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 - POLAR 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 apib?dinamas 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 metalo atomai apib?dinami 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 polin?s kovalentin?s jungtys. 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?.

Apibr??imas

Kovalentinis ry?ys yra cheminis ry?ys, susidarantis d?l j? valentini? elektron? atom? socializacijos. Privaloma kovalentinio ry?io susidarymo s?lyga yra atomini? orbit? (AO), ant kuri? yra valentiniai elektronai, sutapimas. Papras?iausiu atveju dviej? AO sutapimas lemia dviej? molekulini? orbit? (MO) susidarym?: jungiam?j? MO ir antijungimo (atsipalaidavimo) MO. Bendri elektronai yra ant ma?esn?s energijos suri?imo MO:

Bendravimo ugdymas

Kovalentinis ry?ys (atominis ry?ys, homeopolinis ry?ys) - ry?ys tarp dviej? atom? d?l dviej? elektron? - po vien? i? kiekvieno atomo - socializacijos (elektron? pasidalijimo):

A. + B. -> A: B

D?l ?ios prie?asties homeopoliniai santykiai turi krypting? pob?d?. Elektron? pora, sudaranti ry??, vienu metu priklauso abiem jungiantiems atomams, pavyzd?iui:

Kovalentinio ry?io r??ys

Yra trys kovalentini? chemini? ry?i? tipai, kurie skiriasi j? susidarymo mechanizmu:

1. Paprastas kovalentinis ry?ys. Jo susidarymui kiekvienas i? atom? suteikia vien? nesuporuot? elektron?. Susidarius paprastam kovalentiniam ry?iui, formalieji atom? kr?viai i?lieka nepakit?. Jei paprast? kovalentin? ry?? sudarantys atomai yra vienodi, tai ir tikrieji molekul?s atom? kr?viai yra vienodi, kadangi ry?? sudarantys atomai vienodai priklauso socializuotai elektron? porai, tokia jungtis vadinama nepoliniu kovalentiniu. obligacija. Jei atomai yra skirtingi, tada socializuotos elektron? poros nuosavyb?s laipsn? lemia atom? elektronegatyvumo skirtumas, didesnio elektronegatyvumo atomas turi didesn? ry?? elektron? por?, tod?l jis yra tikras kr?vis turi neigiam? ?enkl?, atomas su ma?esniu elektronegatyvumu ?gyja atitinkamai t? pat? kr?v?, bet su teigiamu ?enklu.

Sigma (s)-, pi (p)-ry?iai - apytikslis kovalentini? ry?i? tip? apra?ymas organini? jungini? molekul?se, s-jungtis pasi?ymi tuo, kad elektron? debesies tankis yra did?iausias i?ilgai jungian?ios a?ies. atom? branduoliai. Susidarius p ry?iui, atsiranda vadinamasis ?oninis elektron? debes? persidengimas, elektron? debesies tankis yra did?iausias „vir?“ ir „?emiau“ s ry?io plok?tumos. Pavyzd?iui, paimkite etilen?, acetilen? ir benzen?.

Etileno molekul?je C 2 H 4 yra dviguba jungtis CH 2 \u003d CH 2, jos elektronin? formul? yra: H: C:: C: H. Vis? etileno atom? branduoliai yra toje pa?ioje plok?tumoje. Trys kiekvieno anglies atomo elektron? debesys sudaro tris kovalentinius ry?ius su kitais atomais toje pa?ioje plok?tumoje (kampai tarp j? yra apie 120°). Anglies atomo ketvirtojo valentinio elektrono debesis yra auk??iau ir ?emiau molekul?s plok?tumos. Tokie abiej? anglies atom? elektron? debesys, i? dalies persidengiantys auk??iau ir ?emiau molekul?s plok?tumos, sudaro antr?j? ry?? tarp anglies atom?. Pirmasis, stipresnis kovalentinis ry?ys tarp anglies atom? vadinamas s-ry?iu; antrasis, ne toks stiprus kovalentinis ry?ys, vadinamas p-ry?iu.

Linijin?je acetileno molekul?je

H-S?S-N (N: S::: S: N)

yra s-ry?iai tarp anglies ir vandenilio atom?, vienas s-ry?is tarp dviej? anglies atom? ir du p-ry?iai tarp t? pa?i? anglies atom?. Dvi p-ry?iai yra vir? s-jungties veikimo sferos dviejose viena kitai statmenose plok?tumose.

Visi ?e?i C 6 H 6 ciklin?s benzeno molekul?s anglies atomai yra toje pa?ioje plok?tumoje. s-ry?iai veikia tarp anglies atom? ?iedo plok?tumoje; vienodi ry?iai egzistuoja kiekvienam anglies atomui su vandenilio atomais. Kiekvienas anglies atomas i?leid?ia tris elektronus, kad sudaryt? ?ias jungtis. Anglies atom? ketvirt?j? valentini? elektron? debesys, turintys a?tuoni? form?, yra statmenai benzeno molekul?s plok?tumai. Kiekvienas toks debesis vienodai persidengia su kaimynini? anglies atom? elektron? debesimis. benzeno molekul?je susidaro ne trys atskiri p-ry?iai, o viena ?e?i? elektron? p-elektron? sistema, bendra visiems anglies atomams. Ry?iai tarp anglies atom? benzeno molekul?je yra visi?kai vienodi.

Kovalentinis ry?ys susidaro d?l elektron? socializacijos (susidarant bendroms elektron? poroms), kuris atsiranda elektron? debes? persidengimo metu. Dviej? atom? elektron? debesys dalyvauja kovalentinio ry?io formavime. Yra du pagrindiniai kovalentini? ry?i? tipai:

• Tarp to paties cheminio elemento nemetal? atom? susidaro kovalentinis nepolinis ry?ys. Tok? ry?? turi paprastos med?iagos, pavyzd?iui, O 2; N2; C 12 .
• Tarp skirting? nemetal? atom? susidaro kovalentinis polinis ry?ys.

taip pat ?r

Literat?ra

• "Chemijos enciklopedinis ?odynas", M., "Taryb? enciklopedija", 1983, p.264.

Wikimedia fondas. 2010 m.

• Did?ioji politechnikos enciklopedija

CHEMIN? RY?YS Mechanizmas, kuriuo atomai susijungia ir sudaro molekules. Yra keletas tokio ry?io tip?, pagr?st? prie?ing? kr?vi? pritraukimu arba stabili? konfig?racij? susidarymu kei?iantis elektronams. Mokslinis ir techninis enciklopedinis ?odynas

cheminis ry?ys- CHEMINIS RY?YS, atom? s?veika, sukelianti j? susijungim? ? molekules ir kristalus. J?gos, veikian?ios formuojant chemin? ry??, daugiausia yra elektrin?s. Cheminio ry?io susidarym? lydi pertvarkymas ... Iliustruotas enciklopedinis ?odynas

Abipusis atom? pritraukimas, d?l kurio susidaro molekul?s ir kristalai. ?prasta sakyti, kad molekul?je arba kristale tarp gretim? atom? yra ch. Atomo valentingumas (kuris i?samiau aptariamas toliau) rodo ry?i? skai?i? ... Did?ioji sovietin? enciklopedija

cheminis ry?ys- abipusis atom? pritraukimas, d?l kurio susidaro molekul?s ir kristalai. Atomo valentingumas parodo tam tikro atomo su gretimais susidariusi? ry?i? skai?i?. Termin? „chemin? strukt?ra“ ?ved? akademikas A. M. Butlerovas ... ... Enciklopedinis metalurgijos ?odynas

Joninis ry?ys yra stiprus cheminis ry?ys, susidarantis tarp atom?, turin?i? didel? elektronegatyvumo skirtum?, kuriame bendra elektron? pora visi?kai perkeliama ? didesnio elektronegatyvumo atom?. Pavyzdys yra CsF junginys ... Vikipedija

Cheminis ry?ys yra atom? s?veikos rei?kinys, atsirandantis d?l elektron? debes?, suri?an?i? daleli? persidengimo, kur? lydi bendros sistemos energijos suma??jimas. Termin? „chemin? strukt?ra“ pirm? kart? ?ved? A. M. Butlerovas 1861 m. ... ... Vikipedija

Daugumos element? atomai neegzistuoja atskirai, nes gali s?veikauti vienas su kitu. ?ioje s?veikoje susidaro sud?tingesn?s dalel?s.

Cheminio ry?io prigimtis yra elektrostatini? j?g?, kurios yra elektros kr?vi? s?veikos j?gos, veikimas. Tokius kr?vius turi elektronai ir atom? branduoliai.

Elektronai, esantys i?oriniuose elektroniniuose lygiuose (valentini? elektron?), b?dami toliausiai nuo branduolio, su juo s?veikauja silpniausiai, tod?l gali atitr?kti nuo branduolio. Jie yra atsakingi u? atom? sujungim? vienas su kitu.

S?veikos r??ys chemijoje

Chemini? jung?i? tipus galima pavaizduoti ?ioje lentel?je:

Joninio ry?io charakteristika

Chemin? s?veika, kuri susidaro d?l jon? trauka turintys skirtingus kr?vius vadinami joniniais. Taip atsitinka, jei suri?t? atom? elektronegatyvumas (tai yra geb?jimas pritraukti elektronus) labai skiriasi, o elektron? pora pereina ? labiau elektronegatyv? element?. Tokio elektron? per?jimo i? vieno atomo ? kit? rezultatas yra ?kraut? daleli? – jon? – susidarymas. Tarp j? yra trauka.

turi ma?iausi? elektronegatyvum? tipi?ki metalai, o did?iausi yra tipi?ki nemetalai. Taigi jonai susidaro s?veikaujant tipiniams metalams ir tipi?kiems nemetalams.

Metalo atomai tampa teigiamai ?krautais jonais (katijonais), atiduodan?iais elektronus i?oriniams elektroniniams lygmenims, o nemetalai priima elektronus ir taip virsta neigiamai ?krautas jonai (anijonai).

Atomai pereina ? stabilesn? energijos b?sen?, u?baigdami savo elektronines konfig?racijas.

Jonin? jungtis yra nekryptin? ir ne?sotinama, nes elektrostatin? s?veika vyksta atitinkamai visomis kryptimis, tod?l jonas gali pritraukti prie?ingo ?enklo jonus visomis kryptimis.

Jon? i?d?stymas yra toks, kad aplink kiekvien? yra tam tikras skai?ius prie?ingai ?kraut? jon?. Jonini? jungini? „molekul?s“ s?voka neturi prasm?s.

?vietimo pavyzd?iai

Ry?ys natrio chloride (nacl) susidaro d?l elektrono perk?limo i? Na atomo ? Cl atom?, susidarant atitinkamiems jonams:

Na 0 - 1 e \u003d Na + (katijonas)

Cl 0 + 1 e \u003d Cl – (anijonas)

Natrio chloride aplink natrio katijonus yra ?e?i chlorido anijonai, o aplink kiekvien? chlorido jon? – ?e?i natrio jonai.

Kai bario sulfide susidaro s?veika tarp atom?, vyksta ?ie procesai:

Ba 0 - 2 e \u003d Ba 2+

S 0 + 2 e \u003d S 2-

Ba paaukoja du savo elektronus sierai, tod?l susidaro sieros anijonai S 2- ir bario katijonai Ba 2+.

metalo chemin? jungtis

Elektron? skai?ius i?oriniuose metal? energijos lygiuose yra ma?as, jie lengvai atitr?ksta nuo branduolio. D?l ?io atsiskyrimo susidaro metal? jonai ir laisvieji elektronai. ?ie elektronai vadinami „elektron? dujomis“. Elektronai laisvai juda visame metalo t?ryje ir yra nuolat suri?ti bei atskirti nuo atom?.

Metalin?s med?iagos strukt?ra yra tokia: kristalin? gardel? yra med?iagos pagrindas, o elektronai gali laisvai jud?ti tarp jos mazg?.

Galima pateikti ?iuos pavyzd?ius:

Mg - 2e<->Mg2+

Cs-e<->Cs +

Ca-2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe3+

Kovalentinis: polinis ir nepolinis

Da?niausias chemin?s s?veikos tipas yra kovalentinis ry?ys. S?veikaujan?i? element? elektronegatyvumo reik?m?s smarkiai nesiskiria, d?l to ?vyksta tik bendros elektron? poros poslinkis ? labiau elektronegatyv? atom?.

Kovalentin? s?veika gali b?ti suformuota main? mechanizmu arba donoro-akceptoriaus mechanizmu.

Keitimosi mechanizmas realizuojamas, jei kiekvienas i? atom? turi nesuporuot? elektron? i?oriniuose elektroniniuose lygiuose, o atomini? orbit? sutapimas lemia elektron? poros, kuri jau priklauso abiem atomams, atsiradim?. Kai vienas i? atom? turi elektron? por? i?oriniame elektroniniame lygmenyje, o kitas turi laisv? orbital?, tuomet atomin?ms orbitoms persidengus elektron? pora socializuojama ir s?veika vyksta pagal donoro-akceptoriaus mechanizm?.

Kovalentiniai pagal daugum? skirstomi ?:

• paprastas arba viengubas;
• dvigubas;
• trigubas.

Dvigubai u?tikrina dviej? elektron? por? socializacij? vienu metu, o trigubai - tris.

Pagal elektron? tankio (poli?kumo) pasiskirstym? tarp suri?t? atom? kovalentinis ry?ys skirstomas ?:

• nepolinis;
• poliarinis.

Nepolinis ry?ys susidaro i? t? pa?i? atom?, o polinis ry?ys susidaro d?l skirtingo elektronegatyvumo.

Pana?aus elektronegatyvumo atom? s?veika vadinama nepoliniu ry?iu. Bendroji elektron? pora tokioje molekul?je n?ra traukiama n? vieno i? atom?, bet vienodai priklauso abiem.

D?l elektronegatyvumu besiskirian?i? element? s?veikos susidaro poliniai ry?iai. ?prastas elektron? poras, turin?ias tokio tipo s?veik?, traukia labiau elektronegatyvus elementas, ta?iau jos visi?kai neperduoda (tai yra, jonai nesusidaro). D?l tokio elektron? tankio poslinkio ant atom? atsiranda daliniai kr?viai: ant labiau elektroneigiamo – neigiamas, o ant ma?iau elektroneigiamo – teigiamas.

Kovalencijos savyb?s ir charakteristikos

Pagrindin?s kovalentinio ry?io savyb?s:

• Ilgis nustatomas pagal atstum? tarp s?veikaujan?i? atom? branduoli?.
• Poli?kum? lemia elektron? debesies poslinkis ? vien? i? atom?.
• Orientacija – savyb? formuoti ? erdv? orientuotus ry?ius ir atitinkamai tam tikras geometrines formas turin?ias molekules.
• Sotum? lemia galimyb? sudaryti ribot? skai?i? ry?i?.
• Poliarizacij? lemia galimyb? pakeisti poli?kum? veikiant i?oriniam elektriniam laukui.
• Energija, reikalinga ry?iui nutraukti, o tai lemia jo stiprum?.

Vandenilio (H2), chloro (Cl2), deguonies (O2), azoto (N2) ir daugelio kit? molekul?s gali b?ti kovalentin?s nepolin?s s?veikos pavyzdys.

H + H -> H-H molekul? turi vien? nepolin? ry??,

O: + :O -> O=O molekul? turi dvigub? nepolin?,

?: + ?: -> N?N molekul? turi trigub? nepolin?.

Kaip pavyzd?ius galima pamin?ti anglies dioksido (CO2) ir anglies monoksido (CO) duj?, vandenilio sulfido (H2S), druskos r?g?ties (HCL), vandens (H2O), metano (CH4), sieros oksido (SO2) ir daugelio kit? molekules. chemini? element? kovalentinis ry?ys.

CO2 molekul?je ry?ys tarp anglies ir deguonies atom? yra kovalentinis polinis, nes labiau elektronegatyvus vandenilis pritraukia elektron? tank?. Deguonis turi du nesuporuotus elektronus i?oriniame lygyje, o anglis gali sudaryti keturis valentinius elektronus, kad susidaryt? s?veika. D?l to susidaro dvigubos jungtys ir molekul? atrodo taip: O=C=O.

Norint nustatyti jungties tip? tam tikroje molekul?je, pakanka atsi?velgti ? j? sudaran?ius atomus. Paprastos med?iagos metalai sudaro metalin?, metalai su nemetalais sudaro jonin?, paprastos med?iagos nemetalai sudaro kovalentin? nepolin?, o molekul?s, susidedan?ios i? skirting? nemetal?, susidaro kovalentiniu poliniu ry?iu.

Labai retai chemin?s med?iagos susideda i? atskir?, nesusijusi? chemini? element? atom?. Normaliomis s?lygomis toki? strukt?r? turi tik nedidel? dalis duj?, vadinam? tauriosiomis dujomis: helis, neonas, argonas, kriptonas, ksenonas ir radonas. Da?niausiai chemin?s med?iagos susideda ne i? skirting? atom?, o i? j? jungini? ? ?vairias grupes. Tokie atom? deriniai gali apimti kelis vienetus, ?imtus, t?kstan?ius ar net daugiau atom?. J?ga, kuri i?laiko ?iuos atomus tokiose grup?se, vadinama cheminis ry?ys.

Kitaip tariant, galima sakyti, kad cheminis ry?ys – tai s?veika, u?tikrinanti atskir? atom? susijungim? ? sud?tingesnes strukt?ras (molekules, jonus, radikalus, kristalus ir kt.).

Cheminio ry?io susidarymo prie?astis yra ta, kad sud?tingesni? strukt?r? energija yra ma?esn? u? bendr? atskir? atom?, sudaran?i? j?, energij?.

Taigi, ypa? jei XY molekul? susidaro s?veikaujant X ir Y atomams, tai rei?kia, kad ?ios med?iagos molekuli? vidin? energija yra ma?esn? u? atskir? atom?, i? kuri? ji susidar?, vidin? energij?:

E(XY)< E(X) + E(Y)

D?l ?ios prie?asties, kai tarp atskir? atom? susidaro cheminiai ry?iai, i?siskiria energija.

Formuojantis cheminiams ry?iams, i?orinio elektron? sluoksnio elektronai, turintys ma?iausi? jungimosi energij? su branduoliu, vadinami valentingumas. Pavyzd?iui, bore tai yra 2-ojo energijos lygio elektronai - 2 elektronai 2 s- orbital?s ir 1 po 2 p- orbitos:

Susidarius cheminiam ry?iui kiekvienas atomas link?s gauti elektronin? tauri?j? duj? atom? konfig?racij?, t.y. kad jo i?oriniame elektron? sluoksnyje b?t? 8 elektronai (2 – pirmojo periodo elementams). ?is rei?kinys vadinamas okteto taisykle.

Atomai gali pasiekti tauri?j? duj? elektronin? konfig?racij?, jei i? prad?i? pavieniai atomai dalijasi kai kuriais savo valentiniais elektronais su kitais atomais. Tokiu atveju susidaro bendros elektron? poros.

Priklausomai nuo elektron? socializacijos laipsnio, galima i?skirti kovalentinius, joninius ir metalinius ry?ius.

kovalentinis ry?ys

Kovalentinis ry?ys da?niausiai atsiranda tarp nemetalini? element? atom?. Jei kovalentin? ry?? sudaran?i? nemetal? atomai priklauso skirtingiems cheminiams elementams, toks ry?ys vadinamas kovalentiniu poliniu ry?iu. ?io pavadinimo prie?astis slypi tame, kad skirting? element? atomai taip pat turi skirting? geb?jim? pritraukti ? save bendr? elektron? por?. Akivaizdu, kad tai veda prie bendros elektron? poros pasislinkimo link vieno i? atom?, d?l ko ant jo susidaro dalinis neigiamas kr?vis. Savo ruo?tu kitame atome susidaro dalinis teigiamas kr?vis. Pavyzd?iui, vandenilio chlorido molekul?je elektron? pora yra perkelta i? vandenilio atomo ? chloro atom?:

Med?iag?, turin?i? kovalentin? polin? ry??, pavyzd?iai:

СCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 ir kt.

Tarp to paties cheminio elemento nemetal? atom? susidaro kovalentinis nepolinis ry?ys. Kadangi atomai yra identi?ki, j? geb?jimas traukti bendrus elektronus yra toks pat. ?iuo at?vilgiu nepasteb?tas elektron? poros poslinkis:

Min?tas kovalentinio ry?io susidarymo mechanizmas, kai abu atomai suteikia elektronus bendroms elektron? poroms susidaryti, vadinamas mainais.

Taip pat yra donoro-akceptoriaus mechanizmas.

Kai kovalentinis ry?ys susidaro donoro-akceptoriaus mechanizmu, d?l vieno atomo u?pildytos orbitos (dviem elektronais) ir tu??ios kito atomo orbitos susidaro bendra elektron? pora. Atomas, suteikiantis nepasidalint? elektron? por?, vadinamas donoru, o atomas, turintis laisv? orbital?, vadinamas akceptoriumi. Elektron? por? donorai yra atomai, turintys suporuotus elektronus, pavyzd?iui, N, O, P, S.

Pavyzd?iui, pagal donoro-akceptoriaus mechanizm? ketvirtoji kovalentin? N-H jungtis susidaro amonio katijone NH 4 +:

Be poli?kumo, kovalentiniams ry?iams taip pat b?dinga energija. Ry?io energija yra ma?iausia energija, reikalinga ry?iui tarp atom? nutraukti.

Ry?io energija ma??ja did?jant suri?t? atom? spinduliams. Kadangi ?inome, kad atom? spindulys did?ja pogrupiais, galime, pavyzd?iui, daryti i?vad?, kad halogeno ir vandenilio jungties stiprumas did?ja eilut?je:

Sveiki< HBr < HCl < HF

Taip pat ry?io energija priklauso nuo jos daugialypi?kumo – kuo didesnis ry?io daugialypis, tuo didesn? jo energija. Ry?io dauginys yra bendr? elektron? por? tarp dviej? atom? skai?ius.

Joninis ry?ys

Jonin? jungtis gali b?ti laikoma ribiniu kovalentinio polinio ry?io atveju. Jei kovalentiniame-poliniame ry?yje bendroji elektron? pora yra i? dalies pasislinkusi ? vien? i? atom? por?, tai jonin?je ji beveik visi?kai „atiduota“ vienam i? atom?. Atomas, padovanoj?s elektron? (-us), ?gauna teigiam? kr?v? ir tampa katijonas, o i? jo elektronus pa?m?s atomas ?gyja neigiam? kr?v? ir tampa anijonas.

Taigi joninis ry?ys yra ry?ys, susidarantis d?l elektrostatin?s katijon? traukos anijonams.

?io tipo jung?i? susidarymas b?dingas tipini? metal? ir tipi?k? nemetal? atom? s?veikai.

Pavyzd?iui, kalio fluoridas. Kalio katijonas gaunamas, kai vienas elektronas atsiskiria nuo neutralaus atomo, o fluoro jonas susidaro prijungus vien? elektron? prie fluoro atomo:

Tarp susidariusi? jon? atsiranda elektrostatin?s traukos j?ga, d?l kurios susidaro joninis junginys.

Susidarant cheminiam ry?iui, elektronai i? natrio atomo per?jo ? chloro atom? ir susidar? prie?ingai ?krauti jonai, kurie turi u?baigt? i?orin?s energijos lyg?.

Nustatyta, kad elektronai visi?kai neatsiskiria nuo metalo atomo, o tik pasislenka link chloro atomo, kaip kovalentiniame ry?yje.

Dauguma dvejetaini? jungini?, kuriuose yra metalo atom?, yra joniniai. Pavyzd?iui, oksidai, halogenidai, sulfidai, nitridai.

Joninis ry?ys taip pat atsiranda tarp paprast? katijon? ir paprast? anijon? (F -, Cl -, S 2-), taip pat tarp paprast? katijon? ir sud?ting? anijon? (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -). . Tod?l joniniai junginiai apima druskas ir bazes (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH)

metalin? jungtis

?io tipo ry?ys susidaro metaluose.

Vis? metal? atomai turi elektronus i?oriniame elektron? sluoksnyje, kuri? suri?imo su atomo branduoliu energija yra ma?a. Daugeliui metal? i?orini? elektron? praradimas yra energeti?kai palankus.

Atsi?velgiant ? toki? silpn? s?veik? su branduoliu, ?ie elektronai metaluose yra labai judr?s ir kiekviename metalo kristale nuolat vyksta toks procesas:

M 0 - ne - \u003d M n +,

kur M 0 yra neutralaus metalo atomas, o M n + to paties metalo katijonas. Toliau pateiktame paveiksl?lyje parodyta vykstan?i? proces? iliustracija.

Tai yra, elektronai „skuba“ palei metalo kristal?, atsiskirdami nuo vieno metalo atomo, sudarydami i? jo katijon?, prisijungdami prie kito katijono, sudarydami neutral? atom?. ?is rei?kinys buvo vadinamas „elektroniniu v?ju“, o laisv?j? elektron? rinkinys nemetalinio atomo kristale buvo vadinamas „elektronin?mis dujomis“. Tokio tipo metalo atom? s?veika vadinama metaliniu ry?iu.

vandenilin? jungtis

Jei vandenilio atomas bet kurioje med?iagoje yra prijungtas prie didelio elektronegatyvumo elemento (azoto, deguonies ar fluoro), tokiai med?iagai b?dingas toks rei?kinys kaip vandenilio ry?ys.

Kadangi vandenilio atomas yra prijungtas prie elektronegatyvaus atomo, vandenilio atome susidaro dalinis teigiamas kr?vis, o ant elektronneigiamo atomo susidaro dalinis neigiamas kr?vis. ?iuo at?vilgiu elektrostatin? trauka tampa ?manoma tarp vienos molekul?s i? dalies teigiamai ?krauto vandenilio atomo ir kitos molekul?s elektronneigiamo atomo. Pavyzd?iui, vandenilio ry?ys stebimas vandens molekul?ms:

Vandenilio jungtis paai?kina ne?prastai auk?t? vandens lydymosi temperat?r?. Be vandens, stipr?s vandeniliniai ry?iai susidaro ir tokiose med?iagose kaip vandenilio fluoridas, amoniakas, deguonies turin?ios r?g?tys, fenoliai, alkoholiai, aminai.