1. Forța legăturii covalente este proprietățile caracterului legăturii lungi (spațiul internuclear) și energia energiei de legare.
2. Polaritatea legăturii covalente. În molecule care conțin nucleele atomilor din același element, una sau mai multe perechi de electroni aparțin în egală măsură ambelor atomi, fiecare nucleu al unui atom cu aceeași forță atrage o pereche de electroni de legare. O astfel de legătură este numită o legătură covalentă nepolară. Dacă o pereche de electroni care formează o legătură chimică este deplasată la unul dintre nucleele atomice, atunci legătura se numește legătura covalentă polară.
3. Saturarea unei legături covalente este capacitatea unui atom de a participa numai într-un anumit număr de legături covalente, saturația caracterizează valența unui atom. Măsurile cantitative de valență sunt numărul de electroni nepartiți la atom în stare principală și excitată.
4. Directivitatea legăturii covalente. Cele mai puternice legături covalente se formează în direcția suprapunerii maxime a orbitalilor atomici, adică măsura direcționalității este unghiul de valență.
5. Hibridizarea legăturii covalente - în timpul hibridării, orbitele atomice sunt deplasate, adică există o egalizare în energie și în formă. Există hibridizarea sp, sp2, sp3. sp - forma moleculei este liniară (unghiul 1800), sp2 - forma moleculei este triunghiulară (unghiul 1200), sp3 - forma tetraedrică (unghiul 109028).
6. Multiplicitatea legăturii covalente sau delocalizarea legăturii - Numărul de legături formate între atomi se numește multiplicitatea (ordinea) legăturii. Cu creșterea multiplicității (ordinii) a legăturii, lungimea legăturii și schimbarea ei de energie.
6. Tipuri de legături chimice. Ionic, legături metalice
Conectarea metalică În condiții normale, metalele, cu excepția mercurului Hg, există sub formă de cristale. Interacțiunea care deține atomii de metale într-un singur cristal se numește o legătură metalică.
Natura legăturii metalice este similară unei legături covalente: ambele tipuri de legare se bazează pe socializarea electronilor de valență. Cu toate acestea, numărul de astfel de electroni în atomii de metal este mai mic decât numărul de orbite libere. Electronii sunt ușor deținute de nucleu. Prin urmare, ei pot trece de la o orbitală la alta. Într-un efort de a adopta o stare mai stabilă, și aceasta este structura unui gaz inert, atomii de metal dau cu ușurință electroni de electroni de valență, transformându-se în ioni încărcați pozitiv. În interiorul acestei rețele există electroni de valență care nu aparțin în mod specific unui atom. Datorită mărimii lor mici, electronii se mișcă mai mult sau mai puțin liber pe întregul volum al rețelei cristaline, astfel încât apare un număr mare de orbite multicentrice. Electronii din aceste orbite sunt generalizate simultan de mai mulți atomi.
Datorită liberei circulații a electronilor, metalele au o conductivitate electrică ridicată și conductivitate termică.
Pentru rezistență, legătura metalică este mai mică decât o legătură covalentă de 3-4 ori. Legătura metalică nu are o orientare clară în spațiu. Electronii care se ciocnesc cu ioni formează particule neutre, care pierd imediat electronii :. Gazele electronice reflectă razele luminoase.
Ca rezultat al mișcării în interiorul grătarului, electronii pot transfera energia termică din zonele încălzite la cele neîncălzite, ceea ce explică conductivitatea termică.
Dacă sarcina este aplicată pe metal, deformarea are loc fără ruperea rețelei, metalele sunt caracterizate prin ductilitate și plasticitate.
Legarea ionică chimică, datorită atracției electrostatice dintre ioni, se numește o legătură ionică. Compușii formați prin atragerea ionilor sunt numiți ionici. Compușii ionici constau din molecule individuale numai în starea de vapori. În starea solidă (cristalină), compușii ionici constau din ioni pozitivi și negativi localizați în mod regulat. În acest caz, nu există molecule. Componenții ionici formează elementele principalelor subgrupuri ale grupurilor I și II și principalele subgrupe din grupurile VI și VII, care sunt foarte diferite în ceea ce privește electronegativitatea. În funcție de magnitudinea electronegativității, toate elementele sunt împărțite în:
1. electropositive (elemente din grupa 1-3)
2. Electrofine (toate celelalte elemente)
Legătura ionică este formată între elementele puternic diferite în electronegativitate.
Compușii ionici sunt relativ puțini. De exemplu, săruri anorganice: NH4Cl (NH4 + ioni de amoniu și clor ion Cl-) și saltlike compuși organici: alcoolații, săruri ale acizilor carboxilici, săruri de amine ale legăturii covalente nepolare și legătură ionică - două cazuri limitative de distribuție a densității de electroni.
O legătură nepolară corespunde unei distribuții uniforme a liantului a doi nori de electroni între atomi identici. În schimb, în cazul legăturilor ionice, norul de electroni de legătură aproape complet aparține unuia dintre atomi.
În majoritatea compușilor, legăturile chimice au un intermediar între aceste tipuri de legături, adică poartă o legătură covalentă polară.
Potențialul de ionizare - energia care trebuie cheltuite pentru a elimina 1 la orbitalii de electroni exterioare, în care atomul este transferat dintr-un neutru la un ion încărcat pozitiv (cation).
Cu cât potențialul de ionizare este mai mic, cu atât atomul pierde mai ușor electronii, cu atât sunt mai puternice proprietățile metalice ale electronului. Potențialul de ionizare crește în perioada de la stânga la dreapta, scade de sus în jos.
Legătura ionică este formată datorită tranziției unuia sau mai multor electroni de la un atom la carcasa exterioară a unui alt atom.
Atomul care a dat electronul devine încărcat pozitiv, iar cel primit - legătura încărcată negativ. Legătura dintre ionii opuși se datorează forțelor de atracție electrostatică.
Formarea legăturii ionice are loc conform regulii octaedrice. Conform acestei reguli, atomul ia, pierde sau separă electronii astfel încât norul de electroni să corespundă celui mai apropiat gaz inert.
7. Principalele tipuri de interacțiuni ale moleculelor. Forțele interacțiunii intermoleculare. Legătură hidrogen
Interacțiunile intermoleculare, interacțiunea moleculelor între ele, nu conduc la ruperea sau formarea de noi legături chimice. Interacțiunile intermoleculare determină diferența dintre gazele reale din gazele ideale, existența lichidelor și a cristalelor moleculare. Multe proprietăți structurale, spectrale, termodinamice, termofizice și alte substanțe depind de interacțiunile intermoleculare. Apariția unor concepte interacțiuni intermoleculare asociate cu numele lui J. D. Van der Waals, care, pentru a explica proprietățile gazelor reale și a lichidelor în 1873 sugerat ecuația de stat care ia în considerare interacțiunea intermoleculară. Prin urmare, forțele interacțiunii intermoleculare sunt deseori numite van der Waals.
Tipuri de interacțiuni intermoleculare intermoleculare vzaimodeystviyOsnovu constituie forța Coulomb dintre electronii și nucleele unei molecule și alte nuclee și electroni. În proprietățile determinate experimental ale materiei, apare o interacțiune medie care depinde de distanța R dintre molecule, orientarea reciprocă, structura și caracteristicile fizice (momentul dipolului, polarizabilitatea etc.). La ridicat R, depășind considerabil dimensiunile liniare l însele molecule, prin care moleculele coji de electroni nu se suprapun, puterea de interacțiune intermoleculară poate fi clasificată în mod rezonabil în trei tipuri de polarizare - electrostatice (de inducție) și dispersie. forța electrostatică este uneori numită orientare, dar este inexactă, deoarece orientarea reciprocă a moleculelor se poate datora, de asemenea, forțe de polarizare, în cazul în care moleculele anizotrope.
Trimiteți-le prietenilor: