Pirmo reizi par šādu lietu kā kovalentā komunikācija Ķīmiķis Zinātnieki runāja pēc atvēršanas Gilbert Newton Lewis, kurš raksturoja kā publisko uzņēmumu divu elektronu. Vēlāk tika atļauts aprakstīt kovalentu sakaru principu. Vārds kovalentsto var uzskatīt ietvaros ķīmijas kā atomu spēju veidot savienojumus ar citiem atomiem.
Ļaujiet mums paskaidrot par piemēru:
Ir divi atomi ar nelielām atšķirībām elektronegativitātes (C un Cl, C un H). Parasti tas ir tik tuvu, cik vien iespējams, lai struktūru elektronisko apvalku cēlu gāzes.
Veicot šos apstākļus, notiek šo atomu kodoli elektroniskajam pārim, kas ir kopīgi tiem. Šādā gadījumā elektroniskie mākoņi nav vienkārši pārklāti viens ar otru, jo ar kovalentu obligāciju nodrošina uzticamu savienojumu ar diviem atomiem, jo \u200b\u200belektronu blīvums ir pārdalīts, un sistēmas enerģija tiek mainīta, ko izraisa " ievilkšana "uz cita elektroniskā mākoņa viena atoma inter-identiskā telpā. Plašāka elektronisko mākoņu savstarpēja pārklāšanās, savienojums tiek uzskatīts par izturīgāku.
Līdz ar to kovalentā komunikācija - Tā ir izglītība, kas izriet no divu elektronu savstarpējās socializācijas, kas pieder diviem atomiem.
Kā likums, vielas ar molekulāro kristālu režģi veido ar kovalentas saites. Raksturojums ir kušanas un vārīšanās pie zemas temperatūras, slikta šķīdība ūdenī un zemā elektrovadītspēja. No šejienes mēs varam secināt: šādu elementu, piemēram, germanija, silīcija, hlora, ūdeņraža struktūra ir kovalentā.
Šāda veida savienojuma veidu īpašības:
- Piesātināmība.Saskaņā ar šo īpašumu parasti saprot kā maksimālo savienojumu skaitu, ko viņi var izveidot konkrētus atomus. Šo numuru nosaka to šo orbitālu kopējais skaits atomā, kas var piedalīties ķīmisko obligāciju veidošanā. Atome valence, no otras puses, var noteikt ar šo nolūkā izmantoto orbitālu skaitu.
- Ēdiens. Visi atomi cenšas veidot visstingrākos savienojumus. Lielākais spēks tiek sasniegts divu atomu elektronisko mākoņu telpiskās orientācijas gadījumā, jo tās pārklājas viens otru. Turklāt tas ir šis īpašums kovalentās saites kā orientācija ietekmē telpisko izvietojumu molekulu, kas ir atbildīga par viņu "ģeometrisko formu".
- Polarizējamība.Šis noteikums ir balstīts uz ideju, ka kovalentā obligācija pastāv divu veidu:
- polārais vai asimetrisks. Šīs sugas pieslēgums var veidot tikai dažāda veida atomus, t.i. Tie, kuru elektroniskums būtiski atšķiras vai gadījumos, kad kopējais elektroniskais pāris ir asimetriski sadalīts.
- Tas notiek starp atomiem, kuru elektroniskums ir gandrīz vienāds, un elektronu blīvuma sadalījums ir vienmērīgi.
Turklāt ir daži kvantitatīvi:
- Komunikācijas enerģija. Šis parametrs raksturo polāro saiti no tās spēka viedokļa. Saskaņā ar enerģiju tiek saprasts, ka siltuma daudzums, kas bija nepieciešams, lai iznīcinātu saikni starp abiem atomiem, kā arī siltuma daudzums, kas tika piešķirts, kad tie ir saistīti.
- Zem garumsun molekulārajā ķīmijā tas tiek saprasts kā taisnas garums starp divu atomu kodoliem. Šis parametrs raksturo arī komunikācijas spēku.
- Dipola moments - vērtība, kas raksturo valences polaritāti.
Ļoti retas ķimikālijas sastāv no atsevišķiem, nevajadzīgiem ķīmisko elementu atomiem. Šādā ēkā tikai neliels skaits gāzu, ko sauc par Noble: hēlija, neona, Argona, Krypton, ksenona un radonam ir šāda struktūra. Biežāk ķimikālijas nesastāv no atšķirīgiem atomiem, bet no viņu apvienībām dažādās grupās. Šādai atomu apvienošanai var būt vairākas vienības, simtiem, tūkstošiem vai vēl vairāk atomu. Spēks, kas saglabā šos atomus kā daļu no šādām grupām, tiek saukts Ķīmiskie sakari.
Citiem vārdiem sakot, var teikt, ka ķīmisko saiti sauc par mijiedarbību, kas nodrošina individuālo atomu attiecības sarežģītākām struktūrām (molekulām, joniem, radikāļiem, kristāliem utt.).
Ķīmiskās saites veidošanās iemesls ir tāds, ka sarežģītāku struktūru enerģija ir mazāka par indivīda kopējo enerģiju, veidojot to atomus.
Jo īpaši, ja XY molekula veidojas X un Y atomu mijiedarbībā, tas nozīmē, ka šīs vielas molekulu iekšējā enerģija ir zemāka par atsevišķu atomu iekšējo enerģiju, no kurām tā tika izveidota: \\ t
E (xy)< E(X) + E(Y)
Šā iemesla dēļ ķīmisko obligāciju veidošanā starp individuāliem atomiem tiks piešķirta enerģija.
Ķīmisko obligāciju veidošanā ārējā elektroniskā slāņa elektroni ar mazāko komunikācijas enerģiju ar kodolu tiek iesaistīti, aicināja valentīna. Piemēram, Bora ir elektroni 2 no enerģijas līmeņa - 2 elektroni uz 2 s-orbitāls un 1 uz 2 p.-Theliti:
Ķīmiskās saites veidošanā katrs atoms cenšas iegūt cēloņu atomu elektronisko konfigurāciju, t.i. Tā, ka savā ārējā elektronu slānī ir 8 elektroni (2 pirmajiem perioda elementiem). Šī parādība saņēma okteta noteikuma nosaukumu.
No elektronisko konfigurācijas atomu cēlgāzes sasniegšana ir iespējama, ja sākotnēji vienotie atomi dos daļu no viņu valences elektroniem, ko kopīgi citiem atomiem. Tajā pašā laikā veidojas vispārējie elektroniskie pāri.
Atkarībā no elektronu piespiešanas, kovalento, jonu un metālisko sakaru pakāpi var atšķirt.
Kovalentā komunikācija
Kovalentā saite visbiežāk notiek starp metāla elementu atomiem. Ja nav metāla atomi, kas veido kovalentu saiti, pieder dažādiem ķīmiskiem elementiem, šādu savienojumu sauc par kovalento polāru. Šāda nosaukuma iemesls ir tas, ka dažādu elementu atomiem ir atšķirīga spēja piesaistīt kopēju elektronisko pāru sev. Ir acīmredzams, ka tas noved pie kopējā elektronu pāra pārvietošanas uz vienu no atomiem, kā rezultātā tiek veidota daļēja negatīva maksa. Savukārt ir izveidota daļēja pozitīva maksa uz citu atomu. Piemēram, hlora ražošanas molekulā elektroniski pārvietots no hlora atoma ūdeņraža atoma:
Vielu piemēri ar kovalentu polāro saiti: \\ t
CCL 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SIO 2 utt.
Covenate ne-polārais savienojums veidojas starp vienas ķīmiskā elementa nemetālu atomiem. Tā kā atomi ir identiski, tādi paši un spēja aizkavēt vispārējos elektronus. Šajā sakarā netiek ievērota elektroniskā pāra pārvietošana:
Iepriekš aprakstītais kovalento obligāciju veidošanas mehānisms, kad abi atomi nodrošina elektronus vispārējo elektronisko pāru veidošanai, tiek saukts par valūtas kursu.
Ir arī donoru pieņemšanas mehānisms.
Veidojot kovalentas saites uz donora-akceptora mehānismu, vispārējais elektronu pāris veidojas sakarā ar orbitālu vienu atomu (ar diviem elektroniem) un tukšo orbitālo citu atomu. Atoms, kas nodrošina ūdeņainu elektronu pāru sauc par donoru, un atoms ar bezmaksas orbitālu - akceptoru. Atomi ir pārī elektroni, piemēram, N, O, P, S.
Piemēram, saskaņā ar donoru-akceptora mehānismu, ceturtā kovalentā obligācija N-H amonija katjonā NH 4 +:
Papildus polaritātei, kovalentās saites raksturo arī enerģija. Komunikācijas enerģiju sauc par minimālu enerģiju, kas nepieciešama, lai izjauktu saikni starp atomiem.
Sakaru enerģija samazinās, palielinoties saistošiem atomiem. Tātad, kā mēs zinām, atomu rādii palielinās apakšgrupas, tas ir iespējams, piemēram, lai secinātu, ka halogēna ūdeņraža obligāciju stiprums palielinās pēc kārtas:
SVEIKI< HBr < HCl < HF
Arī saistošā enerģija ir atkarīga no tās daudzveidības - jo lielāka ir daudzveidīga komunikācija, jo lielāka tās enerģija. Saskaņā ar komunikācijas daudzveidību saprot kā vispārējo elektronisko pāru skaitu starp diviem atomiem.
Jonu komunikācija
Jonu komunikāciju var uzskatīt par ekstrēmu Covalent Polar komunikācijas gadījumu. Ja vispārējs elektronu pāris tiek pārvietots kovalentā un polārā savienojumā ar vienu no atomu pāriem, tad jonu tas ir gandrīz pilnīgi "dots" viens no atomiem. Atomu, kurš deva elektronu (-iem) iegūst pozitīvu maksu un kļūst katjonsun atoms, kurš uzkāpa viņa elektronus, iegūst negatīvu maksu un kļūst anjons.
Tādējādi jonu savienojums ir attiecības, ko veido elektrostatiska piesaiste katjoniem uz anjoniem.
Šāda veida komunikācijas veidošanās ir raksturīga tipisku metālu un tipisko nemetālu mijiedarbībai.
Piemēram, kālija fluorīds. Kālija katjonu iegūst, kā rezultātā atdalīšanās no viena elektrona neitrālā atoma, un fluora jonu veidojas, kad fluors ir savienots ar vienu elektronu atomu:
Elektrostatiskās pievilcības spēks rodas starp iegūtajiem joniem, kā rezultātā veidojas jonu savienojums.
Ķīmisko obligāciju veidošanā elektroni no nātrija atoma pārcēlās uz hlora atomu, un tika izveidoti pretstati iekasētie joni, kuriem ir pilnīgs ārējais enerģijas līmenis.
Ir konstatēts, ka elektroni no metāla atoma nepārsniedz pilnībā, bet tikai pāriet uz hlora atomu, tāpat kā kovalentā saitē.
Lielākā daļa bināro savienojumu, kas satur metāla atomus, ir jonisks. Piemēram, oksīdi, halogenīdi, sulfīdi, nitrīdi.
Jonu savienojums notiek arī starp vienkāršām katjoniem un vienkāršiem anjoniem (F -, Cl -, S 2-), kā arī starp vienkāršām katjoniem un sarežģītiem anjoniem (Nr. 3 -, SO 4 2 -, PO 4 3-, OH - ). Tāpēc, jonu savienojumi ietver sāļus un bāzes (NA 2 SO 4, CU (Nr 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), CA (OH) 2, NaOH)
Metāla komunikācija
Šis komunikācijas veids veidojas metālos.
Visu metālu atomos uz ārējo elektronu slāni ir elektroni, kuriem ir zems obligāciju enerģija ar atomu kodolu. Vairumam metālu ārējo elektronu zaudēšanas process ir enerģiski izdevīgs.
Ņemot vērā šādu vāju mijiedarbību ar kodolu, šie elektroni metālos ir ļoti pārvietojami, un katrā metāla kristālos nepārtraukti notiek šāds process:
M 0 - ne - \u003d m n +,
kur m 0 ir neitrāls metāla atoms, un m n + tāda paša metāla katjonu. Zemāk redzamajā attēlā redzams process, kas notiek.
Tas ir, elektroni ir "izmanto" ar metāla kristālu, atvienojot no viena metāla atoma, veidojot katjonu no tā, kas savieno ar citu katjonu, veidojot neitrālu atomu. Šāda parādība tika saukta par "elektronisko vēju", un bezmaksas elektronu kombinācija Nemmetall Atoma kristālos tika saukts par "elektronisko gāzi". Līdzīgu mijiedarbību starp metālu atomiem tika saukta par metāla kaklasaiti.
Ūdeņraža sakari
Ja ūdeņraža atoms jebkurā vielā ir saistīta ar augstu elektronisko elementu (slāpekli, skābekli vai fluoru), šāda parādība ir raksturīga kā ūdeņraža saite.
Tā kā ūdeņraža atoms ir saistīts ar elektronegatīvo atomu, ir veidota daļēja pozitīva maksa uz ūdeņraža atoma, un uz atoma elektronegatīvā elementa - daļēja negatīva. Šajā sakarā, tas kļūst iespējams elektrostatisko pievilcību starp daļēji pozitīvi uzlādēts ūdeņraža atoms vienā molekulā un elektromagnētisko atomu citu. Piemēram, ūdeņu molekulām ir novērota ūdeņraža saite:
Tā ir ūdeņraža saite, kas izskaidro neparasti augstu ūdens kušanas punktu. Papildus ūdenim, arī izturīgas ūdeņraža saites veidojas tādās vielās kā fluorīda ūdeņradi, amonjaks, skābekļa saturošām skābēm, fenoliem, spirtiem, amīniem.
Ķīmiskie sakari - elektrostatiskā mijiedarbība starp elektroniem un kodoliem, kas noved pie molekulu veidošanās.
Ķīmiskā obligāciju veidlapa Valence Electroni. S- un p-elementos, ārējā slāņa elektronu, D-Elements - ārējā slāņa S-elektroni un antisomīna slāņa D-elektroni. Kad veidojas ķīmiskā saite, atomi aizpilda ārējo elektronu apvalku korpusam atbilstošās cēlgāzes.
Garuma komunikācija - vidējais attālums starp divu ķīmiski savstarpēji savienotu atomu kodoliem.
Ķīmiskā obligāciju enerģija - enerģijas daudzums, kas nepieciešams, lai pārtrauktu savienojumu un atbrīvotu molekulas fragmentus bezgalīgi tālsatiksmes.
Valenny stūris - leņķis starp līnijām, kas savieno ķīmiski saistītus atomus.
Ir zināmi šādi galvenie ķīmisko obligāciju veidi: kovalente (polārais un bez polārs), jonu, metāls un ūdeņradis.
Kovalents Zvaniet uz ķīmisko saiti, veidojot kopēju elektronu pāru veidošanos.
Ja savienojumu veido kopīgu elektronu pāris, kas ir vienlīdzīgi piederot abiem atomiem, tad to sauc par to kovalentā Nonolaurioza Sadraudzība. Šis savienojums pastāv, piemēram, molekulās H 2, N2, O 2, F2, CL 2, BR 2, I 2. Kovalentā ne-polārā komunikācija notiek starp tiem pašiem atomiem, un to saistviela ir vienmērīgi sadalīta starp tām.
Molekulās starp diviem atomiem var izveidot atšķirīgu kovalentu obligāciju skaitu (piemēram, vienu halogēniem F 2, Cl 2, BR 2, I 2, trīs slāpekļa molekulā n 2).
Kovalentā polārā komunikācija Tas notiek starp atomiem ar atšķirīgu elektronegitabilitāti. Veidojošais elektronu pāris maiņās uz elektronegatīvo atomu, bet paliek saistīts ar abiem kodoliem. Savienojumu piemēri ar kovalentu polāro obligāciju: HBR, HI, H 2 S, N 2 O utt.
Jonisks To sauc par polāro obligāciju statusu, kurā elektroniskais pāris pilnībā pārnes no viena atoma uz citu un saistītās daļiņas pārvēršas par joniem.
Stingri runājot, tikai savienojumus var attiecināt uz savienojumiem ar jonu saiti, par kuru atšķirība elektronegability ir lielāka par 3, bet ļoti maz ir zināms šādiem savienojumiem. Tie ietver sārmu un pic-zemes metāla fluorīdus. Tradicionāli uzskata, ka jonu komunikācija notiek starp elementu atomiem, kuru elektroneglamitātes atšķirība ir lielāka par 1.7 par īstu skalu. Piemēri savienojumu ar jonu obligāciju: NaCl, KBR, Na 2 O. Vairāk informācijas par pulēšanas skalu tiks informēts nākamajā stundā.
Metāls Zvaniet ķīmisko saiti starp pozitīviem joniem metāla kristālos, kas tiek veikta, kā rezultātā electroni brīvi pārvietojas pa metāla kristālu.
Metāla atomi tiek pārvērsti cumi, veidojot metāla kristālisko režģi. Šajā režģī viņi tur tos kopīgus elektronus visam metālam (elektronu gāze).
Apmācības uzdevumi
1. Kovalentu ne-polāro savienojumu veido katra no vielām, kuru formulas
1) O 2, H 2, N 2
2) AL, O 3, H 2 SO 4
3) NA, H 2, NABR
4) H 2 O, O 3, LI 2 SO 4
2. Kovalentu polāro saiti veido katra no vielām, kas formulas
1) O 2, H 2 SO 4, N 2
2) H 2 SO 4, H 2 O, HNO 3
3) NABR, H 3 PO 4, HCL
4) H 2 O, O 3, LI 2 SO 4
3. Katra no vielām veido tikai jonu komunikācijas
1) cao, h 2 tik 4, n 2
2) Baso 4, Bacl 2, Bano 3
3) NABR, K 3 PO 4, HCl
4) rbcl, na 2 s, lif
4. Metāla komunikācija ir raksturīga saraksta vienībai
1) ba, rb, se
2) cr, ba, si
3) na, p, mg
4) rb, na, cs
5. Savienojumi tikai ar jonu un tikai ar kovalentu polāro saiti ir attiecīgi
1) hcl un na 2 s
2) CR un AL (OH) 3
3) NABR un P 2 O 5
4) P 2 O 5 un CO 2
6. Jonu savienojums veidojas starp elementiem
1) hlora un bromoma
2) Bromoma un pelēks
3) cēzijs un broms
4) fosfors un skābeklis
7. Kovalentā polārā komunikācija veidojas starp elementiem
1) skābeklis un kālijs
2) pelēks un fluors
3) Bromoma un kalcija
4) rubīdija un hlora
8. Gaistošo ūdeņraža savienojumu elementu no 3. perioda, ķīmisko vielu
1) Kovalentais polārs
2) Derība, kas nav polārs
3) jonu
4) Metāls
9. Augstākajos 3. perioda elementu oksīdos ķīmiskā savienojuma veids ar elementa secības skaita pieaugumu atšķiras
1) no jonu savienojuma ar kovalento polāro komunikāciju
2) no metāla līdz Covalent ne-polāram
3) no Kovalentā polārā komunikācijas uz jonu savienojumu
4) no Kovalentā polārā saziņa ar metāla sakariem
10. Ķīmiskā sakaru garums E-H palielinās vairākās vielās
1) Hi - pH 3 - HCl
2) pH 3 - HCl - H 2 S
3) Hi - HCl - H 2 s
4) HCl - H 2 S - pH 3
11. Ķīmiskā sakaru garums LV vairāku vielu samazināšanās
1) NH 3 - H 2 O - HF
2) pH 3 - HCl - H 2 S
3) HF - H 2 O - HCl
4) HCl - H 2 S - HBR
12. Elektronu skaits, kas piedalās ķīmisko obligāciju veidošanā hlorīda molekulā -
1) 4
2) 2
3) 6
4) 8
13. Elektronu skaits, kas piedalās ķīmisko obligāciju veidošanā molekulā P 2 O 5, -
1) 4
2) 20
3) 6
4) 12
14. Fosfora hlorīda v) ķīmiskā komunikācijā
1) jonu
2) Kovalentais polārs
3) Covalent Nonolaur
4) Metāls
15. Visvairāk polārais ķīmiskais savienojums molekulā
1) fluoroodorod
2) hloreodor
3) Ūdens
4) serovodorod.
16. Vismaz polārā ķīmiskā komunikācija molekulā
1) hloreodor
2) bromomodoroda
3) Ūdens
4) serovodorod.
17. Sakarā ar kopējo elektronisko pāru, savienojums veidojas viela
1) mg.
2) H 2
3) NaCl
4) CACL 2
18. Kovalentā saite veidojas starp elementiem, kuru kārtas numuri
1) 3 un 9
2) 11 un 35
3) 16 un 17
4) 20 un 9
19. Jonu savienojums veidojas starp elementiem, kuru kārtas numuri
1) 13 un 9
2) 18 un 8
3) 6 un 8
4) 7 un 17
20. Vielu sarakstā, kuru formulas ir savienojumi tikai ar jonu obligāciju, tā
1) NBS, CAF 2
2) Nano 3, N 2
3) O 2, tāpēc 3
4) CA (Nr. 3) 2, Alcl 3
Definīcija
Kovalentā saite ir ķīmiska saikne, kas veidota sakarā ar tās valences elektronu atomu socializāciju. Obligātais nosacījums veidošanos kovalentā savienojuma ir pārklājas atomu orbītu (AO), uz kura atrodas valence elektroni. Vienkāršākajā gadījumā divu AO pārklāšanās noved pie divu molekulāro orbitālu (MO) veidošanās: saistošs MO un anti-saistošs (asarošana) mo. Kopienas elektroni atrodas zemākā enerģijas saistošā MO:
Komunikācijas izglītība
Kovalentā saite (Atomic komunikācija, homeopolar komunikācija) - attiecības starp diviem atomiem uz divu elektronu izveides (elektronu koplietošanas) rēķina - viens no katra atoma:
A. + V. -\u003e A: In
Šī iemesla dēļ homeopolar komunikācija ir vērsta. Elektronu pāris vienlaicīgi pieder abiem saistošiem atomiem, piemēram:
| .. | .. | .. | |||||||||
| : | Cl. | : | Cl. | : | H. | : | O. | : | H. | ||
| .. | .. | .. |
Kovalentās saites veidi
Ir trīs veidu kovalentas ķīmiskās saites, ko raksturo tās izglītības mehānisms:
1. Vienkārša kovalentā komunikācija. Par tās veidošanos, katrs atomi nodrošina vienu nesabojātu elektronu. Veidojot vienkāršu kovalento obligāciju, oficiālas atomu maksas paliek nemainīgas. Ja atomi, kas veido vienkāršu kovalentu saikni, ir tas pats, tad patiesie atomu maksas molekulā ir arī vienādi, jo komunikācijā esošie atomi ir vienādi pieder kopējā elektroniskā pāra, šādu savienojumu sauc par ne-polāro kovalentu saiti . Ja atomi ir atšķirīgi, tad kopējā elektronu pārī nosaka atomu elektronegates atšķirība, atoms ar lielāku elektronegilitāti lielākoties ir komunikācijas elektronu pāris, un tāpēc tās patiesā maksa Ir negatīva zīme, atoms ar mazāk elektronegitivitātes iegūst to pašu, bet ar pozitīvu zīmi.
SIGMA (Σ) -, PI (π) -os sakari - aptuvenais kovalento obligāciju sugu apraksts organisko savienojumu molekulās, σ-obligāciju raksturo fakts, ka elektronu mākonis blīvums ir maksimāls gar asi, kas savieno atomu kodoli. Veidojot π-līdzekļus aizvainojumus, tiek veikta tā sauktā elektronisko mākoņu pārklāšanās, un elektroniskās mākonis blīvums ir maksimāli "virs" un "zem" σ-obligācijas plakne. Piemēram, mēs ņemam etilēnu, acetilēnu un benzolu.
Etilēnmolekulā C 2 H 4 ir dubultā saite ar CH 2 \u003d CH2, tā elektroniskā formula: N: S :: C: N. Visu etilēna atomu kodoli atrodas vienā un tajā pašā plaknē. Trīs elektroniskās mākoņi katra oglekļa atoma veido trīs kovalentas saites ar citiem atomiem vienā plaknē (ar leņķiem starp tiem apmēram 120 °). Ceturtā Valence elektronu no oglekļa atoma mākonis atrodas virs un zem molekulas plaknē. Šādi elektroniskie mākoņi gan oglekļa atomi, daļēji pārklājas virs un zem molekulas plaknes, veido otru saikni starp oglekļa atomiem. Pirmo, spēcīgāku kovalentu saikni starp oglekļa atomiem sauc par σ-saiti; Otrs, mazāk izturīgs kovalentais savienojums tiek saukts par π savienojumu.
Acetilēna lineārajā molekulā
N-s≡s-n (n: s :: s: n)
ir σ-obligācijas starp oglekļa un ūdeņraža atomiem, vienu σ-saiti starp diviem oglekļa atomiem un diviem π-līdzekļiem starp tiem pašiem oglekļa atomiem. Divi π-līdzekļi atrodas virs σ-obligāciju darbības darbības divās savstarpēji perpendikulārās lidmašīnās.
Visi seši oglekļa atomi cikliskās benzola molekulas ar 6 h 6 atrodas vienā un tajā pašā plaknē. Ir σ-obligācijas starp oglekļa atomiem gredzena plaknē; Šādi savienojumi ir pieejami katrā oglekļa atomā ar ūdeņraža atomiem. Šo obligāciju veikšana oglekļa atomi tērē trīs elektronus. Ceturtā oglekļa atomu ceturtā valences elektronu mākoņi, kuru forma ir astoņi, ir perpendikulāri benzola molekulas plaknei. Katrs šāds mākonis pārklājas vienādi ar elektroniskajiem mākoņiem kaimiņu oglekļa atomiem. Benzola molekulā nav trīs atsevišķu π-asociāciju, bet viena π-elektroniskā sistēma sešu elektronu, kas ir kopīgs visiem oglekļa atomiem. Saites starp oglekļa atomiem benzola molekulā ir pilnīgi vienādas.
Elektronu socializācijas rezultātā tiek veidota kovalentā obligācija (ar kopēju elektronisko pāru veidošanos), kas notiek elektronisko mākoņu pārklāšanās laikā. Covalent komunikācijas veidošanā ir iesaistīti divu atomu elektroniskie mākoņi. Ir divi galvenie kovalentu obligāciju veidi:
- Tiek veidots kovalējošs, kas nav polārais savienojums starp tāda paša ķīmiskā elementa metāla atomiem. Šādam savienojumam ir vienkāršas vielas, piemēram, 2; N 2; C 12.
- Kovalentā polārā saite veidojas starp dažādiem nemetālu atomiem.
Skatīt arī
Literatūra
- "Ķīmiskā enciklopēdiskā vārdnīca", M., "Padomju enciklopēdija", 1983, 28. lpp.
| Organiskā ķīmija |
|---|
| Organisko savienojumu saraksts |
| Strukturālā ķīmija | |
|---|---|
| Ķīmiskā komunikācija: | Aromātiskums | Kovalentā komunikācija | Jonu savienojums | Metāla komunikācija | Ūdeņraža sakari | Donoru pieņemšanas komunikācija | Tautomerisms |
| Displeja struktūra: | Funkcionālā grupa | Strukturālā formula | Ķīmiskā formula | Ligande |
| Elektroniskās īpašības: | Elektrība | Elektronu afinitāte | Jonizācijas enerģija | Dipols | Oktet noteikums |
| Stereoķīmija: | Asimetrisks atoms | Isomeriya | Konfigurācija | Chirality | Konformācija |
Wikimedia fonds. 2010.
Kovalentā komunikācija (No latīņu "co" kopā un "vales" ar spēku) tiek veikta uz elektroniskā pāris, kas pieder abiem atomiem. Tas veidojas starp atomiem, kas nav metālu.
Elektroenerģijas nemetāli ir diezgan lielas, lai ar divu metālu atomu ķīmisko mijiedarbību, elektronu kopējais nodošana no viena uz otru (kā gadījumā) nav iespējama. Šajā gadījumā elektronu savienība ir nepieciešama izpildei.
Piemēram, mēs apspriedīsim ūdeņraža un hlora atomu mijiedarbību:
H 1s 1 - viens elektrons
Cl 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2. 3 p 5. - septiņi elektroni ārējā līmenī
Katram no diviem atomiem trūkst viena elektrona, lai iegūtu pilnīgu ārējo elektronisko apvalku. Un katrs atomi piešķir "vispārēju lietošanu" ar vienu elektronu. Tādējādi ir izpildīts okteta noteikums. Vislabāk to attēlot ar Lewis formulu palīdzību:
Kovalentās saites izglītība
Kopējie elektroni tagad pieder abiem atomiem. Ūdeņraža atomam ir divi elektroni (tās paši un komunālie elektronu no hlora atoma), un hlora atoms ir astoņi elektroni (tā plus kopējais elektriskais ūdeņraža atoms). Šie divi komisijas elektroni veido kovalentu saikni starp ūdeņradi un hlora atomiem. Tiek saukta divu daļiņu atomu saistīšanās laikā, kas veidojas molekula.
Non-polārā kovalentā komunikācija
Kovalentā komunikācija var veidoties un starp diviem tas pats Atomi. Piemēram:
Šī shēma izskaidro, kāpēc ūdeņradis un hlors pastāv diatomisko molekulu veidā. Pateicoties divu elektronu pārošanās un vispārināšana, ir iespējams veikt okteta noteikumu abiem atomiem.
Papildus atsevišķām obligācijām var izveidot dubultu vai trīskāršu kovalentu saiti, piemēram, skābekļa molekulās O 2 vai slāpekli n 2. Slāpekļa atomiem ir piecas valences elektroni, tāpēc, lai pabeigtu čaulu, ir nepieciešami trīs elektroni. Tas tiek panākts ar publicitāti trīs pāriem elektronu, kā parādīts zemāk:
Kovalentie savienojumi parasti ir gāzes, šķidrumi vai relatīvi zemas šķidruma cietvielas. Viens no retajiem izņēmumiem ir dimants, kas kūst virs 3500 ° C. To izskaidro dimanta struktūra, kas ir ciets kovalenti saistīto oglekļa atomu tīkls, nevis atsevišķu molekulu kombinācija. Faktiski jebkurš dimanta kristāls, neatkarīgi no tā lieluma, ir viena milzīga molekula.
Kovalentā saite rodas, apvienojot divu metālu atomu elektronus. Struktūra notika, sauc par molekulu.
Polar Covalent komunikācija
Vairumā gadījumu ir divi kovalenti saistītie atomi grūti Elektroenerģijas un kopienas elektroni nepieder diviem atomiem vienādi. Lielāko daļu laika viņi atrodas tuvāk vienam atomātam nekā citam. Hlorīda molekulā, piemēram, elektroni, kas veido kovalentu saikni, atrodas tuvāk hlora atomam, jo \u200b\u200btā elektronegilitāte ir augstāka par ūdeņradi. Tomēr atšķirība spēja piesaistīt elektronus nav tik liels, lai visa elektronu pārnešana notika no hlora atoma ar ūdeņraža atomu. Tādēļ attiecības starp atomiem ūdeņradi un hloru var uzskatīt par vidējo starp jonu saiti (pilnīgu elektronu nodošanu) un ne-polāro kovalento saiti (simetrisks izkārtojums elektronu pāris starp diviem atomiem). Daļēja maksa par atomiem norāda grieķu burts Δ. Šāds savienojums tiek saukts par polārais kovalents Komunikācija, bet par hloroodorodor molekulu, ir teikts, ka tas ir polārs, tas ir, tas ir pozitīvi uzlādēts gals (ūdeņraža atoms) un negatīvi uzlādēts gals (hlora atoms).
Turpmākajā tabulā ir uzskaitīti galvenie savienojumu veidi un vielu piemēri:
Apmainījās un līdzekļu devēju mehānisms kovalentam izglītībai
1) Maināms mehānisms. Katrs atoms nodrošina vienu nesamērīgu elektronu par kopēju elektronisko pāru.
2) līdzekļu devēja mehānisms. Viens atoms (donors) nodrošina elektronisko pāri, un otrs atoms (akceptētājs) nodrošina bezmaksas orbitālu šim pārim.