Elektroujemność to zdolność atomów do przemieszczania elektronów w ich kierunku podczas tworzenia wiązania chemicznego. Koncepcję tę wprowadził amerykański chemik L. Pauling (1932). Elektroujemność charakteryzuje zdolność atomu danego pierwiastka do przyciągania wspólnej pary elektronów w cząsteczce. Wartości elektroujemności wyznaczone różnymi metodami różnią się od siebie. W praktyce edukacyjnej najczęściej stosują względne, a nie bezwzględne wartości elektroujemności. Najbardziej powszechną jest skala, w której elektroujemność wszystkich pierwiastków porównuje się z elektroujemnością litu, przyjmowaną jako jeden.

Wśród elementów grup IA - VIIA:

elektroujemność z reguły wzrasta w okresach („od lewej do prawej”) wraz ze wzrostem liczby atomowej i maleje w grupach („od góry do dołu”).

Wzorce zmian elektroujemności wśród elementów bloku d są znacznie bardziej złożone.

Pierwiastki o dużej elektroujemności, których atomy mają duże powinowactwo elektronowe i wysoką energię jonizacji, czyli podatne na dodanie elektronu lub przesunięcie pary wiążących elektronów w ich kierunku, nazywane są niemetalami.

Należą do nich: wodór, węgiel, azot, fosfor, tlen, siarka, selen, fluor, chlor, brom i jod. Ze względu na szereg cech do niemetali zaliczana jest także specjalna grupa gazów szlachetnych (hel-radon).

Metale obejmują większość pierwiastków układu okresowego.

Metale charakteryzują się niską elektroujemnością, czyli niską energią jonizacji i powinowactwem elektronowym. Atomy metali albo oddają elektrony atomom niemetalu, albo mieszają pary wiążących się elektronów od siebie. Metale mają charakterystyczny połysk, wysoką przewodność elektryczną i dobrą przewodność cieplną. Są w większości trwałe i plastyczne.

Ten zestaw właściwości fizycznych odróżniających metale od niemetali można wytłumaczyć specjalnym rodzajem wiązania występującego w metalach. Wszystkie metale mają wyraźnie określoną sieć krystaliczną. Wraz z atomami jego węzły zawierają kationy metali, tj. atomy, które utraciły elektrony. Elektrony te tworzą uspołecznioną chmurę elektronów, tak zwany gaz elektronowy. Elektrony te znajdują się w polu siłowym wielu jąder. To wiązanie nazywa się metalicznym. Swobodna migracja elektronów w całej objętości kryształu determinuje szczególne właściwości fizyczne metali.

Metale obejmują wszystkie pierwiastki d i f. Jeśli z układu okresowego wybierzesz w myślach tylko bloki pierwiastków s i p, czyli pierwiastki z grupy A i narysujesz przekątną od lewego górnego do prawego dolnego rogu, to okaże się, że znajdują się pierwiastki niemetaliczne po prawej stronie tej przekątnej, a metaliczne - po lewej. W sąsiedztwie przekątnej znajdują się elementy, których nie można jednoznacznie zaklasyfikować ani do metali, ani do niemetali. Do pierwiastków pośrednich zalicza się: bor, krzem, german, arsen, antymon, selen, polon i astat.

Idee dotyczące wiązań kowalencyjnych i jonowych odegrały ważną rolę w rozwoju idei dotyczących budowy materii, jednak stworzenie nowych metod fizykochemicznych badania drobnej struktury materii i ich zastosowanie pokazało, że zjawisko wiązania chemicznego jest znacznie bardziej złożony. Obecnie uważa się, że każde wiązanie heteroatomowe jest zarówno kowalencyjne, jak i jonowe, ale w różnych proporcjach. W ten sposób wprowadzono koncepcję składników kowalencyjnych i jonowych wiązania heteroatomowego. Im większa różnica elektroujemności atomów wiążących, tym większa polarność wiązania. Gdy różnica jest większa niż dwie jednostki, składnik jonowy prawie zawsze dominuje. Porównajmy dwa tlenki: tlenek sodu Na 2 O i tlenek chloru (VII) Cl 2 O 7. W tlenku sodu ładunek cząstkowy atomu tlenu wynosi -0,81, a w tlenku chloru -0,02. Oznacza to w praktyce, że wiązanie Na-O jest w 81% jonowe i w 19% kowalencyjne. Składnik jonowy wiązania Cl-O wynosi tylko 2%.

Wykaz używanej literatury

1. Popkow V. A., Puzakov S. A. Chemia ogólna: podręcznik. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 s.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Z. 35-37]
2. Volkov, AI, Zharsky, I.M. Duży podręcznik chemiczny / A.I. Wołkow, I.M. Żarskiego. - Mn.: Modern School, 2005. - 608 z ISBN 985-6751-04-7.

Wyjątkowo duże znaczenie w układach biologicznych ma szczególny rodzaj interakcji międzycząsteczkowych, wiązanie wodorowe, które zachodzi pomiędzy atomami wodoru połączonymi chemicznie w jedną cząsteczkę a elektroujemnymi atomami F, O, N, Cl, S należącymi do innej cząsteczki. Pojęcie „wiązania wodorowego” zostało po raz pierwszy wprowadzone w 1920 roku przez Latimera i Rodebusha w celu wyjaśnienia właściwości wody i innych powiązanych substancji. Spójrzmy na kilka przykładów takiego połączenia.

W paragrafie 5.2 mówiliśmy o cząsteczce pirydyny i zauważono, że znajdujący się w niej atom azotu ma dwa zewnętrzne elektrony o spinach antyrównoległych, które nie biorą udziału w tworzeniu wiązania chemicznego. Ta „wolna” lub „samotna” para elektronów przyciągnie proton i utworzy z nim wiązanie chemiczne. W takim przypadku cząsteczka pirydyny przejdzie w stan jonowy. Jeśli istnieją dwie cząsteczki pirydyny, będą one konkurować o wychwytywanie protonu, w wyniku czego powstanie związek

w którym trzy kropki wskazują nowy rodzaj interakcji międzycząsteczkowych zwany wiązaniami wodorowymi. W tym związku proton jest bliżej lewoskrętnego atomu azotu. Z takim samym sukcesem proton może znaleźć się bliżej odpowiedniego atomu azotu. Dlatego energię potencjalną protonu w funkcji odległości do prawego lub lewego atomu azotu w ustalonej odległości między nimi (w przybliżeniu ) należy przedstawić za pomocą krzywej z dwoma minimami. Obliczenia kwantowo-mechaniczne takiej krzywej, przeprowadzone przez Rhine’a i Harrisa, pokazano na rys. 4.

Kwantowo-mechaniczna teoria wiązania wodorowego A-H...B oparta na oddziaływaniach donor-akceptor była jedną z pierwszych opracowanych przez N. D. Sokołowa. Powodem powstania wiązania jest spowodowana przez proton redystrybucja gęstości elektronów pomiędzy atomami A i B. W skrócie mówią, że „samotna para” elektronów jest współdzielona. Faktycznie, w

Ryż. 4. Krzywa potencjału energii protonów w funkcji odległości pomiędzy atomami azotu dwóch cząsteczek pirydyny.

Inne elektrony cząsteczek również uczestniczą w tworzeniu potencjalnych krzywych wiązań wodorowych, chociaż w mniejszym stopniu (patrz poniżej).

Typowe energie wiązań wodorowych wahają się od 0,13 do 0,31 eV. Jest o rząd wielkości mniejsza od energii chemicznych wiązań kowalencyjnych, ale o rząd wielkości większa od energii oddziaływań van der Waalsa.

Najprostszym kompleksem międzycząsteczkowym utworzonym przez wiązania wodorowe jest kompleks, który ma budowę liniową. Odległość między atomami fluoru wynosi 2,79 A. Odległość między atomami w cząsteczce polarnej wynosi 0,92 A. Kiedy tworzy się kompleks, uwalniana jest energia około 0,26 eV.

Za pomocą wiązań wodorowych powstaje dimer wody o energii wiązania około 0,2 eV. Energia ta stanowi w przybliżeniu jedną dwudziestą energii wiązania kowalencyjnego OH. Odległość pomiędzy dwoma atomami tlenu w kompleksie wynosi około 2,76 A. Jest ona mniejsza niż suma promieni van der Waalsa atomów tlenu, równa 3,06 A. Na ryc. Rycina 5 przedstawia zmianę gęstości elektronowej atomów wody obliczoną w pracy podczas tworzenia kompleksu. Obliczenia te potwierdzają, że w momencie powstania kompleksu zmienia się rozkład gęstości elektronów wokół wszystkich atomów reagujących cząsteczek.

Rolę wszystkich atomów w tworzeniu wiązań wodorowych w kompleksie można także ocenić na podstawie wzajemnego wpływu dwóch wiązań wodorowych pomiędzy zasadami azotowymi, tyminą i adeniną, które wchodzą w skład podwójnej helisy cząsteczki DNA. Położenie minimów krzywych potencjału protonowego w dwóch wiązaniach odzwierciedla ich wzajemną korelację (rys. 6).

Wraz ze zwykłym lub słabym wiązaniem wodorowym utworzonym przez wodór o uwalnianiu energii mniejszym niż 1 eV i charakteryzującym się energią potencjalną z dwoma minimami, wodór tworzy kompleksy z dużym uwalnianiem energii. Na przykład podczas tworzenia kompleksu uwalniana jest energia 2,17 eV. Ten typ interakcji nazywany jest silnym

Ryż. 5. Zmiana gęstości elektronowej wokół atomów w kompleksie utworzonym przez wiązania wodorowe dwóch cząsteczek wody.

Przyjmuje się, że ładunek elektronu jest równy jedności. W wolnej cząsteczce wody ładunek 10 elektronów rozkłada się tak, że w pobliżu atomu tlenu znajduje się ładunek 8,64, a na atomach wodoru

Ryż. 6. Wiązania wodorowe pomiędzy zasadami azotowymi: a - tyminą (T) i adenipem (A), które wchodzą w skład cząsteczek DNN (strzałki wskazują miejsca przyłączenia zasad do łańcuchów cząsteczek cukru i kwasu fosforowego); - potencjalne krzywe wiązań wodorowych; O - tlen; - wodór; - węgiel; - azot.

wiązanie wodorowe. Kiedy tworzą się kompleksy z silnymi wiązaniami wodorowymi, konfiguracja cząsteczek zmienia się znacząco. Energia potencjalna protonu ma jedno stosunkowo płaskie minimum, zlokalizowane mniej więcej w środku wiązania. Dlatego proton można łatwo przemieszczać. Łatwe przemieszczanie protonu pod wpływem pola zewnętrznego decyduje o dużej polaryzowalności kompleksu.

Silne wiązania wodorowe nie występują w układach biologicznych. Jeśli chodzi o słabe wiązanie wodorowe, ma ono decydujące znaczenie we wszystkich organizmach żywych.

Wyjątkowo duża rola wiązań wodorowych w układach biologicznych wynika przede wszystkim z faktu, że determinują one drugorzędową strukturę białek, która ma fundamentalne znaczenie dla wszystkich procesów życiowych; za pomocą wiązań wodorowych pary zasad utrzymywane są w cząsteczkach DNA i zapewniona jest ich stabilna struktura w postaci podwójnych helis, wreszcie wiązania wodorowe odpowiadają za bardzo niezwykłe właściwości wody, które są istotne dla istnienia systemy żywe.

Woda jest jednym z głównych składników wszystkich żywych istot. Ciała zwierząt to prawie dwie trzecie wody. W pierwszym miesiącu embrion ludzki zawiera około 93% wody. Nie byłoby bieżącej wody. Głównym medium, w którym zachodzą reakcje biochemiczne w komórce, jest woda. Tworzy płynną część krwi i limfy. Woda jest niezbędna do trawienia, ponieważ rozkład węglowodanów, białek i tłuszczów następuje po dodaniu cząsteczek wody. Woda jest uwalniana w komórce, gdy białka zbudowane są z aminokwasów. Fizjologiczny

Ryż. 7. Struktura lodu. Każda cząsteczka wody jest połączona wiązaniami wodorowymi (trzy punkty) z czterema cząsteczkami wody znajdującymi się na wierzchołkach czworościanu.

Ryż. 8. Wiązanie wodorowe w dimerze i „liniowe” wiązanie wodorowe

właściwości biopolimerów i wielu struktur supramolekularnych (w szczególności błon komórkowych) w bardzo dużym stopniu zależą od ich interakcji z wodą.

Przyjrzyjmy się niektórym właściwościom wody. Każda cząsteczka wody ma duży moment elektryczny. Ze względu na wysoką elektroujemność atomów tlenu cząsteczka wody może tworzyć wiązania wodorowe z jedną, dwiema, trzema lub czterema innymi cząsteczkami wody. Rezultatem są stosunkowo stabilne dimery i inne kompleksy polimerowe. Średnio każda cząsteczka w ciekłej wodzie ma czterech sąsiadów. Skład i struktura kompleksów międzycząsteczkowych zależy od temperatury wody.

Najbardziej uporządkowaną strukturę ma woda krystaliczna (lód) przy normalnym ciśnieniu i temperaturze poniżej zera stopni Celsjusza. Jego kryształy mają strukturę sześciokątną. Komórka elementarna zawiera cztery cząsteczki wody. Strukturę komórki pokazano na ryc. 7. Wokół centralnego atomu tlenu znajdują się cztery inne atomy tlenu znajdujące się na wierzchołkach foremnego czworościanu w odległościach 2,76 A. Każda cząsteczka wody jest połączona z sąsiadami czterema wiązaniami wodorowymi. W tym przypadku kąt pomiędzy wiązaniami OH w cząsteczce zbliża się do wartości „czworościennej” wynoszącej 109,1°. W wolnej cząsteczce wynosi około 105°.

Struktura lodu przypomina diament. Jednakże w diamencie istnieją siły chemiczne pomiędzy atomami węgla. Kryształ diamentu jest dużą cząsteczką. Kryształy lodu zalicza się do kryształów molekularnych. Cząsteczki w krysztale zasadniczo zachowują swoją indywidualność i utrzymują się razem poprzez wiązania wodorowe.

Ryż. 9. Wartość doświadczalna przesunięcia częstotliwości drgań podczerwonych w wodzie podczas tworzenia wiązania wodorowego pod kątem.

Siatka lodowa jest bardzo luźna i zawiera wiele „pustek”, ponieważ liczba najbliższych cząsteczek wody w każdej cząsteczce (liczba koordynacyjna) wynosi tylko cztery. Podczas topnienia sieć lodowa ulega częściowemu zniszczeniu, jednocześnie wypełniają się puste przestrzenie, a gęstość wody staje się większa niż gęstość lodu. Jest to jedna z głównych anomalii wodnych. Po dalszym podgrzaniu do 4°C proces zagęszczania jest kontynuowany. Po podgrzaniu powyżej 4°C amplituda drgań anharmonicznych wzrasta, liczba powiązanych cząsteczek w kompleksach (rojach) maleje, a gęstość wody maleje. Według przybliżonych szacunków roje w temperaturze pokojowej obejmują około 240 cząsteczek, w temperaturze 37°C - około 150, w temperaturze 45 i 100°C, odpowiednio 120 i 40.

Udział wiązań wodorowych w całkowitej energii oddziaływań międzycząsteczkowych (11,6 kcal/mol) wynosi około 69%. Ze względu na wiązania wodorowe temperatury topnienia (0°C) i temperatury wrzenia (100°C) wody znacznie różnią się od temperatur topnienia i wrzenia innych cieczy molekularnych, pomiędzy cząsteczkami, pomiędzy którymi działają jedynie siły van der Waalsa. Przykładowo dla metanu wartości te wynoszą odpowiednio -186 i -161°C.

W ciekłej wodzie wraz z pozostałościami czworościennej struktury lodu występują liniowe i cykliczne dimery oraz inne kompleksy zawierające 3, 4, 5, 6 lub więcej cząsteczek. Ważne jest, aby kąt P utworzony pomiędzy wiązaniem OH i wiązaniem wodorowym zmieniał się w zależności od liczby cząsteczek w cyklu (ryc. 8). W dimerze kąt ten wynosi 110°, w pierścieniu pięcioczłonowym 10°, a w pierścieniu sześcioczłonowym i sześciokątnej strukturze lodu jest zbliżony do kuli („liniowe” wiązanie wodorowe).

Okazuje się, że kątowi odpowiada największa energia jednego wiązania wodorowego.Energia wiązania wodorowego jest proporcjonalna (reguła Badgera-Bauera) do przesunięcia częstotliwości drgań rozciągających w podczerwieni grupy OH w cząsteczce wody w porównaniu do częstotliwość drgań wolnej cząsteczki. Maksymalne przemieszczenie obserwuje się w przypadku „liniowego” wiązania wodorowego. W cząsteczce wody w tym przypadku częstotliwość maleje o , a częstotliwość maleje o . Na ryc. Rysunek 9 przedstawia wykres współczynnika przemieszczenia

częstotliwość do maksymalnego przesunięcia od kąta. W konsekwencji wykres ten charakteryzuje również zależność energii wiązania wodorowego od kąta . Zależność ta jest przejawem kooperacyjnego charakteru wiązania wodorowego.

Podejmowano wiele prób teoretycznego obliczenia struktury i właściwości wody z uwzględnieniem wiązań wodorowych i innych oddziaływań międzycząsteczkowych. Zgodnie z fizyką statystyczną właściwości termodynamiczne układu oddziałujących cząsteczek znajdujących się w objętości V przy stałym ciśnieniu P w równowadze statystycznej z termostatem wyznacza się poprzez funkcję podziału stanów

Tutaj V jest objętością układu; k - stała Boltzmanna; T - temperatura bezwzględna; oznacza, że ​​musimy wziąć ślad operatora statystycznego w nawiasach klamrowych, gdzie H jest operatorem kwantowym energii całego układu. Operator ten jest równy sumie operatorów energii kinetycznej ruchów translacyjnych i obrotowych cząsteczek oraz operatora energii potencjalnej oddziaływania wszystkich cząsteczek.

Jeżeli znane są wszystkie funkcje własne i pełne widmo energii E operatora H, wówczas (6.2) przyjmuje postać

Następnie energię swobodną Gibbsa G układu pod ciśnieniem P i temperaturą T określa się za pomocą prostego wyrażenia

Znając energię swobodną Gibbsa, znajdujemy całkowitą objętość entropii energii.

Niestety, ze względu na złożony charakter oddziaływań pomiędzy cząsteczkami wody (anizotropowe cząsteczki dipolowe, wiązania wodorowe prowadzące do powstania kompleksów o zmiennym składzie, w których sama energia wiązań wodorowych zależy od składu i struktury kompleksu itp.) nie można jawnie zapisać operatora H. Dlatego musimy uciekać się do bardzo dużych uproszczeń. Zatem Nameti i Scheraga obliczyli funkcję podziału w oparciu o fakt, że można uwzględnić tylko pięć stanów energetycznych cząsteczek w kompleksach, zgodnie z

z liczbą wiązań wodorowych, które tworzą (0, 1, 2, 3, 4) z sąsiadującymi cząsteczkami. Korzystając z tego modelu udało im się nawet wykazać, że gęstość wody jest maksymalna w temperaturze 4°C. Jednak później sami autorzy skrytykowali opracowaną przez siebie teorię, gdyż nie opisywała ona wielu faktów doświadczalnych. Inne próby teoretycznych obliczeń struktury wody można znaleźć w przeglądzie Ben-Naima i Stillingera.

Ze względu na dipolowy charakter cząsteczek wody i dużą rolę wiązań wodorowych, niezwykle ważną rolę odgrywają także oddziaływania cząsteczek wody z jonami i cząsteczkami obojętnymi w organizmach żywych. Oddziaływania prowadzące do uwodnienia jonów oraz specjalny rodzaj oddziaływania zwany hydrofobowym i hydrofilowym zostaną omówione w kolejnych podrozdziałach tego rozdziału.”

Mówiąc o roli wody w zjawiskach biologicznych, należy zauważyć, że wszystkie organizmy żywe z dużym powodzeniem przystosowały się do pewnej ilości wiązań wodorowych pomiędzy cząsteczkami. Świadczy o tym fakt, że zastąpienie cząsteczek ciężkiej wody ma bardzo istotny wpływ na układy biologiczne. Zmniejsza się rozpuszczalność cząsteczek polarnych, zmniejsza się prędkość przekazywania impulsu nerwowego, praca enzymów zostaje zakłócona, spowalnia rozwój bakterii i grzybów itp. Być może wszystkie te zjawiska wynikają z faktu, że oddziaływanie wodoru między cząsteczkami jest silniejsze niż oddziaływanie między cząsteczkami pomiędzy cząsteczkami ciężkiej wody, na co wskazuje jej niezwykle wysoka temperatura topnienia (3,8°C) i wysokie ciepło topnienia (1,51 kcal/mol). W przypadku zwykłej wody ciepło topnienia wynosi 1,43 kcal/mol.

Długość łącza - odległość międzyjądrowa. Im krótsza ta odległość, tym silniejsze wiązanie chemiczne. Długość wiązania zależy od promieni tworzących je atomów: im mniejsze atomy, tym krótsze wiązanie między nimi. Na przykład długość wiązania H-O jest krótsza niż długość wiązania H-N (z powodu mniejszej wymiany atomów tlenu).

Wiązanie jonowe jest skrajnym przypadkiem polarnego wiązania kowalencyjnego.

Połączenie metalowe.

Warunkiem utworzenia tego typu połączenia jest:

1) obecność stosunkowo małej liczby elektronów na zewnętrznych poziomach atomów;

2) obecność pustych (wolnych orbitali) na zewnętrznych poziomach atomów metali

3) stosunkowo niska energia jonizacji.

Rozważmy tworzenie wiązania metalicznego na przykładzie sodu. Elektron walencyjny sodu, który znajduje się na podpoziomie 3s, może stosunkowo łatwo przemieszczać się przez puste orbitale warstwy zewnętrznej: wzdłuż 3p i 3d. Kiedy atomy zbliżają się do siebie w wyniku tworzenia sieci krystalicznej, orbitale walencyjne sąsiednich atomów nakładają się, dzięki czemu elektrony swobodnie przemieszczają się z jednego orbity na drugi, ustanawiając wiązanie pomiędzy WSZYSTKIMI atomami kryształu metalu.

W węzłach sieci krystalicznej znajdują się dodatnio naładowane jony i atomy metali, a pomiędzy nimi znajdują się elektrony, które mogą swobodnie poruszać się po sieci krystalicznej. Elektrony te stają się wspólne dla wszystkich atomów i jonów metalu i nazywane są „gazem elektronowym”. Nazywa się wiązanie pomiędzy wszystkimi dodatnio naładowanymi jonami metali i wolnymi elektronami w metalowej sieci krystalicznej wiązanie metaliczne.

Obecność wiązania metalicznego decyduje o właściwościach fizycznych metali i stopów: twardości, przewodności elektrycznej, przewodności cieplnej, ciągliwości, ciągliwości, połysku metalicznym. Swobodne elektrony mogą przenosić ciepło i prąd, dlatego są przyczyną głównych właściwości fizycznych odróżniających metale od niemetali - wysokiej przewodności elektrycznej i cieplnej.

Wiązanie wodorowe.

Wiązanie wodorowe zachodzi pomiędzy cząsteczkami zawierającymi wodór i atomami o wysokim EO (tlen, fluor, azot). Wiązania kowalencyjne H-O, H-F, H-N są silnie polarne, przez co nadmiar ładunku dodatniego gromadzi się na atomie wodoru, a nadmiar ładunku ujemnego na przeciwległych biegunach. Pomiędzy przeciwnie naładowanymi biegunami powstają siły przyciągania elektrostatycznego - wiązania wodorowe.

Wiązania wodorowe mogą być międzycząsteczkowe lub wewnątrzcząsteczkowe. Energia wiązania wodorowego jest około dziesięciokrotnie mniejsza niż energia konwencjonalnego wiązania kowalencyjnego, niemniej jednak wiązania wodorowe odgrywają ważną rolę w wielu procesach fizykochemicznych i biologicznych. W szczególności cząsteczki DNA są podwójnymi helisami, w których dwa łańcuchy nukleotydów są połączone wiązaniami wodorowymi. Międzycząsteczkowe wiązania wodorowe pomiędzy cząsteczkami wody i fluorowodoru można przedstawić (kropkami) w następujący sposób:

Substancje posiadające wiązania wodorowe mają molekularne sieci krystaliczne. Obecność wiązania wodorowego prowadzi do powstania asocjatów molekularnych, a w konsekwencji do podwyższenia temperatur topnienia i wrzenia.

Oprócz wymienionych głównych typów wiązań chemicznych istnieją również uniwersalne siły oddziaływania pomiędzy dowolnymi cząsteczkami, które nie prowadzą do zerwania lub powstania nowych wiązań chemicznych. Oddziaływania te nazywane są siłami van der Waalsa. Określają przyciąganie się cząsteczek danej substancji (lub różnych substancji) do siebie w stanie ciekłym i stałym skupienia.

Różne rodzaje wiązań chemicznych decydują o istnieniu różnych typów sieci krystalicznych (tabela).

Substancje składające się z cząsteczek mają struktura molekularna. Substancje te obejmują wszystkie gazy, ciecze, a także ciała stałe posiadające molekularną sieć krystaliczną, takie jak jod. Ciała stałe o sieci atomowej, jonowej lub metalowej mają struktura niemolekularna, nie mają cząsteczek.

Tabela

Cecha sieci krystalicznej	Typ kratowy
Molekularny	joński	Jądrowy	Metal
Cząstki w węzłach sieci	Cząsteczki	Kationy i aniony	Atomy	Kationy i atomy metali
Natura połączeń między cząstkami	Siły oddziaływania międzycząsteczkowego (w tym wiązania wodorowe)	Wiązania jonowe	Wiązania kowalencyjne	Połączenie metalowe
Siła wiązania	Słaby	Wytrzymały	Bardzo trwałe	Różne mocne strony
Charakterystyczne właściwości fizyczne substancji	Niskotopliwy lub sublimujący, o niskiej twardości, wiele rozpuszczalnych w wodzie	Ogniotrwałe, twarde, kruche, wiele rozpuszczalne w wodzie. Roztwory i stopy przewodzą prąd elektryczny	Bardzo ogniotrwały, bardzo twardy, praktycznie nierozpuszczalny w wodzie	Wysoka przewodność elektryczna i cieplna, metaliczny połysk, plastyczność.
Przykłady substancji	Substancje proste - niemetale (w stanie stałym): Cl 2, F 2, Br 2, O 2, O 3, P 4, siarka, jod (z wyjątkiem krzemu, diamentu, grafitu); substancje złożone składające się z atomów niemetali (z wyjątkiem soli amonowych): woda, suchy lód, kwasy, halogenki niemetali: PCl 3, SiF 4, CBr 4, SF 6, substancje organiczne: węglowodory, alkohole, fenole, aldehydy itp. .	Sole: chlorek sodu, azotan baru itp.; zasady: wodorotlenek potasu, wodorotlenek wapnia, sole amonowe: NH 4 Cl, NH 4 NO 3 itp., tlenki metali, azotki, wodorki itp. (związki metali z niemetalami)	Diament, grafit, krzem, bor, german, tlenek krzemu (IV) - krzemionka, SiC (karborund), czarny fosfor (P).	Miedź, potas, cynk, żelazo i inne metale
Porównanie substancji według temperatur topnienia i wrzenia.
	Ze względu na słabe siły oddziaływania międzycząsteczkowego takie substancje mają najniższe temperatury topnienia i wrzenia. Co więcej, im większa masa cząsteczkowa substancji, tym wyższe jest t 0 pl. to ma. Wyjątkiem są substancje, których cząsteczki mogą tworzyć wiązania wodorowe. Na przykład HF ma wyższe t0 pl niż HCl.	Substancje mają wysoki t 0 pl., ale niższy niż substancje o sieci atomowej. Im wyższe ładunki jonów znajdujących się w miejscach sieci i im mniejsza odległość między nimi, tym wyższa jest temperatura topnienia substancji. Na przykład t 0 pl. CaF 2 jest wyższe niż t 0 pl. KF.	Mają najwyższe t 0 pl. Im silniejsze wiązanie między atomami w sieci, tym wyższe t 0 pl. ma treść. Na przykład Si ma niższe t0 pl. niż C.	Metale mają różne t0 pl.: od -37 0 C dla rtęci do 3360 0 C dla wolframu.

Lista interaktywna. Zacznij wpisywać szukane słowo.

POŁĄCZENIE

Synonimy:

konsystencja, spójność, ciągłość, składalność, sekwencja, harmonia, interakcja, połączenie, artykulacja, konkatenacja, sprzęganie, komunikacja, środki komunikacji, stosunek, komunikacja, kontakt, stowarzyszenie, relacja, związek, zależność, oprawa, więzy, romans, ogniwo łączące , unia, przyczynowość, public relations, tomba, relacje intymne, intryga, korelacja, dupleks, pępowina, stosunek, klejenie, religia, wspólne pożycie, parataksa, nić łącząca, ciągłość, przyczepność, wzajemne powiązania, korelacja, warunkowość, połączenie, pokrewieństwo, kit , więź, amorki, sprawa, synapsa, kontekst, miłość, wątek, poczta, wiadomość, quadruplex. Mrówka. podział

POŁĄCZENIE synonimy, jakie one są? POŁĄCZENIE, POŁĄCZENIE takie jest znaczenie tego słowa POŁĄCZENIE, pochodzenie (etymologia) POŁĄCZENIE, POŁĄCZENIE stres, formy wyrazowe w innych słownikach

+ POŁĄCZENIE synonim - Słownik rosyjskich synonimów 4

Wiązanie jonowe

(wykorzystano materiały ze strony http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)

Wiązanie jonowe zachodzi poprzez przyciąganie elektrostatyczne pomiędzy przeciwnie naładowanymi jonami. Jony te powstają w wyniku przeniesienia elektronów z jednego atomu na drugi. Wiązanie jonowe powstaje między atomami, które mają duże różnice w elektroujemności (zwykle większe niż 1,7 w skali Paulinga), na przykład między atomami metalu alkalicznego i halogenu.

Rozważmy występowanie wiązania jonowego na przykładzie powstawania NaCl.

Z elektronicznych wzorów atomów

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 i

Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Można zauważyć, że aby ukończyć poziom zewnętrzny, atomowi sodu łatwiej jest oddać jeden elektron niż zyskać siedem, a atomowi chloru łatwiej jest zyskać jeden elektron niż zyskać siedem. W reakcjach chemicznych atom sodu oddaje jeden elektron, a atom chloru go zabiera. W rezultacie powłoki elektronowe atomów sodu i chloru ulegają przemianie w stabilne powłoki elektronowe gazów szlachetnych (konfiguracja elektronowa kationu sodu

Na + 1s 2 2s 2 2p 6,

a konfiguracja elektronowa anionu chloru wynosi

Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

Elektrostatyczne oddziaływanie jonów prowadzi do powstania cząsteczki NaCl.

Charakter wiązania chemicznego często odzwierciedla się w stanie skupienia i właściwościach fizycznych substancji. Związki jonowe, takie jak chlorek sodu NaCl, są twarde i ogniotrwałe, ponieważ między ładunkami ich jonów „+” i „–” działają potężne siły przyciągania elektrostatycznego.

Ujemnie naładowany jon chloru przyciąga nie tylko „swój” jon Na+, ale także inne jony sodu znajdujące się wokół niego. Prowadzi to do tego, że w pobliżu żadnego z jonów nie ma jednego jonu o przeciwnym znaku, ale kilka.

Struktura kryształu chlorku sodu NaCl.

W rzeczywistości wokół każdego jonu chloru znajduje się 6 jonów sodu, a wokół każdego jonu sodu – 6 jonów chloru. To uporządkowane upakowanie jonów nazywa się kryształem jonowym. Jeżeli w krysztale wyodrębniony zostanie pojedynczy atom chloru, wówczas wśród otaczających go atomów sodu nie da się już znaleźć tego, z którym chlor przereagował.

Przyciągane do siebie siłami elektrostatycznymi jony niezwykle niechętnie zmieniają swoje położenie pod wpływem siły zewnętrznej lub wzrostu temperatury. Jeśli jednak chlorek sodu stopi się i będzie dalej ogrzewany w próżni, odparuje, tworząc dwuatomowe cząsteczki NaCl. Sugeruje to, że siły wiązania kowalencyjnego nigdy nie są całkowicie wyłączone.

Podstawowe charakterystyki wiązań jonowych i właściwości związków jonowych

1. Wiązanie jonowe jest silnym wiązaniem chemicznym. Energia tego wiązania jest rzędu 300 – 700 kJ/mol.

2. W przeciwieństwie do wiązania kowalencyjnego, wiązanie jonowe jest bezkierunkowe, ponieważ jon może przyciągać do siebie jony o przeciwnym znaku w dowolnym kierunku.

3. W przeciwieństwie do wiązania kowalencyjnego, wiązanie jonowe jest nienasycone, ponieważ oddziaływanie jonów o przeciwnym znaku nie prowadzi do całkowitego wzajemnego wyrównania ich pól siłowych.

4. Podczas tworzenia cząsteczek z wiązaniem jonowym nie następuje całkowite przeniesienie elektronów, dlatego w przyrodzie nie ma stuprocentowych wiązań jonowych. W cząsteczce NaCl wiązanie chemiczne jest tylko w 80% jonowe.

5. Związki z wiązaniami jonowymi to krystaliczne ciała stałe o wysokich temperaturach topnienia i wrzenia.

6. Większość związków jonowych jest rozpuszczalna w wodzie. Roztwory i stopy związków jonowych przewodzą prąd elektryczny.

Połączenie metalowe

Kryształy metali mają różną strukturę. Jeśli zbadasz kawałek metalicznego sodu, przekonasz się, że jego wygląd bardzo różni się od soli kuchennej. Sód jest metalem miękkim, dającym się łatwo ciąć nożem, spłaszczać młotkiem, łatwo go stopić w kubku nad lampą alkoholową (temperatura topnienia 97,8 o C). W krysztale sodu każdy atom jest otoczony przez osiem innych podobnych atomów.

Struktura krystaliczna metalicznego Na.

Rysunek pokazuje, że atom Na w środku sześcianu ma 8 najbliższych sąsiadów. Ale to samo można powiedzieć o każdym innym atomie w krysztale, ponieważ wszystkie są takie same. Kryształ składa się z „nieskończenie” powtarzających się fragmentów pokazanych na tym rysunku.

Atomy metali na zewnętrznym poziomie energii zawierają niewielką liczbę elektronów walencyjnych. Ponieważ energia jonizacji atomów metali jest niska, elektrony walencyjne są w nich słabo zatrzymywane. W rezultacie w sieci krystalicznej metali pojawiają się dodatnio naładowane jony i wolne elektrony. W tym przypadku kationy metali zlokalizowane są w węzłach sieci krystalicznej, a elektrony poruszają się swobodnie w polu dodatnich centrów, tworząc tzw. „gaz elektronowy”.

Obecność ujemnie naładowanego elektronu pomiędzy dwoma kationami powoduje, że każdy kation oddziałuje z tym elektronem.

Zatem, Wiązanie metaliczne to wiązanie między jonami dodatnimi w kryształach metali, które zachodzi w wyniku przyciągania elektronów poruszających się swobodnie w krysztale.

Ponieważ elektrony walencyjne w metalu są równomiernie rozmieszczone w krysztale, wiązanie metaliczne, podobnie jak wiązanie jonowe, jest wiązaniem bezkierunkowym. W przeciwieństwie do wiązania kowalencyjnego, wiązanie metaliczne jest wiązaniem nienasyconym. Wiązanie metaliczne różni się także od wiązania kowalencyjnego siłą. Energia wiązania metalicznego jest około trzy do czterech razy mniejsza niż energia wiązania kowalencyjnego.

Ze względu na dużą ruchliwość gazu elektronowego metale charakteryzują się dużą przewodnością elektryczną i cieplną.

Kryształ metalu wygląda dość prosto, ale w rzeczywistości jego struktura elektronowa jest bardziej złożona niż kryształów soli jonowej. W zewnętrznej powłoce elektronowej elementów metalowych nie ma wystarczającej liczby elektronów, aby utworzyć pełnoprawne „oktetowe” wiązanie kowalencyjne lub jonowe. Dlatego w stanie gazowym większość metali składa się z cząsteczek jednoatomowych (tj. pojedynczych atomów, które nie są ze sobą połączone). Typowym przykładem są pary rtęci. Zatem wiązanie metaliczne między atomami metalu występuje tylko w stanie skupienia w stanie ciekłym i stałym.

Wiązanie metaliczne można opisać następująco: część atomów metalu w powstałym krysztale oddaje swoje elektrony walencyjne przestrzeni między atomami (dla sodu jest to...3s1), zamieniając się w jony. Ponieważ wszystkie atomy metali w krysztale są takie same, każdy z nich ma taką samą szansę na utratę elektronu walencyjnego.

Innymi słowy, transfer elektronów pomiędzy obojętnymi i zjonizowanymi atomami metali następuje bez zużycia energii. W takim przypadku część elektronów zawsze trafia do przestrzeni między atomami w postaci „gazu elektronowego”.

Te wolne elektrony, po pierwsze, utrzymują atomy metalu w pewnej odległości równowagowej od siebie.

Po drugie, nadają metalom charakterystyczny „metaliczny połysk” (wolne elektrony mogą oddziaływać z kwantami światła).

Po trzecie, wolne elektrony zapewniają metalom dobrą przewodność elektryczną. Wysoką przewodność cieplną metali tłumaczy się także obecnością wolnych elektronów w przestrzeni międzyatomowej - łatwo „reagują” na zmiany energii i przyczyniają się do jej szybkiego przenoszenia w krysztale.

Uproszczony model struktury elektronowej kryształu metalu.

******** Na przykładzie metalicznego sodu rozważmy naturę wiązania metalicznego z punktu widzenia pomysłów na orbitale atomowe. Atom sodu, podobnie jak wiele innych metali, nie ma elektronów walencyjnych, ale istnieją wolne orbitale walencyjne. Pojedynczy elektron 3s sodu może przenieść się na dowolny z sąsiednich orbitali swobodnych i o bliskiej energii. Gdy atomy w krysztale zbliżają się do siebie, zewnętrzne orbitale sąsiednich atomów nakładają się, umożliwiając oddanym elektronom swobodne poruszanie się po krysztale.

Jednak „gaz elektronowy” nie jest tak nieuporządkowany, jak mogłoby się wydawać. Wolne elektrony w krysztale metalu znajdują się na nakładających się orbitali i są do pewnego stopnia wspólne, tworząc coś w rodzaju wiązań kowalencyjnych. Sód, potas, rubid i inne metaliczne pierwiastki S mają po prostu niewiele wspólnych elektronów, więc ich kryształy są kruche i topliwe. Wraz ze wzrostem liczby elektronów walencyjnych ogólnie wzrasta wytrzymałość metali.

Zatem wiązania metaliczne są zwykle tworzone przez pierwiastki, których atomy mają niewiele elektronów walencyjnych na swoich zewnętrznych powłokach. Te elektrony walencyjne, które wykonują wiązanie metaliczne, są tak wspólne, że mogą poruszać się po krysztale metalu i zapewniać metalowi wysoką przewodność elektryczną.

Kryształ NaCl nie przewodzi prądu, ponieważ w przestrzeni pomiędzy jonami nie ma wolnych elektronów. Wszystkie elektrony oddane przez atomy sodu są mocno trzymane przez jony chloru. Jest to jedna ze znaczących różnic między kryształami jonowymi a metalowymi.

To, co teraz wiesz o wiązaniach metalicznych, pomaga wyjaśnić wysoką plastyczność (ciągliwość) większości metali. Metal można spłaszczyć na cienki arkusz i przeciągnąć na drut. Faktem jest, że poszczególne warstwy atomów w krysztale metalu mogą stosunkowo łatwo ślizgać się po sobie: mobilny „gaz elektronowy” stale łagodzi ruch poszczególnych jonów dodatnich, osłaniając je od siebie.

Oczywiście nic takiego nie da się zrobić z solą kuchenną, choć sól też jest substancją krystaliczną. W kryształach jonowych elektrony walencyjne są ściśle związane z jądrem atomu. Przesunięcie jednej warstwy jonów względem drugiej powoduje zbliżenie do siebie jonów o tym samym ładunku i powoduje silne odpychanie między nimi, co skutkuje zniszczeniem kryształu (NaCl jest substancją kruchą).

Przesunięcie warstw kryształu jonowego powoduje pojawienie się dużych sił odpychania pomiędzy podobnymi jonami i zniszczenie kryształu.

Nawigacja

• Rozwiązywanie problemów łączonych w oparciu o ilościowe cechy substancji
• Rozwiązywanie problemów. Prawo stałości składu substancji. Obliczenia z wykorzystaniem pojęć „masa molowa” i „ilość chemiczna” substancji