno vandenilio atomų elektronai per persidengiančių orbitalų regionas migruoja iš vieno atomo į kitą, tai yra bendros elektroninės poros. Branduoliai bus arčiau, kol augančios to paties pavadinimo atkūrimo jėgos nesuderina traukos jėgų.
Elektronų perėjimas nuo atominės orbitinės iki molekulinės lydi sistemos energija (palankesnė energetika) ir cheminių obligacijų formavimas:
Panašiai, bendrosios elektroninės poros yra suformuotos atsižvelgiant į P elementų atomų sąveiką. Taigi visos paprastos medžiagos molekulės yra suformuotos. Formuojant F 2 ir Cl2, jis sutampa vienas P-orbitos iš kiekvieno atomų (suformuota viena obligacija), o azoto atomų sąveika, trys P-orbitos yra sutapta iš kiekvienos ir nitolo molekulės n 2 suformuotas trivietis ryšys.
Elektroninė chloro atomo formulė: 1s 2 2s 2 2P 6 3S 2 3P 5. Grafinė formulė: 
Taigi, ant išorinio orbitos, chloro atomo yra vienas nesusijęs p-elektronas. Dviejų chloro atomų sąveika įvyks pagal šią schemą:
Elektroninė azoto atomo formulė: 1S 2 2 2 2 2.. Grafinė formulė:
Nitroto atomo išorinėje orbitoje yra 3 nepasaitos P-elektronai. Dviejų azoto atomų sąveika vyks pagal šią schemą:
Obligacijų stiprumas molekulėje nustatomas pagal bendrųjų elektroninių porų skaičiaus atomai. Dvigubas jungtis yra stipresnis už vieną, trigubą - stipresnį dvigubą.
Didėjant atomų ryšių skaičiui, atstumas tarp atominės branduolio yra sumažintas, kuris vadinamas ryšio trukme, o energijos kiekis, reikalingas obligacijai nutraukti, kuris vadinamas ryšio energija. Pavyzdžiui, fluoro molekulėje, ryšys yra vienintelis, jo ilgis yra 1,42 nm (1 nm \u003d 10-9 m), o azoto molekulėje, klijavimo jungtis, jo ilgis yra 0,11 nm. Privaloma energija azoto molekulėje yra 7 kartus didesnė už privalomą energiją fluoro molekulėje.
Vandenilio atomo sąveika su chloro atomu, abu atomai stengsis užbaigti išorinį energijos lygį: vandenilis - 1 S lygis ir chloras - 3p lygis. Dėl jų konvergencijos, 1 s-orbitos atomo vandenilio atomo ir chloro atomo 3R orbitos, ir bendroji elektroninė pora yra suformuota iš atitinkamų nesusijusių elektronų: 
Molekulių H 2 ir HCl, persidengiamos orbitinių vandenilio atomų plotas yra vienoje plokštumoje - tiesia linija, jungiančia atominės branduolių centrus. Toks ryšys vadinamas σ - prijungtas (Sigma-komunikacija): 
Tačiau, jei molekulėje susidaryta dviguba jungtis (su dviem elektroniniais orbitaliais), tada vienas ryšys bus σ-obligacija, o antrasis bus suformuotas tarp orbitos, esančios lygiagrečiai vieni kitiems. Lygiagrečios orbitos užblokuotos su dviem bendromis sritimis, esančiomis viršuje ir apačioje iš linijos, jungiančios atomų centrus.
Cheminės obligacijos, sudarytos dėl šoninio orbitos sutapimo - dviem vietomis, vadinamomis π-Bond. (PI obligacija): 
Sudarant kovalentinę ryšį su medaus atomais su tuo pačiu elektriniu negatyvumu (H2, F 2, O 2, N 2), bendra elektroninė pora bus tokia pat atstumu nuo atominės branduolio. Tokiu atveju bendrosios elektroninės poros tuo pačiu metu priklauso vienodai tiek atomai, o ne atomai neturės neigiamo mokesčio, kad elektronai vyksta. Šis kovalentinio ryšio tipas vadinamas ne poliariniu.
■ kovalentinis ne polilinis ryšys - tipo cheminės obligacijos formavimo tarp atomų su ta pačia elektroninėcegatija.
Tuo atveju, kai sąveikos elementų elektroninis reguliavimas nėra lygus, bet yra arti vertės, generalinis elektronų pora yra perkelta į elementą su didesniu elektroniniu būdu. Tuo pačiu metu dalinis neigiamas mokestis yra suformuotas (dėl neigiamų įkrautų elektronų):
Kaip rezultatas, daliniai mokesčiai yra suformuoti ant sudėtinių atomų. H +0.18. ir. \\ T Cl -0,18.; Ir molekulėje atsiranda du poliai - teigiami ir neigiami. Toks kovalentinis ryšys vadinamas Polar.
■ kovalentinis polilinis ryšys - atomų sąveikos metu susidarančios kovalentinės obligacijos forma, kurios elektroninė sistema yra šiek tiek kitokia.
Gauta dalinis įkrovimas ant atomų molekulėje žymi Graikijos raidė 8 (Delta) ir elektroninio poros poslinkio kryptis - rodyklė: 
Jonų cheminiai ryšiai
Atsižvelgiant į cheminės sąveikos tarp atomų atveju, kurio elegikavimas yra smarkiai skiriasi (pavyzdžiui, tarp metalų ir nemetalų), yra beveik visiškas elektronų debesų poslinkis į atomą su didesniu elektroniniu būdu. Tuo pačiu metu, kad atomo branduolio mokestis yra teigiamas, atomas, kuris beveik visiškai davė savo valentiniam elektronams, tampa teigiamai įkrauta dalelėmis - teigiamu jonu arba katijonu. Atomas, kuris gavo elektrons, virsta neigiamai įkrauta dalelė - neigiama jonų arba anijonija: 
Ir jis - Tai yra vienintelė rytietiška arba daugiaaukštis neigiamai arba teigiamai įkrauta dalelė, į kurią atomas konvertuojamas kaip elektronų praradimo ar pridėjimo rezultatas.
Tarp skirtingų įkrautų jonų į savo konvergenciją atsiranda elektrostatinio traukos jėgos - teigiamai ir neigiamai apmokestinami jonai yra arčiau, formuojant medžiagos molekulę.
■ ION chemija - Tai yra ryšys, sudarytas tarp jonų elektrostatinio traukos jėga.
Elektronų sujungimo procesas cheminių sąveikų atomuose su didesniu elektroniniu būdu yra vadinamas atsigavimu, o recoišo elektronų atomų procesas su mažiau elektroniniu būdu - oksidacija.
Joninio ryšio tarp natrio ir chloro atomų susidarymo schema gali būti tokia:
Joninė cheminė jungtis yra šarminių ir šarminių žemės metalų oksiduose, hidroksiduose ir hidriduose druskose, taip pat metalų junginiuose su halogenais.
Jonai gali būti tokie paprasti (monatominiai): Cl -, N +, Na +ir sudėtinga (poliatominė): NH 4 -. Ion mokestis užfiksuojamas viršuje po cheminio elemento ženklo. Iš pradžių mokestis užregistruojamas, o tada jo ženklas.
Metalo komunikacija
Tarp metalų atomų yra specialus cheminės jungties tipas, vadinamas metaliniu. Šio ryšio formavimas yra dėl trijų metalų atomų struktūros ypatybių:
- išoriniu energijos lygiu yra 1-3 elektronų (išimtys: skardos ir švino atomai (4 elektronai), antimony ir bismuth atomai (5 elektronai), atomo polonija (6 elektronai));
- aTOM turi palyginti didelį spindulį;
- aTOM turi daug laisvų orbitos (pvz., NA viename valence elektronyje yra 3 energijos lygiu, kuriame yra dešimt orbitos (viena s-, trys R- ir penki D-orbitalės).
Pagal metalinių atomų suartėjimą, jų laisvo orbitos sutapimas atsiranda, o valence elektronai gauti gebėjimą naršyti orbitinių atomų arti energijos reikšmes. Atomas, prarandantis elektroną, virsta jonu. Taigi, metalo formuojamas elektronų derinys, judantis tarp jonų. Teigiamų metalų jonų pritvirtinimas, elektronai juos atkuria, tada vėl grįžkite į kitus jonus. Toks atomų konvertavimas į jonus ir atgal vyksta metaluose nuolat. Dalelės, iš kurių metalai vadinami atomo jonais.
■ Metalo komunikacija - Tai yra obligacija, sudaryta tarp atominių jonų metalų ir lydinių, pastoviu judėjimu tarp jų elektronų: 
Pamokos santrauka "Cheminė komunikacija: kovalentinė, joninė, metalinė".
Jonų cheminė jungtis yra obligacija, sudaryta tarp cheminių elementų atomų (teigiamai arba neigiamai įkraunami jonai). Taigi, kas yra jonų ryšys, ir kaip yra jos mokymas?
Bendra jonų cheminė medžiaga
Jonai yra dalelės, kurios turi mokestį, kai atomai į recoil arba elektronų priėmimo procesą. Jie labai stipriai traukia vieni kitus, būtent dėl \u200b\u200bšios priežasties medžiagos su tokiu ryšio tipu yra didelės virimo ir lydymosi temperatūros.
Fig. 1. IONS.
Jonų ryšys yra cheminė jungtis tarp variuepete jonų, atsiradusių dėl jų elektrostatinio traukos. Tai gali būti laikoma ekstremaliu atveju kovalentinės obligacijos, kai ribotų atomų elektrinio negatyvumo skirtumas yra toks didelis, o tai yra visiškas mokesčių atskyrimas.
Fig. 2. ION cheminė jungtis.
Paprastai manoma, kad santykiai įgyja elektroninį simbolį, jei EO\u003e 1.7.
Elektronegumo vertės skirtumas yra didesnis, tolesni elementai yra atskirti periodinėje sistemoje per laikotarpį. Šie santykiai būdingi metalams ir nemetalams, ypač esančiuose atokiausiuose grupėse, pavyzdžiui, I ir VII.
Pavyzdys: druskos druska, natrio chloridas NaCl:
Fig. 3. Joninės cheminės jungties natrio chlorido schema.
Jonų ryšys egzistuoja kristaluose, jis turi ilgaamžiškumą, ilgai, bet ne prisotintas ir nėra nukreiptas. Joninė jungtis yra būdinga tik sudėtingoms medžiagoms, pvz., Druskos, šarmai, kai kurie metalų oksidai. Dujinėje būsenoje tokios medžiagos yra jonų molekulių pavidalu.
Jonų cheminė jungtis susidaro tarp tipiškų metalų ir nemetalų. Elektronai yra privalomi nuo metalo, judančių į neetalinius, formuojančius jonus. Dėl to susidaro elektrostatinis atrakcija, kuri vadinama jonų ryšiu.
Tiesą sakant, visiškai jonų komunikacija nerasta. Vadinamoji joninė jungtis yra iš dalies joninė, iš dalies kovalentinė. Tačiau sudėtingų molekulinių jonų prijungimas gali būti laikomas jonu.
Joninės komunikacijos pavyzdžiai
Galima pateikti keletą jonų komunikacijos formavimo pavyzdžių:
- kalcio ir fluoro sąveika
Ca 0 (atom) -2e \u003d ca 2 + (jonas)
- Kalcis lengviau duoti du elektronus, nei gauti trūkstamą.
F 0 (atom) + 1e \u003d f- (jon)
- Priešingai, lengviau paimti vieną elektroną nei septyni elektronai.
Raskite mažiausią bendrą daugelį tarp gautų jonų mokesčių. Jis yra lygus 2. 2. Apibrėžiame fluoro atomų skaičių, o tai užtruks du elektronai nuo kalcio atomo: 2: 1 \u003d 2. 4.
Leiskite mums sudaryti jonų cheminės jungties formulę:
CA 0 + 2F 0 → CA 2 + F-2.
- natrio ir deguonies sąveika
170955 0
Kiekvienas atomas turi tam tikrą elektronų skaičių.
Įeinant į chemines reakcijas, atomai pateikiami, jie įgyja arba bendrauja elektronų, pasiekia stabiliausią elektroninę konfigūraciją. Stabili yra konfigūracija su mažiausia energija (kaip ir kilnių dujų atomuose). Šis modelis vadinamas "okteto taisyklėmis" (1 pav.).
Fig. vienas.
Ši taisyklė taikoma visiems ryšių tipai. Elektroniniai ryšiai tarp atomų leidžia suformuoti stabilias struktūras, nuo paprasčiausių kristalų iki sudėtingų biomolekulių formuojančių, galiausiai gyvų sistemų. Jie skiriasi nuo kristalų su nuolatiniu metabolizmu. Šiuo atveju daugelis cheminių reakcijų vyksta pagal mechanizmus elektroninis perdavimaskurie vaidina svarbų vaidmenį organizme energijos procesuose.
Cheminė jungtis yra jėga, kurioje yra du ar daugiau atomų, jonų, molekulių ar bet kokio derinio.
Cheminės obligacijos pobūdis yra universalus: tai yra elektrostatinė jėga tarp neigiamai įkrautų elektronų ir teigiamai įkrautus branduolius, lemia atomų išorinio korpuso elektronų konfigūracija. "Atom" gebėjimas suformuoti cheminius ryšius valencija, Or oksidacijos laipsnis. Su savimi susijusi su koncepcija valence elektronai - elektronai, sudarantys chemines obligacijas, ty esančias aukštosios energijos orbitoje. Atitinkamai, išorinis apvalkalas, kurio sudėtyje yra šių orbitos, yra vadinamas valentino apvalkalas. Šiuo metu nepakanka nurodyti cheminės jungties buvimą, ir būtina paaiškinti savo tipą: joninę, kovalentinę, dipolio dipolią, metalinį.
Pirmasis ryšio tipas -joninis komunikatas. \\ T
Pagal elektroninę "Lewis" ir "Kossel" valdžios teoriją atomai gali pasiekti stabilią elektroninę konfigūraciją dviem būdais: pirmiausia prarandant elektronus, paverčiant katijonai, antra, juos įgyti, paversti anons. Kaip elektroninio perdavimo rezultatas, dėl elektrostatinio stiprumo traukos tarp jonų su kaltinimais priešingu ženklu, cheminė jungtis vadinama Cossel " elektrovalent."(Dabar jis vadinamas joninis).
Šiuo atveju anijos ir katijonai sudaro stabilią elektroninę konfigūraciją su išoriniu elektroniniu korpusu. Tipinės joninės obligacijos yra sudarytos iš t ir II grupių periodinės sistemos ir anijonų ne metalinių elementų VI ir VII grupių (16 ir 17 pogrupių - atitinkamai, chalcogenov.ir. \\ T halogenas). Bendravimas joniniais junginiais yra nesočiųjų ir nevalstybiniai, todėl saugoma elektrostatinė sąveika su kitais jonais. Fig. 2 ir 3 yra joninių ryšių pavyzdžiai, atitinkantys elektroninius ašių perdavimo modelius.
Fig. 2.
Fig. 3. Jonų prijungimas prie stalo druskos molekulės (NaCL)
Čia tikslinga priminti kai kurias savybes, kurios paaiškina medžiagų elgesį, ypač apsvarstyti idėją rūgštysir. \\ T baseinai.
Visų šių medžiagų vandeniniai tirpalai yra elektrolitai. Jie keičiasi įvairiais būdais rodikliai. \\ T. Rodiklių veiksmų mechanizmas buvo atidarytas F.V. Ostelad. Jis parodė, kad rodikliai yra silpnos rūgštys ar bazės, kurių tapyba ištirpinama nesąžiningose \u200b\u200bir disociacijose.
Pagrindai gali neutralizuoti rūgštis. Ne visos bazės yra tirpios vandenyje (pvz., Netinkami, kai kurie organiniai junginiai, kuriuose nėra grupių, visų pirma, trietilaminas N (C2 H 5) 3); Tirpios bazės yra vadinamos alkalis..
Vandeniniai tirpalai rūgštys Įveskite būdingus reakcijas:
a) su metaliniais oksidais - su druskos ir vandens susidarymu;
b) su metalais - su druskos ir vandenilio formavimu;
c) su karbonatėmis - su druskos formavimu, Co 2 I. N. 2 O..
Rūgščių ir bazių savybės apibūdina kelias teorijas. Pagal S.A teoriją. Arrhenius, rūgštis yra medžiaga, suskirstyta su jonų formavimu N. +, o pagrindinės formos jonai AR JIS -. \\ T Ši teorija neatsižvelgia į organinių bazių, neturinčių hidroksilo grupių, egzistavimą.
Pagal S. protonta."Brensted" ir "Lowry" teorija yra medžiaga, kurioje yra molekulių ar jonų, kurie suteikia protonams ( donoraiprotonai), o bazė yra medžiaga, sudaryta iš molekulių arba jonų, vartojančių protonus ( atitinkami. \\ Tprotonai). Atkreipkite dėmesį, kad vandenilio jonų vandenilio jonų tirpaluose yra hidratacinėje formoje, ty hidroksionijos jonų pavidalu H 3 O. +. Ši teorija apibūdina reakciją ne tik su vandeniu ir hidroksidu jonų, bet ir ne tirpiklio ar ne vandeninio tirpiklio nėra.
Pavyzdžiui, tarp amoniako reakcijos NH. 3 (silpna bazė) ir chlorido dujų fazėje susidaro kieto amonio chloridas, o 4 dalelės visada yra dviejų medžiagų pusiausvyros mišinyje, iš kurių du yra rūgštys, o kiti - bazės:
Šis pusiausvyros mišinys susideda iš dviejų konjuguotų porų rūgščių ir bazių:
1) NH. 4 + I. NH. 3
2) Hcl.ir. \\ T Cl. ‑
Čia kiekvienoje konjugato poroje rūgšties ir pagrindo skiriasi viename protone. Kiekviena rūgštis turi konjugato bazę. Silpna konjugato bazė atitinka sunkią rūgštį ir sunki konjugato bazę.
Brensteda LOWEI teorija leidžia jums paaiškinti vandens vaidmens unikalumą biosferai pragyvenimui. Vanduo, priklausomai nuo medžiagos sąveikos su ja, gali eksponuoti savybes ar rūgštis arba bazę. Pavyzdžiui, reakcijos su vandeniniais tirpalais acto rūgšties, vanduo yra pagrindas ir su vandeniniais tirpalais amoniako - rūgšties.
1) CH 3 COXY. + H 2 O. ↔ H 3 O. + + CH 3 SOO. -. \\ T Čia acto rūgšties molekulė yra vandens molekulės protonas;
2) NH 3. + H 2 O. ↔ NH 4. + + AR JIS -. \\ T Čia amoniako molekulė priima protoną nuo vandens molekulės.
Taigi vanduo gali sudaryti dvi konjuguotos poros:
1) H 2 O. (rūgštis) ir AR JIS - (konjugatas)
2) H 3 O. + (rūgštis) ir H 2 O.(konjugatas).
Pirmuoju atveju vanduo diagnozuojamas protonu, o antrajame - sutinka.
Šis turtas vadinamas aMPHIPROTONALUMAS. Medžiagos, kurios gali patekti į kokybės ir rūgščių ir priežasčių reakcijas amfoterika. Dykumoje tokios medžiagos yra įprastos. Pavyzdžiui, amino rūgštys gali suformuoti druskų ir su rūgštimis, ir su bazėmis. Todėl peptidai lengvai sudaro koordinavimo junginius su šiais metaliniais jonais.
Taigi, jonų ryšio būdinga nuosavybė yra pilnas privalomų elektronų NPP judėjimas į vieną iš šerdies. Tai reiškia, kad yra tarp jonų, kur elektroninis tankis yra beveik nulis.
Antroji komunikacijos tipas -kovalentinis komunikatas. \\ T
Atomai gali sudaryti stabilią elektroninę konfigūraciją derinant elektronus.
Toks ryšys yra suformuotas, kai elektronų pora apibendrina vienu iš visų Atom. Šiuo atveju bendri ryšių elektronai yra paskirstyti tarp atomų vienodai. Kovalentinio ryšio pavyzdžiai gali būti vadinami gomoiderny.dihomatomy. molekulės N. 2 , N. 2 , F. 2. Tos pačios rūšies komunikacijos yra prieinama ne allotropics O. 2 ir ozonas O. 3 ir poliaominėje molekulėje S. 8, taip pat Heteroanto molekulės Chloroodor. NSL., anglies dvideginis Co 2, meta Sh. 4, etanolis Nuo. 2 N. 5 AR JIS, sieros heksafluoridas Sf. 6, acetilenas Nuo. 2 N. 2. Visose šiose molekulėse elektronai yra vienodai bendri, o jų jungtys yra prisotintos ir vienodai nukreiptos (4 pav.).
Biologams svarbu, kad dvigubose ir trigubose obligacijose, kovalentiški spinduliuotės atomai mažinami lyginant su bendromis obligacijomis.
Fig. keturi. Kovalentinis ryšys Cl 2 molekulėje.
Joninės ir kovalentinių ryšių tipai yra du daugelio esamų cheminių obligacijų rūšių ir praktikoje dauguma tarpinių obligacijų.
Dviejų elementų, esančių priešinguose galuose vieno ar skirtingų laikotarpių MENDELEEV sistemos junginiai yra pageidautina formuojant joninius ryšius. Kadangi tai kainuoja elementai per laikotarpį, jų junginių joninis pobūdis yra sumažintas ir kovalentinis - didėja. Pavyzdžiui, kairiosios periodinės lentelės dalies elementų fonidai ir oksidai yra daugiausia joninės jungtys ( NaCl, Agbr, Baso 4, Caco 3, Kno 3, Cao, Naoh) ir tuos pačius tinkamos lentelės dalies elementų ryšius - kovalentines ( H 2 O, CO2, NH3, NO 2, CH 4, Phenol. C 6 val 5 OH, gliukozė C 6 H 12 O 6, etanolis Nuo 2n 5 jis).
Kovalentinis ryšys, savo ruožtu, turi kitą pakeitimą.
Polihyominių jonų ir sudėtingų biologinių molekulių, abu elektronai gali atsirasti tik iš vienasatom. Tai vadinama donoraselektroninė pora. ATOM, suderinama su šios elektronų pora donoru, yra vadinamas priėmėjas. \\ Telektroninė pora. Toks kovalentinis ryšys yra pavadintas koordinavimas (donoro-acceptor, arba. \\ T.. \\ T) sandrauga(5 pav.). Šis komunikacijos tipas yra svarbiausias biologijai ir medicina, nes svarbiausių metabolizmo D elementų chemija daugiausia apibūdinama koordinavimo obligacijomis.
PC. penki.
Paprastai sudėtingame junginyje metalinis atomas veikia kaip elektroninės poros advokatas; Priešingai, su joninėmis ir kovalentinėmis obligacijomis metalinis atomas yra elektronų donoras.
Kovalentinės obligacijų ir jos veislių esmė - koordinavimo komunikacija - galima patikslinti su kita rūgščių teorija ir GG pasiūlytais pagrindais. Lewis. Jis šiek tiek išplėtė semantinę sąvoką "Rūgščiai" ir "bazė" dėl "Brenstead-Lowry" teorijos. "Lewis" teorija paaiškina sudėtingų jonų formavimo pobūdį ir medžiagų dalyvavimą nukleofiliniu pakaitiniu reakcijose, ty policininiame formavime.
Pasak Lewio, rūgštis yra medžiaga, galinti formuoti kovalentinį ryšį priimant elektroninę porą iš pagrindo. "Lewis" bazė vadinama chemine elektronine pora, kuri, sukant elektronus, sudaro kovalentinę ryšį su lewisine rūgštimi.
Tai reiškia, kad Lewis teorija plečia rūgšties ir bazių reakcijų ratą taip pat reakcija, kurioje protonai nedalyvauja visai. Be to, pats protonas, atsižvelgiant į šią teoriją, taip pat rūgštis, nes ji gali priimti elektroninę porą.
Todėl, atsižvelgiant į šią teoriją, katijonai yra leewazės rūgštys, o anons yra Lewis bazės. Pavyzdys yra šios reakcijos:
Pažymima aukščiau, kad medžiagų padalinys joninei ir kovalentiniam santykiui, nes visiškas perėjimas elektrono ant metalo atomų į acceptoriaus atomų kovalentinių molekulių nėra. Junginiai su jonų jungtimis, kiekvienas jonų yra įsikūrusi elektriniame lauke priešingų ženklų jonų, todėl jie yra tarpusavyje poliarizuoti, o jų kriauklės deformuotos.
Poliarizėnustatoma pagal elektroninę struktūrą, mokestį ir dydžius jonų; Anijonai yra didesni nei katijonų. Didžiausias poliarizė tarp katijonų - didesnio mokesčio ir mažesnio, pavyzdžiui, HG 2+, CD 2+, PB 2+, AL 3+, TL 3+. Stiprus poliarizuojantis veiksmas N. +. Kadangi jonų poliarizacijos įtaka yra dvišalė, tai žymiai keičia jų suformuotų junginių savybes.
Trečiasis ryšio tipas -dipolio dipolis komunikatas. \\ T
Be išvardytų ryšių tipų, dipolio dipolio skiriasi tarpinis. \\ Ttaip pat vadinama sąveika vanthervinės masės .
Šių sąveikos stiprumas priklauso nuo molekulių pobūdžio.
Sumaišykite trijų tipų sąveiką: nuolatinį dipolį - nuolatinį dipolį ( dipolio dipolis pritraukimas); Nuolatinė dipolio sukelta dipolija ( indukcija pritraukimas); Instant Dipole - sukelta dipolija ( dispersija pritraukimas arba Londono pajėgos; Fig. 6).
Fig. 6.
Dipolio dipolio momentas turi tik molekules su poliarinėmis kovalentinėmis obligacijomis ( HCl, NH3, SO2, H2 O, C 6 H 5 CL) ir komunikacijos jėga yra 1-2 debay.(1D \u003d 3,338 × 10 -30 pakabukas matuoklis - CL × m).
Biochemijoje išskiriamas dar vienas ryšys - vandenilis komunikacija, kuri yra ekstremalia atvejis dipolio dipolis pritraukimas. Šį ryšį formuojasi vandenilio atomo ir mažo dydžio, dažniausiai deguonies, fluoro ir azoto elektroninės atomo atrakcija. Su dideliais atomais su panašiu elektroniniu būdu (pvz., Su chloro ir pilka), vandenilio jungtis yra žymiai silpnesnė. Vandenilio atomo pasižymi viena esminė funkcija: kai jį išskiria privalomi elektronai, jo branduolys - protonas - yra nuimamas ir nustoja taikyti elektronų.
Todėl atomas virsta dideliu dipoliu.
Vandenilio jungtis, skirtingai nuo Vanderwals, susidaro ne tik tarpinis sąveikos, bet ir vienoje molekulėje - intramolekulinisvandenilio jungtis. Vandenilio obligacijos vaidina svarbų vaidmenį biochemijoje, pavyzdžiui, stabilizuoti baltymų struktūrą A-Helix forma arba dvigubo DNR spiralės formavimui (7 pav.).
7 pav.
Vandeniliai ir "Vanderwalts" obligacijos yra daug silpnesnės už jonų, kovalentinę ir koordinavimą. Intermolekulinių jungčių energija nurodyta lentelėje. vienas.
1 lentelė. Tarpolekulinės galios energija
Pastaba: Tarpolekulinės sąveikos laipsnis atspindi lydymosi ir garavimo (virimo) entalpijos rodiklius. Jonų junginiai reikalingi atskirti jonus daug daugiau energijos nei dėl molekulių atskyrimo. "Entalpy" lydymosi joniniai junginiai yra gerokai didesni už molekulinius junginius.
Ketvirtas ryšio tipas -metalo komunikacija
Galiausiai yra dar vienas tarpinis ryšių tipas - metalo. \\ T: Bendravimas teigiamų metalų grotelių jonų su nemokamais elektronais. Biologiniuose objektuose šis ryšio tipas nerastas.
Trumpa obligacijų rūšių apžvalga, vienas gabalas yra rastas: svarbus atomo arba metalo jonų parametras - elektronų donorų, taip pat atomo - elektronų priėmėjas yra jo dydis.
Nesikreipdami į detales, mes atkreipiame dėmesį, kad atomų kovalentii spinduliai, metalų ir Vanderwali spindulių spindulių spindulių spindulių spindulių spinduliai didina jų sekos numerį periodinėse grupėse. Tuo pačiu metu spindulių jonų vertės yra mažiausios, ir "Vantherwalvas" spindulys - didžiausia. Kaip taisyklė, kai perkeliant grupę, visų elementų spinduliuotė padidėja tiek kovalentiniais, tiek "Vanderwals".
Didžiausia biologų ir gydytojų vertė turi koordinacija(donoro priėmėjas) Komunikacija, laikoma koordinavimo chemija.
Medicinos bioornery. Gk. Barashkovas
