În 1916 a fost oferit prima teorie extrem de simplificată a structurii moleculelor, care a folosit prezentarea electronică a teoriei chimistului american fizice G.Lyuisa (1875-1946) și savantul german V.Kosselya. Conform teoriei lui Lewis, electronii de valență ai doi atomi participă la formarea unei legături chimice într-o moleculă diatomică. De aceea, de exemplu, în molecula de hidrogen în loc de accident vascular cerebral, a fost trasă o pereche electronică care formează o legătură chimică:
O legătură chimică formată de o pereche de electroni se numește o legătură covalentă. Molecula de fluorură de hidrogen este reprezentată după cum urmează:
Spre deosebire de substanțele moleculare simple (H2, F2, N2, O2) de molecule de substanțe complexe (HF, NO, H2O, NH3) este că prima nu au un moment de dipol, iar al doilea - sunt. Momentul dipol m este definit ca produsul valorii absolute a sarcinii q prin distanța dintre două sarcini opuse r:
Momentul dipol al unei molecule diatomice poate fi determinat în două moduri. Mai întâi, deoarece molecula este neutră din punct de vedere electric, este cunoscută sarcina totală pozitivă a moleculei Z '(este egală cu suma încărcărilor nucleelor atomice: Z' = ZA + ZB). Cunoscând distanța internucleară, puteți determina locația centrului de greutate al sarcinii pozitive a moleculei. Valoarea m de molecule se găsește din experiment. Prin urmare, găsim r ', distanța dintre centrele de greutate ale încărcăturii negative pozitive și totale a moleculei:
În al doilea rând, se poate presupune că deplasarea unei perechi de electroni care formează o legătură chimică la unul dintre atomii de pe acest atom apare unele exces -q sarcină negativă „și taxa + q“ are loc la al doilea atom. Distanta dintre atomi este:
Prin urmare, cunoscând m, putem calcula sarcina q ".
Momentul de dipol al moleculei este HF 6.4CH 10-30 KlCh m, distanta internuclear este egal cu HF 0.917CH 10-10 m de calcul q „dă: q“. = 0,4 încărcare elementară (adică electroni de încărcare). Odată ce o încărcătură negativă apare pe atomul de fluor, atunci perechea electronică, care formează o legătură chimică în molecula HF, este mutată la atomul de fluor. O astfel de legătură chimică se numește o legătură covalentă polară. Moleculele de tip A2 nu au un moment dipol. Legăturile chimice care formează aceste molecule se numesc legături covalente nepolar.
Teoria lui Kossel a fost propusă pentru a descrie molecule formate din metale active (metale alcaline și metale alcalino-pământoase) și nemetale active (halogeni, oxigen, azot). Electronii de valență exteriori ai atomilor de metal sunt îndepărtați cel mai departe de nucleul atomului și prin urmare sunt relativ slabi ținuți de atomul de metal. atomii Y ale elementelor chimice situate într-unul și același rând a sistemului periodic, în tranziția de la stânga la dreapta taxa nucleară crește tot timpul, în timp ce electronii suplimentari sunt aranjate în același strat electronic. Acest lucru conduce la faptul că carcasa de electroni exterioară este comprimată și electronii sunt mai mult și mai ferm reținuți în atom. Prin urmare, devine posibilă molecula MeX slab ținut de electroni de valență exterioară a metalului pentru a trece la cheltuielile de energie, egală cu potențialul de ionizare, electroni la atomul metaloid valență coajă cu eliberarea de energie egală cu afinitatea de electroni. Ca rezultat, se formează doi ioni: Me + și X-. Interacțiunea electrostatică a acestor ioni este o legătură chimică. Acest tip de conexiune a fost numit ionic.
Dacă MeX determina dipol momente ale moleculelor în vapori, se pare că sarcina atomului de metal nu merge complet la un atom de non-metal, și o legătură chimică în aceste molecule este cel mai bine descris ca fiind o legătură covalentă foarte polar. Cationii metalici pozitivi ai Me + și anionii negativi ai atomilor nemetalici X - de obicei există în locurile de cristalizare a cristalelor acestor substanțe. Dar în acest caz, fiecare ion metalic pozitiv interacționează în principal electrostatic cu anionii cel mai apropiați de metale, apoi cu cationi metalici etc. Adică, în cristalele ionice, legăturile chimice sunt delocalizate și fiecare ion interacționează în cele din urmă cu toți ceilalți ioni care intră în cristal, care este o moleculă gigantică.
Împreună cu caracteristicile clar definite ale atomilor, cum ar fi încărcăturile nucleelor atomice, potențialul de ionizare, afinitatea electronilor, caracteristicile mai puțin specifice sunt folosite în chimie. Unul dintre ele este electronegativitatea. A fost introdusă în știință de către chimistul american L. Pauling. În primul rând, luăm în calcul elementele primelor trei perioade datele privind primul potențial de ionizare și afinitatea electronilor.
Regularitățile potențialelor de ionizare și afinitatea electronilor sunt explicate complet prin structura învelișurilor de electroni de valență ale atomilor. Afinitatea pentru un electron pentru un atom de azot izolat este mult mai mică decât pentru atomii de metale alcaline, deși azotul este un nonmetal activ. În molecule, atunci când interacționează cu atomii de alte elemente chimice, azotul demonstrează că este un nonmetal activ. Acest lucru a fost încercat de L.Poling, introducând "electronegativitatea" ca abilitatea atomilor de elemente chimice de a transfera o pereche de electroni la ei înșiși atunci când formează legături covalente polar. Scala de electronegativitate pentru elementele chimice a fost propusă de L. Poling. El a atribuit cea mai mare electrificare în unități fără dimensiuni condiționale la fluor - 4,0 până la oxigen - 3,5, clor și azot - 3,0, brom - 2,8. Natura schimbării în electronegativitate în atomi corespunde în totalitate legilor care sunt exprimate în sistemul periodic. Prin urmare, aplicarea conceptului de "electronegativitate" pur și simplu traduce într-o altă limbă aceste modele în schimbarea proprietăților metalelor și nemetalelor, care sunt deja reflectate în Sistemul Periodic.
Multe metale în stare solidă sunt cristale aproape perfect formate. La punctele de reticulă de cristal, atomii sau ionii metalici pozitivi sunt localizați în cristal. Electronii acelor atomi de metal, din care s-au format ioni pozitivi, sunt sub forma unui gaz de electroni în spațiul dintre nodurile rețelei de cristal și aparțin tuturor atomilor și ionilor. Ele determină luciul metalic caracteristic, conductivitatea electrică ridicată și conductivitatea termică a metalelor. Tipul legăturii chimice care se efectuează de electronii socializați într-un cristal metalic se numește legătura metalică.
În 1819, oamenii de știință francezi P.Dyulong și A.Pti au stabilit experimental că capacitatea de căldură molară a aproape tuturor metalelor în stare cristalină este de 25 J / mol. Acum putem explica cu ușurință de ce este așa. Atomii metalelor din nodurile rețelei cristaline sunt în mișcare tot timpul - fac mișcări oscilante. Această mișcare complexă poate fi descompusă în trei mișcări simple ale vibrațiilor în trei planuri reciproc perpendiculare. Fiecare mișcare vibrațională corespunde propriei sale energii și legii ei de schimbare cu temperatură în creștere - căldura specifică. Valoarea limită a căldurii specifice pentru orice mișcare vibrațională a atomilor este R = constanta gazului universal. Pentru trei mișcări vibraționale independente de atomi într-un cristal va corespunde o căldură specifică egală cu 3R. Atunci când metalele sunt încălzite, pornind de la temperaturi foarte scăzute, capacitatea lor de căldură crește de la zero. La temperatura camerei și la temperaturi mai ridicate, capacitatea de căldură a majorității metalelor atinge valoarea lor maximă de 3R.
Când se încălzește, zăbrelele cristaline ale metalelor sunt distruse și devin topite. După încălzire, metalele se evaporă. În perechi, multe metale există sub formă de molecule Me2. În aceste molecule, atomii de metal sunt capabili să formeze legături covalente nepolare.
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: