Jei s?veikaujan?i? atom? elektronegatyvumas labai skiriasi (elektronegatyvumo skirtumas didesnis nei 2: DEO>2), tada vienas i? elektron? beveik visi?kai pereina ? kit? atom?, susidarant jon?. Toks ry?ys vadinamas jonin?s.

Pagrindiniai chemini? jung?i? tipai yra - kovalentinis, jonin?s ir metalinis jungtys. Panagrin?kime juos i?samiau.

kovalentinis cheminis ry?ys

kovalentinis ry?ys – tai cheminis ry?ys suformuotas bendros elektron? poros A:B susidarymas . ?iuo atveju du atomai sutampa atomin?s orbital?s. Kovalentinis ry?ys susidaro s?veikaujant atomams su nedideliu elektronegatyvumo skirtumu (paprastai, tarp dviej? nemetal?) arba vieno elemento atomai.

Pagrindin?s kovalentini? ry?i? savyb?s

• orientacija,
• prisotinimas,
• poli?kumas,
• poliarizuotumas.

?ios ry?io savyb?s turi ?takos chemin?ms ir fizin?ms med?iag? savyb?ms.

Bendravimo kryptis apib?dina med?iag? chemin? strukt?r? ir form?. Kampai tarp dviej? jung?i? vadinami jungties kampais. Pavyzd?iui, vandens molekul?je H-O-H ry?io kampas yra 104,45 o, taigi vandens molekul? yra polin?, o metano molekul?je H-C-H ry?io kampas yra 108 o 28 ?.

Sotumas yra atom? geb?jimas sudaryti ribot? skai?i? kovalentini? chemini? jung?i?. Ry?i?, kuriuos gali sudaryti atomas, skai?ius vadinamas.

Poli?kumas ry?iai atsiranda d?l netolygaus elektron? tankio pasiskirstymo tarp dviej? skirtingo elektronegatyvumo atom?. Kovalentiniai ry?iai skirstomi ? polinius ir nepolinius.

Poliarizuotumas jungtys yra ry?io elektron? geb?jimas b?ti i?stumtiems i?orinio elektrinio lauko(ypa? kitos dalel?s elektrinis laukas). Poliarizuojamumas priklauso nuo elektron? judrumo. Kuo toliau elektronas yra nuo branduolio, tuo jis yra judresnis ir, atitinkamai, molekul? yra labiau poliarizuojama.

Kovalentinis nepolinis cheminis ry?ys

Yra 2 kovalentinio ry?io tipai - POLARAS ir NEPOLARUS .

Pavyzdys . Apsvarstykite vandenilio molekul?s H 2 strukt?r?. Kiekvienas vandenilio atomas savo i?oriniame energijos lygyje turi po 1 nesuporuot? elektron?. Nor?dami parodyti atom?, naudojame Lewiso strukt?r? - tai yra atomo i?orinio energijos lygio strukt?ros diagrama, kai elektronai ?ymimi ta?kais. Lewiso ta?ko strukt?ros modeliai yra gera pagalba dirbant su antrojo periodo elementais.

H. + . H=H:H

Taigi vandenilio molekul? turi vien? bendr? elektron? por? ir vien? H-H chemin? jungt?. ?i elektron? pora n?ra perkelta ? vien? vandenilio atom?, nes vandenilio atom? elektronegatyvumas yra toks pat. Toks ry?ys vadinamas kovalentinis nepolinis .

Kovalentinis nepolinis (simetri?kas) ry?ys - tai kovalentin? jungtis, kuri? sudaro vienodo elektronegatyvumo atomai (paprastai tie patys nemetalai) ir tod?l vienodai elektron? tankis pasiskirsto tarp atom? branduoli?.

Nepolini? ry?i? dipolio momentas yra 0.

Pavyzd?iai: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

Kovalentinis polinis cheminis ry?ys

kovalentinis polinis ry?ys yra kovalentinis ry?ys, atsirandantis tarp atomai su skirtingu elektronegatyvumu (paprastai, skirtingi nemetalai) ir yra charakterizuojamas poslinkis bendroji elektron? pora su elektronegatyvesniu atomu (poliarizacija).

Elektron? tankis perkeliamas ? labiau elektronegatyv? atom? – tod?l jame atsiranda dalinis neigiamas kr?vis (d-), o dalinis teigiamas kr?vis ant ma?iau elektronneigiamo atomo (d+, delta +).

Kuo didesnis atom? elektronegatyvumo skirtumas, tuo didesnis poli?kumas ry?i? ir dar daugiau dipolio momentas . Tarp gretim? molekuli? ir prie?ingo ?enklo kr?vi? veikia papildomos patrauklios j?gos, kurios did?ja stiprumas jungtys.

Ry?io poli?kumas turi ?takos fizikin?ms ir chemin?ms jungini? savyb?ms. Reakcijos mechanizmai ir net gretim? jung?i? reaktyvumas priklauso nuo jungties poli?kumo. Ry?io poli?kumas da?nai lemia molekul?s poli?kumas ir taip tiesiogiai veikia tokias fizines savybes kaip virimo ir lydymosi temperat?ra, tirpumas poliniuose tirpikliuose.

Pavyzd?iai: HCl, CO 2, NH3.

Kovalentinio ry?io susidarymo mechanizmai

Kovalentinis cheminis ry?ys gali atsirasti dviem mechanizmais:

1. main? mechanizmas kovalentinis cheminis ry?ys susidaro tada, kai kiekviena dalel? suteikia vien? nesuporuot? elektron?, kad susidaryt? bendra elektron? pora:

BET . + . B = A:B

2. Kovalentinio ry?io susidarymas yra toks mechanizmas, kai viena i? daleli? sudaro nepasidalint? elektron? por?, o kita dalel? suteikia ?iai elektron? porai laisv? orbit?:

BET: + B = A:B

?iuo atveju vienas i? atom? sudaro nepasidalint? elektron? por? ( donoras), o kitas atomas suteikia ?iai porai laisv? orbit? ( pri?m?jas). D?l ry?io susidarymo ma??ja tiek elektron? energija, t.y. tai naudinga atomams.

kovalentinis ry?ys, sudarytas donoro-akceptoriaus mechanizmo, nesiskiria pagal savybes i? kit? kovalentini? ry?i?, susidaran?i? main? mechanizmu. Kovalentinio ry?io susidarymas donoro-akceptoriaus mechanizmu b?dingas atomams, kuri? i?oriniame energijos lygyje yra daug elektron? (elektron? donorai), arba atvirk??iai, kai elektron? yra labai ma?ai (elektron? akceptoriai). Atom? valentingumo galimyb?s i?samiau aptariamos atitinkamame.

Kovalentinis ry?ys susidaro donoro-akceptoriaus mechanizmu:

- molekul?je anglies monoksidas CO(ry?ys molekul?je yra trigubas, 2 ry?iai susidaro main? mechanizmu, vienas – donoro-akceptoriaus mechanizmu): C?O;

- ? amonio jonas NH 4 +, jonais organiniai aminai, pavyzd?iui, metilamonio jone CH3 -NH2+;

- ? sud?tingi junginiai, cheminis ry?ys tarp centrinio atomo ir ligand? grupi?, pavyzd?iui, natrio tetrahidroksoaliuminate Na ry?ys tarp aliuminio ir hidroksido jon?;

- ? azoto r?g?tis ir jos druskos- nitratai: HNO 3 , NaNO 3 , kai kuriuose kituose azoto junginiuose;

- molekul?je ozonas O 3.

Pagrindin?s kovalentinio ry?io savyb?s

Kovalentinis ry?ys, kaip taisykl?, susidaro tarp nemetal? atom?. Pagrindin?s kovalentinio ry?io charakteristikos yra ilgis, energija, daugialypi?kumas ir kryptingumas.

Chemini? jung?i? daugialyp?

Chemini? jung?i? daugialyp? - tai yra bendr? elektron? por? tarp dviej? junginio atom? skai?ius. Ry?io daugum? galima gana lengvai nustatyti pagal molekul? sudaran?i? atom? vert?.

Pavyzd?iui , vandenilio molekul?je H 2 ry?io dauginys yra 1, nes kiekvienas vandenilis turi tik 1 nesuporuot? elektron? i?oriniame energijos lygyje, tod?l susidaro viena bendra elektron? pora.

Deguonies molekul?je O 2 ry?io dauginys yra 2, nes kiekvieno atomo i?oriniame energijos lygyje yra 2 nesuporuoti elektronai: O=O.

Azoto molekul?je N 2 jungties daugiklis lygus 3, nes tarp kiekvieno atomo i?oriniame energijos lygyje yra 3 nesuporuoti elektronai, o atomai sudaro 3 bendras elektron? poras N?N.

Kovalentinio ry?io ilgis

Cheminio ry?io ilgis yra atstumas tarp atom?, sudaran?i? ry??, branduoli? centr?. Jis nustatomas eksperimentiniais fizikiniais metodais. Ry?io ilg? galima apytiksliai ?vertinti pagal adityvumo taisykl?, pagal kuri? jungties ilgis AB molekul?je yra ma?daug lygus pusei jungties ilgi? A 2 ir B 2 molekul?se:

Chemin?s jungties ilg? galima apytiksliai ?vertinti palei atom? spindulius, sudarant ry??, arba bendravimo gausa jei atom? spinduliai n?ra labai skirtingi.

Did?jant ry?? sudaran?i? atom? spinduliams, jungties ilgis padid?s.

Pavyzd?iui

Did?jant ry?i? tarp atom? (kuri? atom? spindulys nesiskiria arba skiriasi ne?ymiai), jungties ilgis ma??s.

Pavyzd?iui . Eil?je: C–C, C=C, C?C ry?io ilgis ma??ja.

Ry?io energija

Cheminio ry?io stiprumo matas yra ry?io energija. Ry?io energija yra nulemtas energijos, reikalingos ry?iui nutraukti ir ?? ry?? sudaran?ius atomus pa?alinti iki begalinio atstumo vienas nuo kito.

Kovalentinis ry?ys yra labai patvarus. Jo energija svyruoja nuo keli? de?im?i? iki keli? ?imt? kJ/mol. Kuo didesn? ry?io energija, tuo didesnis jungties stiprumas ir atvirk??iai.

Cheminio ry?io stiprumas priklauso nuo jungties ilgio, jungties poli?kumo ir jungties daugialypumo. Kuo ilgesnis cheminis ry?ys, tuo lengviau jis nutr?ksta, o kuo ma?esn? ry?io energija, tuo ma?esnis jo stiprumas. Kuo trumpesnis cheminis ry?ys, tuo jis stipresnis ir tuo didesn? ry?io energija.

Pavyzd?iui, jungini? HF, HCl, HBr serijoje i? kair?s ? de?in? chemin?s jungties stiprumas ma??ja, nes jungties ilgis did?ja.

Jonin? chemin? jungtis

Joninis ry?ys yra chemin? jungtis, pagr?sta elektrostatin? jon? trauka.

jon? susidaro atomams priimant arba atiduodant elektronus. Pavyzd?iui, vis? metal? atomai silpnai laiko i?orinio energijos lygio elektronus. Tod?l charakterizuojami metalo atomai atkuriamosios savyb?s geb?jimas paaukoti elektronus.

Pavyzdys. Natrio atome yra 1 elektronas 3 energijos lygyje. Lengvai j? atiduodamas, natrio atomas sudaro daug stabilesn? Na + jon?, kurio elektron? konfig?racija yra tauri?j? neonini? duj? Ne. Natrio jone yra 11 proton? ir tik 10 elektron?, tod?l bendras jono kr?vis yra -10+11 = +1:

+11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

Pavyzdys. Chloro atomo i?oriniame energijos lygyje yra 7 elektronai. Norint ?gyti stabilaus inertinio argono atomo Ar konfig?racij?, chloras turi prijungti 1 elektron?. Prisijungus elektronui, susidaro stabilus chloro jonas, susidedantis i? elektron?. Bendras jon? kr?vis yra -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Pastaba:

• Jon? savyb?s skiriasi nuo atom? savybi?!
• Stabil?s jonai gali susidaryti ne tik atomai, bet ir atom? grup?s. Pavyzd?iui: amonio jonas NH 4 +, sulfato jonas SO 4 2- ir kt. Toki? jon? suformuoti cheminiai ry?iai taip pat laikomi joniniais;
• Jonin?s jungtys da?niausiai susidaro tarp metalai ir nemetalai(ne metal? grup?s);

Susidar? jonai pritraukiami d?l elektrin?s traukos: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Vizualiai apibendrinkime Skirtumas tarp kovalentini? ir jonini? ry?i? tip?:

metalin? jungtis yra santykinai susiformav?s santykis laisv?j? elektron? tarp metalo jonai formuojant kristalin? gardel?.

Metal? atomai i?oriniame energijos lygyje paprastai turi nuo vieno iki trij? elektron?. Metalo atom? spinduliai, kaip taisykl?, yra dideli – tod?l metal? atomai, skirtingai nei nemetalai, gana lengvai padovanoja i?orinius elektronus, t.y. yra stiprios reduktorius.

Dovanojant elektronus, metalo atomai tampa teigiamo kr?vio jonai . Atsiskyr? elektronai yra santykinai laisvi juda tarp teigiamai ?kraut? metalo jon?. Tarp ?i? daleli? yra ry?ys, nes bendri elektronai laiko metalo katijonus sluoksniais kartu , taip sukuriant pakankamai stipr? metalin? kristalin? gardel? . ?iuo atveju elektronai nuolat juda atsitiktinai, t.y. nuolat atsiranda nauj? neutrali? atom? ir nauj? katijon?.

Tarpmolekulin?s s?veikos

Atskirai verta apsvarstyti s?veik?, atsirandan?i? tarp atskir? med?iagos molekuli? - tarpmolekulin?s s?veikos . Tarpmolekulin? s?veika yra neutrali? atom? s?veikos r??is, kurioje neatsiranda nauj? kovalentini? ry?i?. Molekuli? s?veikos j?gas 1869 metais atrado van der Waals ir pavadino jo vardu. Van dar Waalso paj?gos. Van der Waalso paj?gos skirstomos ? orientacija, indukcija ir dispersija . Tarpmolekulin?s s?veikos energija yra daug ma?esn? nei cheminio ry?io energija.

Orientacin?s traukos j?gos atsiranda tarp polini? molekuli? (dipolio-dipolio s?veika). ?ios j?gos atsiranda tarp polini? molekuli?. Indukcin?s s?veikos yra s?veika tarp polin?s ir nepolin?s molekul?s. Nepolin? molekul? poliarizuojasi d?l polin?s, kuri sukuria papildom? elektrostatin? trauk?.

Ypatingas tarpmolekulin?s s?veikos tipas yra vandenilio ry?iai. - tai tarpmolekuliniai (arba intramolekuliniai) cheminiai ry?iai, atsirandantys tarp molekuli?, kuriose yra stipriai polini? kovalentini? ry?i?. H-F, H-O arba H-N. Jei molekul?je yra toki? ry?i?, tada tarp molekuli? bus papildomos traukos j?gos .

Ugdymo mechanizmas Vandenilio jungtis yra i? dalies elektrostatin? ir i? dalies donorin?-akceptorin?. ?iuo atveju stipriai elektronegatyvaus elemento (F, O, N) atomas veikia kaip elektron? poros donoras, o vandenilio atomai, sujungti su ?iais atomais – akceptorius. B?dingi vandeniliniai ry?iai orientacija erdv?je ir prisotinimas .

Vandenilio ry?? galima ?ym?ti ta?kais: H ··· O. Kuo didesnis atomo, prijungto prie vandenilio, elektronegatyvumas ir kuo ma?esnis jo dydis, tuo stipresnis vandenilio ry?ys. Tai vis? pirma b?dinga junginiams fluoras su vandeniliu , taip pat ? deguonis su vandeniliu , ma?iau azotas su vandeniliu .

Vandenilin?s jungtys susidaro tarp ?i? med?iag?:

— vandenilio fluoridas HF(dujos, vandenilio fluorido tirpalas vandenyje - vandenilio fluorido r?g?tis), vandens H 2 O (garai, ledas, skystas vanduo):

— amoniako ir organini? amin? tirpalas- tarp amoniako ir vandens molekuli?;

— organiniai junginiai, kuriuose yra O-H arba N-H jungtys: alkoholiai, karboksir?g?tys, aminai, aminor?g?tys, fenoliai, anilinas ir jo dariniai, baltymai, angliavandeni? tirpalai - monosacharidai ir disacharidai.

Vandenilio ry?ys turi ?takos fizin?ms ir chemin?ms med?iag? savyb?ms. Taigi, d?l papildomos molekuli? traukos med?iagos sunkiai u?virsta. Med?iag?, turin?i? vandenilinius ry?ius, virimo temperat?ra nenormaliai pakyla.

Pavyzd?iui Paprastai, padid?jus molekulinei masei, padid?ja med?iag? virimo temperat?ra. Ta?iau daugelyje med?iag? H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te nepastebime virimo ta?k? tiesinio poky?io.

B?tent, pas vandens virimo temperat?ra yra ne?prastai auk?ta - ne ma?iau kaip -61 o C, kaip mums rodo ties?, bet daug daugiau, +100 o C. ?i anomalija paai?kinama vandenilini? ry?i? buvimu tarp vandens molekuli?. Tod?l normaliomis s?lygomis (0-20 o C) vanduo yra skystis pagal faz?s b?sen?.

Kovalentinis ry?ys atsiranda d?l elektron?, priklausan?i? abiem s?veikoje dalyvaujantiems atomams, socializacijos. Nemetal? elektronegatyvumas yra pakankamai didelis, kad ne?vykt? elektron? perdavimas.

Elektronai persidengian?iose elektron? orbital?se yra dalijami. Tokiu atveju susidaro situacija, kai u?pildomi i?oriniai elektroniniai atom? lygiai, tai yra, susidaro 8 arba 2 elektron? i?orinis apvalkalas.

B?senai, kai elektron? apvalkalas yra visi?kai u?pildytas, b?dinga ma?iausia energija ir atitinkamai did?iausias stabilumas.

Yra du ugdymo mechanizmai:

1. donoras-akceptorius;
2. mainai.

Pirmuoju atveju vienas i? atom? suteikia savo elektron? por?, o antrasis - laisv? elektron? orbital?.

Antrajame po vien? elektron? i? kiekvieno s?veikos dalyvio ateina ? bendr? por?.

Priklausomai nuo to, kokio tipo jie yra- atominiai ar molekuliniai junginiai, turintys pana?? ry??, gali labai skirtis fizikin?mis ir chemin?mis savyb?mis.

molekulin?s med?iagos da?niausiai ?emos lydymosi ir virimo temperat?ros dujos, skys?iai arba kietos med?iagos, nelaid?ios, ma?o stiprumo. Tai: vandenilis (H 2), deguonis (O 2), azotas (N 2), chloras (Cl 2), bromas (Br 2), rombin? siera (S 8), baltasis fosforas (P 4) ir kitos paprastos med?iagos. ; anglies dioksidas (CO 2), sieros dioksidas (SO 2), azoto oksidas V (N 2 O 5), vanduo (H 2 O), vandenilio chloridas (HCl), vandenilio fluoridas (HF), amoniakas (NH 3), metanas (CH 4), etilo alkoholiu (C 2 H 5 OH), organiniais polimerais ir kt.

Atomin?s med?iagos yra stipri? kristal?, turin?i? auk?t? virimo ir lydymosi temperat?r?, pavidalu, netirpsta vandenyje ir kituose tirpikliuose, daugelis nelaid?ia elektros srov?s. Pavyzdys yra deimantas, kuris pasi?ymi i?skirtiniu stiprumu. Taip yra d?l to, kad deimantas yra kristalas, susidedantis i? anglies atom?, sujungt? kovalentiniais ry?iais. Deimante n?ra atskir? molekuli?. Tokios med?iagos kaip grafitas, silicis (Si), silicio dioksidas (SiO 2), silicio karbidas (SiC) ir kitos taip pat turi atomin? strukt?r?.

Kovalentin?s jungtys gali b?ti ne tik vienkartin?s (kaip Cl2 chloro molekul?je), bet ir dvigubos, kaip O2 deguonies molekul?je, arba trigubos, kaip, pavyzd?iui, N2 azoto molekul?je. Tuo pa?iu metu trivie?iai turi daugiau energijos ir yra patvaresni nei dvivie?iai ir vienvie?iai.

Kovalentinis ry?ys gali b?ti Jis susidaro tiek tarp dviej? to paties elemento atom? (nepolini?), tiek tarp skirting? chemini? element? atom? (polini?).

N?ra sunku nurodyti junginio su kovalentiniu poliniu ry?iu formul?, jei palyginsime elektronegatyvumo, sudaran?io atom? molekules, reik?mes. Elektronegatyvumo skirtumo nebuvimas lems nepoli?kum?. Jei yra skirtumas, tada molekul? bus polin?.

Nepraleiskite: ugdymo mechanizmas, atvej? analiz?.

Kovalentinis nepolinis cheminis ry?ys

B?dinga paprastoms med?iagoms, nemetalams. Elektronai atomams priklauso vienodai, ir n?ra elektron? tankio poslinkio.

?ios molekul?s yra pavyzd?iai:

H2, O2, O3, N2, F2, Cl2.

I?imtis yra inertin?s dujos. J? i?orinis energijos lygis yra visi?kai u?pildytas, o molekuli? susidarymas jiems energeti?kai nepalankus, tod?l jie egzistuoja atskir? atom? pavidalu.

Be to, med?iag?, turin?i? nepolin? kovalentin? ry??, pavyzdys b?t?, pavyzd?iui, PH3. Nepaisant to, kad med?iaga susideda i? skirting? element?, element? elektronegatyvumo vert?s i? tikr?j? nesiskiria, o tai rei?kia, kad elektron? poros poslinkis nebus.

Kovalentinis polinis cheminis ry?ys

Atsi?velgiant ? kovalentin? polin? ry??, yra daug pavyzd?i?: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO.

Kovalentinio polinio ry?io susidarymo schema

Priklausomai nuo formavimosi mechanizmo, bendra gali tapti vieno ar abiej? atom? elektronai.

Nuotraukoje ai?kiai parodyta s?veika druskos r?g?ties molekul?je.

Elektron? pora priklauso ir vienam atomui, ir antrajam, abiem, tod?l i?oriniai lygiai yra u?pildyti. Ta?iau labiau elektronegatyvus chloras pritraukia elektron? por? ?iek tiek ar?iau sav?s (nors ir i?lieka ?prastas). Elektronegatyvumo skirtumas n?ra pakankamai didelis, kad elektron? pora visi?kai pereit? prie vieno i? atom?. Rezultatas yra dalinis neigiamas chloro ir dalinis teigiamas vandenilio kr?vis. HCl molekul? yra polin? molekul?.

Fizin?s ir chemin?s jungties savyb?s

Bendravim? galima apib?dinti tokiomis savyb?mis: kryptingumas, poli?kumas, poliarizuojamumas ir sodrumas.

Ry?iai. 2.1. Molekuli? susidarym? i? atom? lydi valentini? orbit? elektron? persiskirstymas ir veda ? ?gyti energijos nes molekuli? energija ma?esn? u? nes?veikaujan?i? atom? energij?. Paveiksle parodyta nepolinio kovalentinio cheminio ry?io tarp vandenilio atom? susidarymo schema.

§2 Cheminis ry?ys

Normaliomis s?lygomis molekulin? b?sena yra stabilesn? nei atomin?. (2.1 pav.). Molekuli? susidarym? i? atom? lydi elektron? persiskirstymas valentin?se orbitose ir d?l to padid?ja energija, nes molekuli? energija yra ma?esn? u? nes?veikaujan?i? atom? energij?.(3 priedas). J?gos, laikan?ios atomus molekul?se, gavo apibendrint? pavadinim? cheminis ry?ys.

Chemin? ry?? tarp atom? atlieka valentiniai elektronai ir jis turi elektrin? pob?d? . Yra keturi pagrindiniai cheminio sujungimo tipai: kovalentinis,joninis,metalo ir vandenilis.

1 Kovalentinis ry?ys

Cheminis ry?ys, kur? atlieka elektron? poros, vadinamas atominiu arba kovalentiniu. . Junginiai su kovalentiniais ry?iais vadinami atominiais arba kovalentiniais. .

Susidarius kovalentiniam ry?iui, atsiranda s?veikaujan?i? atom? elektron? debes? persidengimas, lydimas energijos i?siskyrimo (2.1 pav.). ?iuo atveju tarp teigiamai ?kraut? atom? branduoli? atsiranda debesis su padid?jusiu neigiamo kr?vio tankiu. D?l Kulono traukos j?g? veikimo tarp prie?ing? kr?vi? neigiamo kr?vio tankio padid?jimas palankiai veikia branduoli? art?jim?.

Kovalentin? ry?? sudaro nesuporuoti elektronai i?oriniuose atom? apvalkaluose . Tokiu atveju susidaro elektronai su prie?ingais sukiniais elektron? pora(2.2 pav.), b?dingas s?veikaujantiems atomams. Jei tarp atom? susidar? viena kovalentin? jungtis (viena bendra elektron? pora), tada ji vadinama viengubu, dvigubu ir kt.

Energija yra chemin?s jungties stiprumo matas. E sv i?leid?iama ry?iui sunaikinti (energijos prieaugis susidarant junginiui i? atskir? atom?). Paprastai ?i energija matuojama 1 moliui med?iag? ir i?rei?kiami kilod?auliais vienam moliui (kJ ? mol -1). Vieno kovalentinio ry?io energija yra 200–2000 kJ?mol–1 diapazone.

Ry?iai. 2.2. Kovalentinis ry?ys yra bendriausias cheminio ry?io tipas, atsirandantis d?l elektron? poros socializacijos per main? mechanizm?. a), kai kiekvienas i? s?veikaujan?i? atom? tiekia vien? elektron? arba per donoro-akceptoriaus mechanizm? b) kai elektron? por? vienas atomas (donoras) dalijasi kitam atomui (akceptoriui).

Kovalentinis ry?ys turi savybi? sotumo ir sutelkti d?mes? . Kovalentinio ry?io prisotinimas suprantamas kaip atom? geb?jimas sudaryti ribot? skai?i? ry?i? su savo kaimynais, nulemt? j? nesuporuot? valentini? elektron? skai?iaus. Kovalentinio ry?io kryptingumas atspindi tai, kad j?gos, laikan?ios atomus ?alia viena kitos, yra nukreiptos i?ilgai ties?s, jungian?ios atomo branduolius. Be to, kovalentinis ry?ys gali b?ti polinis arba nepolinis .

Kada nepoliarinis Kovalentiniame ry?yje elektron? debesis, sudarytas i? bendros elektron? poros, erdv?je pasiskirsto simetri?kai abiej? atom? branduoli? at?vilgiu. Nepolinis kovalentinis ry?ys susidaro tarp paprast? med?iag? atom?, pavyzd?iui, tarp identi?k? duj? atom?, kurie sudaro dviatomes molekules (O 2, H 2, N 2, Cl 2 ir kt.).

Kada poliarinis kovalentinis ry?ys elektron? debesies ry?ys perkeliamas ? vien? i? atom?. Sud?tingoms med?iagoms b?dingas poliarinio kovalentinio ry?io susidarymas tarp atom?. Pavyzd?iu gali b?ti laki?j? neorganini? jungini? molekul?s: HCl, H 2 O, NH 3 ir kt.

Bendrojo elektron? debesies poslinkio ? vien? i? atom? laipsnis susidarant kovalentiniam ry?iui (jungties poli?kumo laipsnis ) daugiausia lemia atom? branduoli? kr?vis ir s?veikaujan?i? atom? spindulys .

Kuo didesnis atomo branduolio kr?vis, tuo stipresnis jis pritraukia elektron? debes?. Tuo pa?iu metu, kuo didesnis atomo spindulys, tuo silpnesni i?oriniai elektronai laikomi ?alia atomo branduolio. ?i? dviej? veiksni? kumuliacinis poveikis i?rei?kiamas skirtingu skirting? atom? geb?jimu „traukti“ kovalentini? ry?i? debes? link sav?s.

Molekul?je esan?io atomo geb?jimas pritraukti elektronus ? save vadinamas elektronegatyvumu. . Taigi elektronegatyvumas apib?dina atomo geb?jim? poliarizuoti kovalentin? ry??: kuo didesnis atomo elektronegatyvumas, tuo labiau link jo pasislenka kovalentinio ry?io elektron? debesis .

Buvo pasi?lyta keletas elektronegatyvumo kiekybinio ?vertinimo metod?. Tuo pat metu amerikie?i? chemiko Roberto S. Mullikeno pasi?lytas metodas, kuris nustat? elektronegatyvum?. ? atomas yra pus? jo energijos sumos E e elektron? ir energijos giminingumas E i atomo jonizacija:

. (2.1)

Jonizacijos energija atomo energija vadinama energija, kuri? reikia sunaudoti, norint „atpl??ti“ nuo jo elektron? ir pa?alinti j? iki begalinio atstumo. Jonizacijos energija nustatoma fotojonizuojant atomus arba bombarduojant atomus elektronais, pagreitintais elektriniame lauke. Ta ma?iausia foton? arba elektron? energijos vert?, kurios pakanka atomams jonizuoti, vadinama j? jonizacijos energija. E i. Paprastai ?i energija i?rei?kiama elektronvoltais (eV): 1 eV = 1,6?10 -19 J.

Atomai labiausiai nori atiduoti savo i?orinius elektronus. metalai, kuri? i?oriniame apvalkale yra nedidelis skai?ius nesuporuot? elektron? (1, 2 arba 3). ?ie atomai turi ma?iausi? jonizacijos energij?. Taigi jonizacijos energijos vert? gali b?ti didesnio ar ma?esnio elemento „metali?kumo“ matas: kuo ma?esn? jonizacijos energija, tuo stipresn? turi b?ti i?reik?ta. metalosavybi? elementas.

Tame pa?iame periodin?s D. I. Mendelejevo element? sistemos pogrupyje, padid?jus elemento eil?s skai?iui, jo jonizacijos energija ma??ja (2.1 lentel?), o tai siejama su atomo spindulio padid?jimu (1.2 lentel?) ir , vadinasi, susilpn?jus i?orini? elektron? ry?iui su ?erdimi. To paties laikotarpio element? jonizacijos energija did?ja did?jant serijos numeriui. Taip yra d?l atomo spindulio suma??jimo ir branduolinio kr?vio padid?jimo.

Energija E e, kuris i?siskiria elektronui prisijungus prie laisvojo atomo, vadinamas elektron? giminingumas(i?reik?ta ir eV). Energijos i?siskyrimas (o ne sug?rimas), kai ?krautas elektronas yra prijungtas prie kai kuri? neutrali? atom?, paai?kinamas tuo, kad atomai su u?pildytais i?oriniais apvalkalais yra stabiliausi gamtoje. Tod?l tiems atomams, kuriuose ?ie apvalkalai yra „?iek tiek neu?pildyti“ (t.y. prie? u?pildym? tr?ksta 1, 2 ar 3 elektron?), energeti?kai naudinga prijungti elektronus prie sav?s, pavirstant neigiamo kr?vio jonais 1 . Tokie atomai apima, pavyzd?iui, halogeno atomus (2.1 lentel?) - D. I. Mendelejevo periodin?s sistemos septintosios grup?s (pagrindinio pogrupio) elementus. Metalo atom? afinitetas elektronais da?niausiai yra lygus nuliui arba neigiamas, t.y. joms energeti?kai nepalanku prijungti papildomus elektronus, jiems i?laikyti atom? viduje reikia papildomos energijos. Nemetal? atom? elektron? giminingumas visada yra teigiamas ir kuo didesnis, tuo ar?iau tauri?j? (inertini?) duj? nemetalas yra periodin?je sistemoje. Tai rodo padid?jim? nemetalin?s savyb?s art?jant laikotarpio pabaigai.

I? viso to, kas pasakyta, ai?ku, kad atom? elektronegatyvumas (2.1) did?ja kryptimi i? kair?s ? de?in? kiekvieno periodo elementams ir ma??ja kryptimi i? vir?aus ? apa?i? tos pa?ios Mendelejevo periodo grup?s elementams. sistema. Ta?iau nesunku suprasti, kad kovalentinio ry?io tarp atom? poli?kumo laipsniui apib?dinti svarbu ne absoliuti elektronegatyvumo vert?, o ry?? sudaran?i? atom? elektronegatyvumo santykis. ?tai kod?l prakti?kai jie naudoja santykines elektronegatyvumo vertes(2.1 lentel?), imant li?io elektronegatyvum? kaip vienet?.

Kovalentin?s chemin?s jungties poli?kumui apib?dinti naudojamas santykinio atom? elektronegatyvumo skirtumas.. Paprastai ry?ys tarp atom? A ir B laikomas grynai kovalentiniu, jei | ? A –? B|??0,5.

kovalentinis ry?ys susidaran?ios s?veikaujant nemetalams. Nemetal? atomai turi didel? elektronegatyvum? ir yra link? u?pildyti i?orin? elektron? sluoksn? svetim? elektron? s?skaita. Du tokie atomai gali pereiti ? stabili? b?sen?, jei sujungia savo elektronus .

Apsvarstykite kovalentinio ry?io atsiradim? paprastas med?iag?.

1.Vandenilio molekul?s susidarymas.

Kiekvienas atomas vandenilis turi vien? elektron?. Norint pasiekti stabili? b?sen?, reikia dar vieno elektrono.

Kai du atomai art?ja vienas prie kito, elektron? debesys persidengia. Susidaro bendra elektron? pora, kuri sujungia vandenilio atomus ? molekul?.

Erdv?je tarp dviej? branduoli? bendrieji elektronai yra labiau paplit? nei kitose vietose. Yra suformuota zona su padid?j?s elektron? tankis ir neigiamas kr?vis. Prie jo pritraukiami teigiamai ?krauti branduoliai, susidaro molekul?.

?iuo atveju kiekvienas atomas gauna u?baigt? dviej? elektron? i?orin? lyg? ir pereina ? stabili? b?sen?.

Kovalentinis ry?ys, atsirandantis d?l vienos bendros elektron? poros susidarymo, vadinamas viengubu.

Bendros elektron? poros (kovalentiniai ry?iai) susidaro d?l nesuporuoti elektronai, esantys s?veikaujan?i? atom? i?oriniuose energijos lygiuose.

Vandenilis turi vien? nesuporuot? elektron?. Kit? element? skai?ius yra 8 - grup?s numeris.

nemetalai VII O grup?s (halogenai) turi vien? nesuporuot? elektron? i?oriniame sluoksnyje.

Nemetalai VI BET grup?s (deguonis, siera) yra du tokie elektronai.

Nemetalai V O grup?s (azotas, fosforas) – trys nesuporuoti elektronai.

2.Fluoro molekul?s susidarymas.

Atom fluoras Jo i?oriniame lygyje yra septyni elektronai. ?e?i i? j? sudaro poras, o septintasis yra neporinis.

Kai atomai susijungia, susidaro viena bendra elektron? pora, tai yra, atsiranda viena kovalentin? jungtis. Kiekvienas atomas gauna u?baigt? a?tuoni? elektron? i?orin? sluoksn?. Ry?ys fluoro molekul?je taip pat yra viengubas. Tos pa?ios pavien?s jungtys egzistuoja molekul?se chloras, bromas ir jodas .

Jei atomai turi kelis nesuporuotus elektronus, susidaro dvi ar trys bendros poros.

3.Deguonies molekul?s susidarymas.

Prie atomo deguonies i?oriniame lygyje yra du nesuporuoti elektronai.

Kai s?veikauja du atomai deguonies yra dvi bendros elektron? poros. Kiekvienas atomas u?pildo savo i?orin? lyg? iki a?tuoni? elektron?. Ry?ys deguonies molekul?je yra dvigubas.