Jonska veza
Čisto ionska veza je kemijski vezano stanje atoma, u kojem se stabilno elektronsko okruženje postiže potpunim prijelazom ukupne elektronske gustoće na atom elektronegativnijeg elementa.
U praksi se ne ostvaruje potpuni prijenos elektrona s jednog atoma na drugi atom - partner veze, budući da svaki element ima veću ili manju elektronegativnost, a svaka kemijska veza će u određenoj mjeri biti kovalentna. Ako je stepen kovalentne veze dovoljno visok, onda je takva hemijska veza polarna kovalentna veza sa različitim stepenom jonizma. Ako je stepen kovalentnosti veza mali u poređenju sa stepenom njene ionnosti, onda se takva veza smatra jonskom.
Jonska veza je moguća samo između atoma elektropozitivnih i elektronegativnih elemenata koji su u stanju suprotno nabijenih jona. Proces formiranja jonske veze omogućava objašnjenje elektrostatičkog modela, tj. razmatranje kemijske interakcije između negativno i pozitivno nabijenih jona.
joni - To su električno nabijene čestice nastale od neutralnih atoma ili molekula davanjem ili primanjem elektrona.
Kada se elektroni daju ili primaju od strane molekula, formiraju se molekularni ili poliatomski ioni, na primjer, ion diokiseonika, nitrit ion.
Monatomski pozitivni joni, ili monoatomski negativni joni, ili monoatomski anioni, nastaju tokom hemijske reakcije između neutralnih atoma međusobnim prenosom elektrona, dok atom, elektropozitivni element sa malim brojem spoljašnjih elektrona, prelazi u stabilnije stanje monoatomski kation smanjenjem broja ovih elektrona. Naprotiv, atom elektronegativnog elementa, koji ima veliki broj vanjskih elektrona, prelazi u stanje jednoatomnog jona koje je za njega stabilnije povećanjem broja elektrona. Jednoatomne katione formiraju, po pravilu, metali, a monoatomni anioni - nemetali.
Kada se elektroni prenose, atomi metalnih i nemetalnih elemenata teže da formiraju stabilnu konfiguraciju elektronske ljuske oko svojih jezgara. Atom nemetalnog elementa stvara vanjsku ljusku naknadnog plemenitog plina oko svoje jezgre. Dok atom metalnog elementa, nakon povratka vanjskih elektrona, dobiva stabilnu oktetnu konfiguraciju prethodnog plemenitog plina.
Jonski kristali
U interakciji metalnih i nemetalnih jednostavnih supstanci, praćenih povratkom i prihvatanjem elektrona, nastaju soli. primjer:
2Na + Cl2 = 2NaCl,
2Al + 3F2 = 2AlF3
Jonska veza je karakteristična ne samo za soli derivata kiselina bez kisika i kiselina koje sadrže kisik [kao što su NaCl, AlF3, NaNO3, Al(SO4)3], već i za druge klase anorganskih tvari - bazične okside i hidrokside [ kao što su Na2O i NaOH], binarna jedinjenja [kao što su Li3N i CaC2]. Između jona sa naelektrisanjem suprotnog predznaka pojavljuju se elektrostatičke sile privlačenja. Takve privlačne sile su izotropne, tj. djelovati na isti način u svim smjerovima. Kao rezultat toga, raspored jona u čvrstim solima je na određeni način uređen u prostoru. Sistem uređenih kationa i anjona naziva se jonska kristalna rešetka, a same čvrste materije (soli, bazični oksidi i hidroksidi) nazivaju se jonski kristali.
Svi jonski kristali su po prirodi slični soli. Karakter sličan soli razumijeva se kao određeni skup svojstava koja razlikuje ionske kristale od kristalnih tvari s drugim vrstama rešetki. Naravno, nisu sve ionske rešetke karakterizirane takvim rasporedom jona u prostoru, broj iona - susjeda sa suprotnim nabojem može biti različit, međutim, smjena kationa i aniona u prostoru je obavezna za kristale.
Zbog činjenice da se Kulonove sile privlačenja ravnomjerno šire u svim smjerovima, joni u čvorovima kristalne rešetke su relativno čvrsto vezani, iako svaki od iona nije fiksiran nepomično, već kontinuirano vrši toplinske vibracije oko svog položaja u rešetka. Ne postoji translacijsko kretanje jona duž rešetke, stoga su sve tvari s ionskim vezama na sobnoj temperaturi čvrste (kristalne). Amplituda termičkih vibracija može se povećati zagrijavanjem ionskog kristala, što u konačnici dovodi do razaranja rešetke i prijelaza čvrstog u tekuće stanje (na temperaturi topljenja). Tačka topljenja jonskih kristala je relativno visoka, a tačka ključanja pri kojoj tečna supstanca prelazi u najneuređenije, gasovito stanje je veoma velika. primjer:
Mnoge soli, posebno kompleksne soli s više elemenata, kao i soli organskih kiselina, mogu se razgraditi na temperaturama nižim od točke ključanja, pa čak i tačke topljenja.
Tipično svojstvo mnogih ionski vezanih jedinjenja (koja ne reaguju sa vodom niti se raspadaju pre topljenja) je njihova sposobnost da se rastavljaju na ione koji su im sastavni; zbog pokretljivosti jona, vodene otopine ili taline ionskih kristala provode električnu struju.
U ionskim kristalima ne postoje veze između pojedinačnih parova jona; tačnije, treba reći da se svi kationi i anioni sadržani u uzorku jonskog spoja ispostavljaju vezani.
U ionskim kristalima izgrađenim od kationa i anjona, nema molekula.
Hemijske formule jonskih supstanci prenose samo omjer kationa i anjona u kristalnoj rešetki; općenito, uzorak jonske tvari je električno neutralan. Na primjer, u skladu sa formulom ionskog kristala Al2O3, odnos Al3+ kationa i O2- anjona u rešetki je 2:3; supstanca je električno neutralna - šest pozitivnih naelektrisanja (2 Al3+) neutralizovano je sa šest negativnih naelektrisanja (3 O2-).
Iako stvarne molekule u ionskim kristalima ne postoje, za ujednačenost s kovalentnim supstancama uobičajeno je da se sastav uvjetnih molekula prenese pomoću formula kao što su NaCl i Al2O3, dakle, da se ionske tvari okarakteriziraju određenim vrijednostima relativne molekulske težine. Ovo je utoliko opravdanije, jer se prijelaz iz kovalentne veze u ionsku odvija postepeno i ima samo uslovnu granicu sa x = 1,7.
Relativna molekulska masa supstanci s ionskom vezom nalazi se zbrajanjem relativnih atomskih masa odgovarajućih elemenata, uzimajući u obzir broj atoma svakog elementa.
Primjer: Relativna molekulska težina Al2O3 je:
Struktura i oblik kristala predmet su kristalografije, a odnos između svojstava kristala i njihove strukture proučava se kristalohemijom.
Treba napomenuti da praktično ne postoje jedinjenja u kojima postoje samo jonske veze. Kovalentne veze se uvijek pojavljuju između susjednih atoma u kristalu.
Hemijska veza nastaje zbog interakcije električnih polja koje stvaraju elektroni i jezgra atoma, tj. hemijska veza je po prirodi električna.
Ispod hemijska veza razumjeti rezultat interakcije 2 ili više atoma što dovodi do formiranja stabilnog poliatomskog sistema. Uslov za formiranje hemijske veze je smanjenje energije atoma u interakciji, tj. molekularno stanje materije je energetski povoljnije od atomskog stanja. Kada se formira hemijska veza, atomi teže da dobiju kompletan elektronski omotač.
Postoje: kovalentni, jonski, metalni, vodikovi i intermolekularni.
kovalentna veza- najopštija vrsta hemijske veze koja nastaje usled socijalizacije elektronskog para mehanizam razmjene -, kada svaki od atoma u interakciji isporučuje jedan elektron, ili mehanizam donor-akceptor, ako jedan atom (donor - N, O, Cl, F) prebacuje elektronski par za uobičajenu upotrebu na drugi atom (akceptor - atomi d-elemenata).
Karakteristike hemijske veze.
1 - višestrukost veza - moguća je samo 1 sigma veza između 2 atoma, ali uz nju mogu postojati pi i delta veze između istih atoma, što dovodi do stvaranja višestrukih veza. Višestrukost je određena brojem zajedničkih elektronskih parova.
2 - dužina veze - međunuklearna udaljenost u molekulu, što je veća množina, to je manja njegova dužina.
3 - snaga veze - to je količina energije potrebna da se ona prekine
4 - zasićenje kovalentne veze se manifestuje u činjenici da jedna atomska orbitala može učestvovati u formiranju samo jednog c.s. Ovo svojstvo određuje stehiometriju molekularnih jedinjenja.
5 - usmjerenost k.s. ovisno o tome kakav oblik i koji smjer imaju oblaci elektrona u prostoru, kada se preklapaju, mogu nastati spojevi s linearnim i ugaonim oblikom molekula.
Jonska veza – formirani između atoma koji su veoma različiti u elektronegativnosti. To su spojevi glavnih podgrupa grupa 1 i 2 sa elementima glavnih podgrupa grupa 6 i 7. Jonska je kemijska veza koja nastaje kao rezultat međusobnog elektrostatičkog privlačenja suprotno nabijenih iona.
Mehanizam nastanka jonskih veza: a) formiranje jona atoma u interakciji; b) formiranje molekula zbog privlačenja jona.
Neusmjerenost i nezasićenost jonske veze
Polja sila jona su ravnomjerno raspoređena u svim smjerovima, tako da svaki ion može privući ione suprotnog predznaka u bilo kojem smjeru. Ovo je neusmjerenost jonske veze. Interakcija 2 jona suprotnog predznaka ne dovodi do potpune međusobne kompenzacije njihovih polja sile. Stoga zadržavaju sposobnost privlačenja jona iu drugim smjerovima, tj. ionsku vezu karakterizira nezasićenost. Stoga svaki ion u jonskom spoju privlači toliki broj iona suprotnog predznaka da se formira kristalna rešetka jonskog tipa. U jonskom kristalu nema molekula. Svaki ion je okružen određenim brojem jona različitog predznaka (koordinacijski broj jona).
metalni priključak- chem. Komunikacija u metalima. Metali imaju višak valentnih orbitala i nedostatak elektrona. Kada se atomi približavaju jedan drugome, njihove valentne orbitale se preklapaju, zbog čega se elektroni slobodno kreću s jedne orbitale na drugu, te se uspostavlja veza između svih atoma metala. Veza koju provode relativno slobodni elektroni između metalnih jona u kristalnoj rešetki naziva se metalna veza. Veza je jako delokalizirana i nema usmjerenost i zasićenost, jer valentni elektroni su ravnomjerno raspoređeni po kristalu. Prisustvo slobodnih elektrona određuje postojanje zajedničkih svojstava metala: neprozirnost, metalni sjaj, visoku električnu i toplotnu provodljivost, savitljivost i plastičnost.
vodoničnu vezu– veza između H atoma i jako negativnog elementa (F, Cl, N, O, S). Vodikove veze mogu biti intra- i intermolekularne. BC je slabiji od kovalentne veze. Pojava VS se objašnjava djelovanjem elektrostatičkih sila. Atom H ima mali radijus i, kada se jedan elektron H pomakne ili donira, on dobija snažan pozitivan naboj, što utiče na elektronegativnost.
Jonska veza
(korišteni su materijali web stranice http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)
Jonska veza se vrši elektrostatičkim privlačenjem između suprotno nabijenih jona. Ovi ioni nastaju kao rezultat prijenosa elektrona s jednog atoma na drugi. Jonska veza se formira između atoma koji imaju velike razlike u elektronegativnosti (obično veće od 1,7 na Paulingovoj skali), na primjer, između alkalnih metala i halogena.
Razmotrimo pojavu ionske veze na primjeru stvaranja NaCl.
Iz elektronskih formula atoma
Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 i
Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Može se vidjeti da je za kompletiranje vanjskog nivoa atomu natrijuma lakše dati jedan elektron nego dodati sedam, a atomu hlora je lakše dodati jedan nego sedam. U hemijskim reakcijama, atom natrija donira jedan elektron, a atom hlora ga prihvata. Kao rezultat toga, elektronske ljuske atoma natrijuma i hlora pretvaraju se u stabilne elektronske ljuske plemenitih plinova (elektronska konfiguracija katjona natrijuma
Na + 1s 2 2s 2 2p 6 ,
i elektronska konfiguracija anjona hlora
Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).
Elektrostatička interakcija jona dovodi do stvaranja molekula NaCl.
Priroda hemijske veze često se odražava u stanju agregacije i fizičkim svojstvima supstance. Jonska jedinjenja kao što je natrijum hlorid NaCl su čvrsta i vatrostalna jer postoje snažne sile elektrostatičke privlačnosti između naboja njihovih "+" i "-" jona.
Negativno nabijeni hloridni ion privlači ne samo "svoj" ion Na +, već i druge jone natrija oko sebe. To dovodi do činjenice da u blizini bilo kojeg od iona ne postoji jedan ion suprotnog predznaka, već nekoliko.
Struktura kristala natrijum hlorida NaCl.
U stvari, postoji 6 jona natrijuma oko svakog hloridnog jona i 6 jona hlorida oko svakog jona natrijuma. Takvo uređeno pakovanje jona naziva se jonski kristal. Ako je u kristalu izoliran poseban atom klora, tada među okolnim atomima natrija više nije moguće pronaći onaj s kojim je hlor reagirao.
Privučeni jedni drugima elektrostatičkim silama, ioni su izuzetno nevoljni da mijenjaju svoju lokaciju pod utjecajem vanjske sile ili povećanja temperature. Ali ako se natrijum hlorid otopi i nastavi da se zagrijava u vakuumu, tada on isparava, formirajući dvoatomske molekule NaCl. Ovo sugerira da se sile kovalentnog vezivanja nikada u potpunosti ne isključuju.
Glavne karakteristike ionske veze i svojstva ionskih jedinjenja
1. Jonska veza je jaka hemijska veza. Energija ove veze je oko 300 – 700 kJ/mol.
2. Za razliku od kovalentne veze, jonska veza nije usmjerena, jer ion može privući ione suprotnog predznaka sebi u bilo kojem smjeru.
3. Za razliku od kovalentne veze, jonska veza je nezasićena, jer interakcija jona suprotnog predznaka ne dovodi do potpune međusobne kompenzacije njihovih polja sile.
4. U procesu formiranja molekula sa jonskom vezom ne dolazi do potpunog prenosa elektrona, stoga 100% jonska veza ne postoji u prirodi. U molekulu NaCl, hemijska veza je samo 80% jonska.
5. Jonska jedinjenja su kristalne čvrste materije sa visokim tačkama topljenja i ključanja.
6. Većina jonskih jedinjenja se rastvara u vodi. Otopine i taline jonskih jedinjenja provode električnu struju.
metalni priključak
Metalni kristali su različito raspoređeni. Ako uzmete u obzir komad metalnog natrijuma, vidjet ćete da se spolja veoma razlikuje od kuhinjske soli. Natrijum je mekan metal, lako se seče nožem, spljošti čekićem, lako se rastopi u šolji na špiritu (tačka topljenja 97,8 o C). U kristalu natrijuma, svaki atom je okružen sa osam drugih sličnih atoma.
Struktura kristala metalnog Na.
Sa slike se može vidjeti da atom Na u centru kocke ima 8 najbližih susjeda. Ali isto se može reći i za bilo koji drugi atom u kristalu, pošto su svi isti. Kristal se sastoji od "beskonačno" ponavljajućih fragmenata prikazanih na ovoj slici.
Atomi metala na vanjskom energetskom nivou sadrže mali broj valentnih elektrona. Pošto je energija jonizacije atoma metala niska, valentni elektroni se slabo zadržavaju u tim atomima. Kao rezultat toga, pozitivno nabijeni ioni i slobodni elektroni pojavljuju se u kristalnoj rešetki metala. U ovom slučaju metalni kationi se nalaze u čvorovima kristalne rešetke, a elektroni se slobodno kreću u polju pozitivnih centara, formirajući takozvani "elektronski gas".
Prisustvo negativno nabijenog elektrona između dva kationa dovodi do činjenice da svaki kation interagira s ovim elektronom.
dakle, metalna veza je veza između pozitivnih jona u metalnim kristalima, koja se izvodi privlačenjem elektrona koji se slobodno kreću kroz kristal.
Budući da su valentni elektroni u metalu ravnomjerno raspoređeni po kristalu, metalna veza je, kao i ionska, neusmjerena. Za razliku od kovalentne veze, metalna veza je nezasićena veza. Metalna veza se razlikuje od kovalentne i po snazi. Energija metalne veze je tri do četiri puta manja od energije kovalentne veze.
Zbog velike pokretljivosti elektronskog plina, metale karakterizira visoka električna i toplinska provodljivost.
Metalni kristal izgleda dovoljno jednostavno, ali njegova elektronska struktura je zapravo složenija od one kristala jonske soli. Na vanjskoj elektronskoj ljusci metalnih elemenata nema dovoljno elektrona za formiranje punopravne "oktetne" kovalentne ili ionske veze. Stoga se u plinovitom stanju većina metala sastoji od jednoatomnih molekula (tj. pojedinačnih, nepovezanih atoma). Tipičan primjer je živina para. Dakle, metalna veza između atoma metala se javlja samo u tekućem i čvrstom stanju agregacije.
Metalna veza se može opisati na sljedeći način: neki od atoma metala u rezultirajućem kristalu predaju svoje valentne elektrone u prostor između atoma (u natriju je to ... 3s1), pretvarajući se u ione. Pošto su svi atomi metala u kristalu isti, svaki od njih ima jednaku šansu da izgubi valentni elektron.
Drugim riječima, prijelaz elektrona između neutralnih i joniziranih atoma metala odvija se bez potrošnje energije. U tom slučaju, dio elektrona uvijek završi u prostoru između atoma u obliku "elektronskog plina".
Ovi slobodni elektroni, prvo, drže atome metala na određenoj ravnotežnoj udaljenosti jedan od drugog.
Drugo, daju metalima karakterističan "metalni sjaj" (slobodni elektroni mogu komunicirati s kvantima svjetlosti).
Treće, slobodni elektroni daju metalima dobru električnu provodljivost. Visoka toplotna provodljivost metala se takođe objašnjava prisustvom slobodnih elektrona u međuatomskom prostoru - oni lako "reaguju" na promene energije i doprinose njenom brzom prenosu u kristalu.
Pojednostavljeni model elektronske strukture metalnog kristala.
******** Na primjeru metalnog natrijuma, razmotrimo prirodu metalne veze sa stanovišta ideja o atomskim orbitalama. Atom natrijuma, kao i mnogi drugi metali, ima nedostatak valentnih elektrona, ali postoje slobodne valentne orbitale. Jedini 3s elektron natrijuma može se kretati na bilo koju od slobodnih i bliskih po energiji susjednih orbitala. Kada se atomi u kristalu približavaju jedan drugome, vanjske orbitale susjednih atoma se preklapaju, zbog čega se donirani elektroni slobodno kreću kroz kristal.
Međutim, "elektronski gas" nije nimalo poremećen, kako se čini. Slobodni elektroni u metalnom kristalu nalaze se u preklapajućim orbitalama i donekle su socijalizovani, formirajući neku vrstu kovalentnih veza. Natrijum, kalijum, rubidijum i drugi metalni s-elementi jednostavno imaju malo zajedničkih elektrona, tako da su njihovi kristali krhki i topljivi. S povećanjem broja valentnih elektrona, čvrstoća metala, u pravilu, raste.
Dakle, elementi teže stvaranju metalne veze, čiji atomi na vanjskim omotačima imaju malo valentnih elektrona. Ovi valentni elektroni, koji provode metalnu vezu, socijalizirani su do te mjere da se mogu kretati kroz cijeli metalni kristal i osigurati visoku električnu provodljivost metala.
Kristal NaCl ne provodi struju jer u prostoru između jona nema slobodnih elektrona. Svi elektroni donirani atomima natrija čvrsto drže kloridne ione oko sebe. Ovo je jedna od bitnih razlika između ionskih kristala i metalnih.
Ono što sada znate o metalnoj vezi takođe objašnjava visoku savitljivost (duktilnost) većine metala. Metal se može spljoštiti u tanak lim, uvući u žicu. Činjenica je da odvojeni slojevi atoma u metalnom kristalu mogu relativno lako kliziti jedan preko drugog: mobilni "elektronski plin" neprestano omekšava kretanje pojedinačnih pozitivnih jona, štiteći ih jedan od drugog.
Naravno, ništa slično ne može da se uradi sa kuhinjskom solju, iako je so takođe kristalna supstanca. U ionskim kristalima, valentni elektroni su čvrsto vezani za jezgro atoma. Pomicanje jednog sloja jona u odnosu na drugi dovodi do konvergencije jona istog naboja i uzrokuje snažno odbijanje između njih, što rezultira uništenjem kristala (NaCl je krta tvar).
Pomicanje slojeva ionskog kristala uzrokuje pojavu velikih odbojnih sila između sličnih jona i uništavanje kristala.
Navigacija
- Rješavanje kombiniranih zadataka na osnovu kvantitativnih karakteristika tvari
- Rješavanje problema. Zakon konstantnosti sastava supstanci. Proračuni koristeći koncepte "molarne mase" i "hemijske količine" supstance
Priroda metalne veze. Struktura metalnih kristala.
1. With. 71–73; 2. With. 143–147; 4. With. 90–93; 8. With. 138–144; 3. With. 130–132.
Jonska hemijska veza naziva se veza koja nastaje između kationa i aniona kao rezultat njihove elektrostatičke interakcije. Jonska veza se može posmatrati kao granični slučaj kovalentne polarne veze koju formiraju atomi sa veoma različitim vrednostima elektronegativnosti.
Kada se formira ionska veza, dolazi do značajnog pomaka zajedničkog para elektrona na elektronegativniji atom, koji na taj način poprima negativan naboj i pretvara se u anion. Drugi atom, izgubivši svoj elektron, formira kation. Jonska veza se formira samo između atomskih čestica takvih elemenata koji se jako razlikuju po svojoj elektronegativnosti (Δχ ≥ 1,9).
Karakterizirana je jonska veza neusmjerenost u svemiru i nezasitost. Električni naboji jona određuju njihovo privlačenje i odbijanje i određuju stehiometrijski sastav spoja.
Općenito, ionsko jedinjenje je ogromna asocijacija jona sa suprotnim nabojem. Stoga, kemijske formule jonskih spojeva odražavaju samo najjednostavniji omjer između broja atomskih čestica koje formiraju takve asocijacije.
Metalni spoj -Vinterakcija koja drži atomske čestice metala u kristalima.
Priroda metalne veze slična je kovalentnoj vezi: oba tipa veza se zasnivaju na socijalizaciji valentnih elektrona. Međutim, u slučaju kovalentne veze dijele se valentni elektroni samo dva susjedna atoma, dok u formiranju metalne veze svi atomi sudjeluju u dijeljenju ovih elektrona odjednom. Niske energije ionizacije metala olakšavaju valentnim elektronima da se odvoje od atoma i kreću po cijelom volumenu kristala. Zbog slobodnog kretanja elektrona, metali imaju visoku električnu i toplotnu provodljivost.
Dakle, relativno mali broj elektrona osigurava vezivanje svih atoma u metalnom kristalu. Veza ovog tipa, za razliku od kovalentne veze, jeste nelokalizovan I neusmjerena.
7. Intermolekularna interakcija . Orijentacija, indukcija i disperziona interakcija molekula. Ovisnost energije međumolekularne interakcije o vrijednosti dipolnog momenta, polarizabilnosti i veličini molekula. Energija međumolekularne interakcije i agregatno stanje supstanci. Priroda promjene tačaka ključanja i topljenja jednostavnih supstanci i molekularnih spojeva p-elemenata grupa IV-VII.
1. With. 73–75; 2. With. 149–151; 4. With. 93–95; 8. With. 144–146; 11. With. 139–140.
Iako su molekule u cjelini električno neutralne, među njima se odvijaju međumolekularne interakcije.
Kohezivne sile koje djeluju između pojedinačnih molekula i dovode prvo do formiranja molekularne tekućine, a potom i molekularnih kristala, nazivaju seintermolekularne sile , ili van der Waalsove snage .
Intermolekularna interakcija, poput hemijske veze, ima elektrostatičke prirode, ali je, za razliku od potonjeg, vrlo slab; manifestuje se na mnogo većim udaljenostima i karakteriše ga odsustvo sitost.
Postoje tri vrste međumolekularne interakcije. Prvi tip je orijentacioniinterakcija polarnih molekula. Kada se približavaju, polarni molekuli se orijentišu jedan prema drugom u skladu sa predznacima naelektrisanja na krajevima dipola. Što su molekuli polarniji, to je jača interakcija orijentacije. Njegova energija je prvenstveno određena veličinom električnih momenata dipola molekula (tj. njihovim polaritetom).
Induktivna interakcija – to je elektrostatička interakcija između polarnih i nepolarnih molekula.
U nepolarnom molekulu pod utjecajem električnog polja polarne molekule nastaje "inducirani" (inducirani) dipol, koji se privlači konstantnim dipolom polarnog molekula. Energija induktivne interakcije određena je električnim momentom dipola polarnog molekula i polarizabilnosti nepolarnog molekula.
Interakcija disperzije nastaje kao rezultat međusobne privlačnosti tzv trenutni dipoli. Dipoli ovog tipa nastaju u nepolarnim molekulima u bilo kojem trenutku zbog neusklađenosti između električnih centara gravitacije elektronskog oblaka i jezgri, uzrokovanih njihovim nezavisnim vibracijama.
Relativna vrijednost doprinosa pojedinačnih komponenti ukupnoj energiji međumolekularne interakcije ovisi o dvije glavne elektrostatičke karakteristike molekule - njenom polarnosti i polarizabilnosti, koje su, pak, određene veličinom i strukturom molekula.
8. vodoničnu vezu . Mehanizam nastanka i priroda vodonične veze. Poređenje energije vodikove veze sa energijom hemijske veze i energijom međumolekularne interakcije. Intermolekularne i intramolekularne vodikove veze. Priroda promjene tačaka topljenja i ključanja hidrida p-elemenata IV-VII grupa. Značaj vodoničnih veza za prirodne objekte. Anomalna svojstva vode.
1. With. 75–77; 2. With. 147–149; 4. With. 95–96; 11. With. 140–143.
Jedna od varijanti međumolekularne interakcije je vodoničnu vezu . Izvodi se između pozitivno polariziranog atoma vodika jedne molekule i negativno polariziranog X atoma druge molekule:
H δ- ─N δ+ H δ- ─N δ+ ,
gdje je X atom jednog od najelektronegativnijih elemenata - F, O ili N, a simbol je simbol za vodikovu vezu.
Formiranje vodikove veze prvenstveno je posljedica činjenice da atom vodika ima samo jedan elektron, koji se, kada se formira polarna kovalentna veza sa atomom X, pomjera prema njemu. Visoko pozitivno naelektrisanje nastaje na atomu vodika, što, u kombinaciji sa odsustvom unutrašnjih elektronskih slojeva u atomu vodika, omogućava drugom atomu da mu se približi na udaljenosti blizu dužine kovalentnih veza.
Dakle, vodikova veza nastaje kao rezultat interakcije dipola. Međutim, za razliku od uobičajene dipol-dipol interakcije, mehanizam vodonične veze također je posljedica interakcije donor-akceptor, gdje je donor para elektrona X atom jedne molekule, a akceptor je atom vodonika druge.
Vodikova veza ima svojstva usmjerenosti i zasićenja. Prisustvo vodonične veze značajno utječe na fizička svojstva tvari. Na primjer, tačke topljenja i ključanja HF, H 2 O i NH 3 su veće od onih hidrida drugih elemenata istih grupa. Razlog anomalnog ponašanja je prisustvo vodoničnih veza za čije pucanje je potrebna dodatna energija.
Prvi od njih je formiranje jonske veze. (Drugo je obrazovanje, o čemu će biti reči u nastavku). Kada se formira jonska veza, atom metala gubi elektrone, a nemetalni atom dobija. Na primjer, razmotrite elektronsku strukturu atoma natrijuma i klora:
Na 1s 2 2s 2 2 p6 3 s 1 - jedan elektron u vanjskom nivou
Cl 1s 2 2s 2 2 p6 3 s2 3 p 5 — sedam elektrona na vanjskom nivou
Ako atom natrijuma donira svoj jedan 3s elektron atomu hlora, pravilo okteta vrijedi za oba atoma. Atom hlora će imati osam elektrona u vanjskom trećem sloju, a atom natrijuma će također imati osam elektrona u drugom sloju, koji je sada postao vanjski:
Na + 1s 2 2s 2 2 str 6
Cl - 1s 2 2s 2 2 p6 3 s2 3 p6 - osam elektrona u vanjskom nivou
Istovremeno, jezgro atoma natrijuma i dalje sadrži 11 protona, ali se ukupan broj elektrona smanjio na 10. To znači da je broj pozitivno nabijenih čestica za jedan veći od broja negativno nabijenih, pa je ukupan broj naboj "atoma" natrijuma je +1.
"Atom" hlora sada sadrži 17 protona i 18 elektrona i ima naboj od -1.
Nabijeni atomi nastali kao rezultat gubitka ili dobitka jednog ili više elektrona nazivaju se joni. Pozitivno nabijeni joni se nazivaju katjoni, a negativno nabijeni se nazivaju anjoni.
Kationi i anioni, koji imaju suprotan naboj, privlače se jedni drugima elektrostatičkim silama. Ovo privlačenje suprotno nabijenih jona naziva se ionsko vezanje.
. Javlja se u spojevi formirani od metala i jednog ili više nemetala.
Sljedeća jedinjenja ispunjavaju ovaj kriterij i jonske su prirode: MgCl 2, Fel 2, CuF, Na 2 0, Na 2 S0 4, Zn(C 2 H 3 0 2) 2.
Postoji još jedan način predstavljanja jonskih jedinjenja:
U ovim formulama, tačke pokazuju samo elektrone koji se nalaze na vanjskim ljuskama ( valentnih elektrona ). Takve formule nazivaju se Lewisovim formulama u čast američkog hemičara G. N. Lewisa, jednog od osnivača (zajedno sa L. Paulingom) teorije hemijskog vezivanja.
Prijenos elektrona s atoma metala na atom nemetala i stvaranje iona mogući su zbog činjenice da nemetali imaju visoku elektronegativnost, a metali nisku.
Zbog jakog privlačenja jona jedni prema drugima, jonska jedinjenja su uglavnom čvrsta i imaju prilično visoku tačku topljenja.
Jonska veza nastaje prijenosom elektrona s atoma metala na atom nemetala. Nastali ioni se međusobno privlače elektrostatičkim silama.
