Cheminės jungties sąvoka yra labai svarbi įvairiose chemijos kaip mokslo srityse. Taip yra dėl to, kad būtent jo pagalba atskiri atomai gali jungtis į molekules, sudarydami įvairias medžiagas, kurios, savo ruožtu, yra cheminių tyrimų objektas.
Atomų ir molekulių įvairovė yra susijusi su įvairių tipų ryšių tarp jų atsiradimu. Skirtingoms molekulių klasėms būdingi savi elektronų pasiskirstymo ypatumai, taigi ir jų ryšių tipai.
Pagrindinės sąvokos
Cheminis ryšys – tai visuma sąveikų, dėl kurių atomai jungiasi, kad susidarytų sudėtingesnės struktūros stabilios dalelės (molekulės, jonai, radikalai), taip pat agregatai (kristalai, stiklai ir kt.). Šių sąveikų pobūdis yra elektrinio pobūdžio ir atsiranda valentiniams elektronams pasiskirstant artėjančiuose atomuose.
Valencija paprastai vadinama atomo gebėjimu sudaryti tam tikrą skaičių ryšių su kitais atomais. Joniniuose junginiuose valentingumo reikšme laikomas duotų arba prijungtų elektronų skaičius. ATkovalentiniuose junginiuose jis lygus bendrųjų elektronų porų skaičiui.
Oksidacijos būsena suprantama kaip sąlyginis krūvis, kuris galėtų būti atome, jei visi poliniai kovalentiniai ryšiai būtų joniniai.
Ryšio dauginys yra bendrų elektronų porų tarp nagrinėjamų atomų skaičius.
Įvairiose chemijos šakose nagrinėjami ryšiai gali būti suskirstyti į dviejų tipų cheminius ryšius: tuos, kurie veda prie naujų medžiagų susidarymo (intramolekuliniai), ir tuos, kurie atsiranda tarp molekulių (tarpmolekuliniai).
Pagrindinės komunikacijos savybės
Susirišimo energija yra energija, reikalinga visoms molekulėje esančioms jungtims nutraukti. Tai taip pat energija, išsiskirianti formuojant ryšį.
Ryšio ilgis yra atstumas tarp gretimų molekulės atomų branduolių, kuriam esant subalansuotos traukos ir atstūmimo jėgos.
Šios dvi atomų cheminės jungties charakteristikos yra jo stiprumo matas: kuo trumpesnis ilgis ir kuo didesnė energija, tuo ryšys stipresnis.
Ryšio kampas paprastai vadinamas kampu tarp pavaizduotų linijų, einančių jungties kryptimi per atomų branduolius.
Nuorodų aprašymo metodai
Du dažniausiai naudojami cheminio ryšio paaiškinimo būdai, pasiskolinti iš kvantinės mechanikos:
Molekulinių orbitalių metodas. Jis laiko molekulę elektronų ir atomų branduolių rinkiniu, kai kiekvienas atskiras elektronas juda visų kitų elektronų ir branduolių veikimo lauke. Molekulė turi orbitinę struktūrą, o visi jos elektronai yra paskirstyti šiose orbitose. Be to, šis metodas vadinamas MO LCAO, kuris reiškia „molekulinė orbita – tiesinis atominių orbitų derinys“.
Valentinių ryšių metodas. Atstovauja molekulei kaip dviejų centrinių molekulinių orbitų sistemai. Be to, kiekvienas iš jų atitinka vieną ryšį tarp dviejų gretimų molekulės atomų. Metodas pagrįstas šiomis nuostatomis:
- Cheminį ryšį sudaro pora elektronų su priešingais sukiniais, kurie yra tarp dviejų svarstomų atomų. Susidariusi elektronų pora vienodai priklauso dviem atomams.
- Vieno ar kito atomo suformuotų ryšių skaičius lygus nesuporuotų elektronų skaičiui žemėje ir sužadintoje būsenoje.
- Jei elektronų poros nedalyvauja sudarant ryšį, jos vadinamos vienišomis poromis.
Elektronegatyvumas
Galima nustatyti cheminio ryšio tipą medžiagose, remiantis ją sudarančių atomų elektronegatyvumo verčių skirtumu. Elektronegatyvumas suprantamas kaip atomų gebėjimas pritraukti bendras elektronų poras (elektronų debesis), o tai lemia ryšio poliarizaciją.
Cheminių elementų elektronegatyvumo vertes galima nustatyti įvairiais būdais. Tačiau dažniausiai naudojama termodinaminiais duomenimis pagrįsta skalė, kurią dar 1932 m. pasiūlė L. Paulingas.
Kuo didesnis atomų elektronegatyvumo skirtumas, tuo ryškesnis jo joniškumas. Priešingai, vienodos arba artimos elektronegatyvumo vertės rodo kovalentinį ryšio pobūdį. Kitaip tariant, matematiškai galima nustatyti, koks cheminis ryšys yra stebimas konkrečioje molekulėje. Norėdami tai padaryti, turite apskaičiuoti ΔX - atomų elektronegatyvumo skirtumą pagal formulę: ΔX=|X 1 -X 2 |.
- Jei ΔХ>1, 7, tada ryšys yra joninis.
- Jei 0,5≦ΔХ≦1,7, kovalentinis ryšys yra polinis.
- Jei ΔХ=0 arba arti jo, vadinasi, ryšys yra kovalentinis nepolinis.
Joninis ryšys
Joninis yra toks ryšys, kuris atsiranda tarp jonų arba dėl to, kad vienas iš atomų visiškai pašalina bendrą elektronų porą. Medžiagose tokio tipo cheminis sujungimas atliekamas elektrostatinės traukos jėgomis.
Jonai yra įkrautos dalelės, susidarančios iš atomų dėl elektronų padidėjimo arba praradimo. Priimdamas elektronus atomas įgauna neigiamą krūvį ir tampa anijonu. Jei atomas dovanoja valentinius elektronus, jis tampa teigiamai įkrauta dalele, vadinama katijonu.
Jis būdingas junginiams, susidariusiems tipiškų metalų atomams sąveikaujant su tipiškų nemetalų atomais. Pagrindinis šio proceso tikslas yra atomų siekis įgyti stabilias elektronines konfigūracijas. Ir tam tipiški metalai ir nemetalai turi duoti arba priimti tik 1-2 elektronus,ką jie daro nesunkiai.
Joninio cheminio ryšio susidarymo molekulėje mechanizmas tradiciškai nagrinėjamas naudojant natrio ir chloro sąveikos pavyzdį. Šarminių metalų atomai lengvai atiduoda elektroną, traukiamą halogeno atomo. Rezultatas yra Na+ katijonas ir Cl- anijonas, kuriuos kartu laiko elektrostatinė trauka.
Idealaus joninio ryšio nėra. Netgi tokiuose junginiuose, kurie dažnai vadinami joniniais, galutinis elektronų perkėlimas iš atomo į atomą nevyksta. Susidariusi elektronų pora vis dar yra įprastai naudojama. Todėl jie kalba apie kovalentinio ryšio joniškumo laipsnį.
Joniniam sukibimui būdingos dvi pagrindinės viena su kita susijusios savybės:
- nekryptinis, t.y. elektrinis laukas aplink joną yra rutulio formos;
- Nesotumas, t. y. priešingai įkrautų jonų, kurie gali būti aplink bet kurį joną, skaičius, nustatomas pagal jų dydį.
Kovalentinis cheminis ryšys
Ryšys, susidarantis, kai nemetalų atomų elektronų debesys persidengia, ty juos atlieka bendra elektronų pora, vadinamas kovalentiniu ryšiu. Bendrų elektronų porų skaičius lemia ryšio daugumą. Taigi vandenilio atomai yra sujungti viena H··H jungtimi, o deguonies atomai sudaro dvigubą jungtį O::O.
Yra du jo formavimo mechanizmai:
- Keistis – kiekvienas atomas reiškia vieną elektroną, kad susidarytų bendra pora: A +B=A: B, o ryšys apima išorines atomines orbitales, kuriose yra vienas elektronas.
- Donoras-akceptorius – ryšiui sudaryti vienas iš atomų (donoras) suteikia elektronų porą, o antrasis (akceptorius) – laisvą orbitą jo išdėstymui: A +:B=A:B.
Elektronų debesų persidengimo būdai, kai susidaro kovalentinis cheminis ryšys, taip pat skiriasi.
- Tiesiogiai. Debesų persidengimo sritis yra tiesioje įsivaizduojamoje linijoje, jungiančioje nagrinėjamų atomų branduolius. Tokiu atveju susidaro σ-ryšiai. Šiuo atveju susidarančio cheminio ryšio tipas priklauso nuo elektronų debesų, kurie persidengia, tipo: s-s, s-p, p-p, s-d arba p-d σ-ryšiai. Dalelėje (molekulėje arba jone) tarp dviejų gretimų atomų gali susidaryti tik viena σ jungtis.
- Šone. Jis atliekamas abiejose linijos, jungiančios atomų branduolius, pusėse. Taip susidaro π-jungtis, galimos ir jo atmainos: p-p, p-d, d-d. Atskirai nuo σ jungties, π ryšys niekada nesusidaro; jis gali būti molekulėse, kuriose yra daug (dvigubų ir trigubų) ryšių.
Kovalentinio ryšio savybės
Jie nustato chemines ir fizines junginių savybes. Pagrindinės bet kokių cheminių medžiagų jungčių savybės yra jos kryptingumas, poliškumas ir poliarizuojamumas, taip pat prisotinimas.
Ryšio kryptingumas lemia molekulės ypatybesmedžiagų sandara ir jų molekulių geometrinė forma. Jo esmė slypi tame, kad geriausias elektronų debesų sutapimas įmanomas esant tam tikrai orientacijai erdvėje. σ- ir π-jungčių formavimo galimybės jau buvo aptartos aukščiau.
Sotumas suprantamas kaip atomų gebėjimas sudaryti tam tikrą skaičių cheminių jungčių molekulėje. Kiekvieno atomo kovalentinių ryšių skaičių riboja išorinių orbitų skaičius.
Ryšio poliškumas priklauso nuo atomų elektronegatyvumo reikšmių skirtumo. Jis nustato elektronų pasiskirstymo tarp atomų branduolių tolygumą. Šiuo pagrindu kovalentinis ryšys gali būti polinis arba nepolinis.
- Jei bendroji elektronų pora vienodai priklauso kiekvienam atomui ir yra vienodu atstumu nuo jų branduolių, tai kovalentinis ryšys yra nepolinis.
- Jei bendroji elektronų pora pasislenka į vieno iš atomų branduolį, susidaro kovalentinis polinis cheminis ryšys.
Poliarizacija išreiškiama ryšių elektronų poslinkiu veikiant išoriniam elektriniam laukui, kuris gali priklausyti kitai dalelei, gretimiems ryšiams toje pačioje molekulėje arba kilti iš išorinių elektromagnetinių laukų š altinių. Taigi, jų veikiamas kovalentinis ryšys gali pakeisti jo poliškumą.
Pagal orbitalių hibridizaciją suprasti jų formų pasikeitimą įgyvendinant cheminį ryšį. Tai būtina norint pasiekti efektyviausią persidengimą. Yra šie hibridizacijos tipai:
- sp3. Viena s- ir trys p-orbitalės sudaro keturiastos pačios formos „hibridinės“orbitos. Išoriškai jis primena tetraedrą, kurio kampas tarp ašių yra 109°.
- sp2. Viena s ir dvi p orbitalės sudaro plokščią trikampį, kurio kampas tarp ašių yra 120°.
- sp. Viena s- ir viena p-orbita sudaro dvi „hibridines“orbitales, kurių kampas tarp jų ašių yra 180°.
Metalinė jungtis
Metalų atomų struktūros bruožas yra gana didelis spindulys ir nedidelis elektronų skaičius išorinėse orbitose. Dėl to tokiuose cheminiuose elementuose ryšys tarp branduolio ir valentinių elektronų yra gana silpnas ir lengvai nutrūksta.
Metalų jungtis – tai tokia metalo atomų-jonų sąveika, kuri atliekama delokalizuotų elektronų pagalba.
Metalo dalelėse valentiniai elektronai gali lengvai palikti išorines orbitas, taip pat užimti jose laisvas vietas. Taigi skirtingais laikais ta pati dalelė gali būti atomas ir jonas. Nuo jų atplėšti elektronai laisvai juda per visą kristalinės gardelės tūrį ir atlieka cheminį ryšį.
Šis ryšys panašus į joninį ir kovalentinį. Kaip ir joniniams, jonai yra būtini metaliniam ryšiui egzistuoti. Bet jei elektrostatinės sąveikos įgyvendinimui pirmuoju atveju reikia katijonų ir anijonų, tada antruoju neigiamai įkrautų dalelių vaidmenį atlieka elektronai. Jei palygintume metalinį ryšį su kovalentiniu ryšiu, tai abiejų susidarymui reikalingi bendri elektronai. Tačiau įskirtingai nei polinis cheminis ryšys, jie nėra lokalizuoti tarp dviejų atomų, bet priklauso visoms metalo dalelėms kristalinėje gardelėje.
Metalinės jungtys yra atsakingos už ypatingas beveik visų metalų savybes:
- plastiškumas, atsirandantis dėl atomų sluoksnių poslinkio kristalinėje gardelėje, kurią laiko elektronų dujos;
- metalinis blizgesys, pastebimas dėl šviesos spindulių atsispindėjimo nuo elektronų (miltelių pavidalo nėra kristalinės gardelės, todėl ja judantys elektronai);
- elektros laidumas, kurį atlieka įkrautų dalelių srautas, o šiuo atveju maži elektronai laisvai juda tarp didelių metalo jonų;
- šilumos laidumas, stebimas dėl elektronų gebėjimo perduoti šilumą.
Vandenilinė jungtis
Šis cheminio ryšio tipas kartais vadinamas tarpiniu tarp kovalentinės ir tarpmolekulinės sąveikos. Jei vandenilio atomas turi ryšį su vienu iš stipriai elektronneigiamų elementų (pvz., fosforu, deguonimi, chloru, azotu), tada jis gali sudaryti papildomą ryšį, vadinamą vandeniliu.
Jis yra daug silpnesnis už visus aukščiau paminėtus ryšius (energija ne didesnė kaip 40 kJ/mol), tačiau negalima to nepaisyti. Štai kodėl vandenilio cheminė jungtis diagramoje atrodo kaip punktyrinė linija.
Vandenilinės jungties atsiradimas galimas dėl donoro ir akceptoriaus elektrostatinės sąveikos tuo pačiu metu. Didelis vertybių skirtumaselektronegatyvumas lemia perteklinį elektronų tankį atomuose O, N, F ir kitus, taip pat jo trūkumą vandenilio atome. Tuo atveju, jei tarp tokių atomų nėra cheminio ryšio, traukos jėgos aktyvuojasi, jei jos yra pakankamai arti. Šiuo atveju protonas yra elektronų poros akceptorius, o antrasis atomas yra donoras.
Vandenilinis ryšys gali atsirasti tiek tarp gretimų molekulių, pavyzdžiui, vandens, karboksirūgšties, alkoholių, amoniako, tiek molekulėje, pavyzdžiui, salicilo rūgšties.
Vandenilinio ryšio buvimas tarp vandens molekulių paaiškina daugybę jo unikalių fizinių savybių:
- Jo šiluminės talpos, dielektrinės konstantos, virimo ir lydymosi taškų vertės, remiantis skaičiavimais, turėtų būti daug mažesnės nei tikrosios, o tai paaiškinama molekulių surišimu ir būtinybe eikvoti. energijos tarpmolekuliniams vandeniliniams ryšiams nutraukti.
- Skirtingai nuo kitų medžiagų, nukritus temperatūrai, vandens tūris didėja. Taip yra dėl to, kad molekulės ledo kristalinėje struktūroje užima tam tikrą vietą ir nutolsta viena nuo kitos per vandenilinės jungties ilgį.
Šis ryšys vaidina ypatingą vaidmenį gyviems organizmams, nes jo buvimas b altymų molekulėse lemia ypatingą jų struktūrą, taigi ir savybes. Be to, nukleorūgštys, sudarančios dvigubą DNR spiralę, taip pat yra tiksliai sujungtos vandeniliniais ryšiais.
Bendravimas kristaluose
Didžioji dauguma kietųjų kūnų turi kristalinę gardelę – ypatingąjas formuojančių dalelių tarpusavio išsidėstymas. Tokiu atveju stebimas trimatis periodiškumas, o mazguose, kuriuos jungia įsivaizduojamos linijos, išsidėsto atomai, molekulės ar jonai. Atsižvelgiant į šių dalelių prigimtį ir ryšius tarp jų, visos kristalų struktūros skirstomos į atomines, molekulines, jonines ir metalines.
Joninės kristalinės gardelės mazguose yra katijonų ir anijonų. Be to, kiekvieną iš jų supa griežtai apibrėžtas skaičius jonų, turinčių tik priešingą krūvį. Tipiškas pavyzdys yra natrio chloridas (NaCl). Paprastai jie turi aukštą lydymosi temperatūrą ir kietumą, nes jiems sulaužyti reikia daug energijos.
Medžiagų molekulės, susidarančios kovalentiniu ryšiu, yra molekulinės kristalinės gardelės mazguose (pavyzdžiui, I2). Jie yra sujungti vienas su kitu silpna van der Waals sąveika, todėl tokią struktūrą lengva sunaikinti. Tokie junginiai turi žemą virimo ir lydymosi temperatūrą.
Atominę kristalinę gardelę sudaro cheminių elementų atomai, turintys didelę valentingumo vertę. Jas jungia stiprūs kovalentiniai ryšiai, o tai reiškia, kad medžiagos turi aukštą virimo, lydymosi temperatūrą ir didelį kietumą. Pavyzdžiui, deimantas.
Taigi visų tipų jungtys, esančios cheminėse medžiagose, turi savo ypatybes, kurios paaiškina dalelių sąveikos molekulėse ir medžiagose sudėtingumą. Nuo jų priklauso junginių savybės. Jie lemia visus aplinkoje vykstančius procesus.
