Ионы хүчилтөрөгчийн холбоо үүсэх механизм. III бүлэг. химийн холбоо ба молекулын бүтэц. Ионы бондын тодорхойлолт
Ионы холбоо нь цахилгаан сөрөг чанар нь бие биенээсээ эрс ялгаатай үед үүсдэг (Полинг масштабаар Δχ > 1.7) бөгөөд энэ нь химийн шинж чанараараа мэдэгдэхүйц ялгаатай элементүүдээс үүссэн ионуудын харилцан үйлчлэлийн явцад үүсдэг.
Ионы холбоо гэдэг нь нэг элементийн атомаас нөгөө элементийн атом руу нийтлэг электрон хос бүрэн шилжсэний үр дүнд үүссэн эсрэг цэнэгтэй ионуудын хоорондох электростатик таталцлыг хэлнэ.
Зарим элементийн атомуудын бие даасан шинж чанараас хамааран электроноо алдаж, эерэг цэнэгтэй ион (катион) болж хувирах хандлага давамгайлж байгаа бол бусад элементийн атомууд эсрэгээрээ электрон авах хандлагатай байдаг бөгөөд ингэснээр сөрөг цэнэгтэй болж хувирдаг. ионууд (анионууд) нь энгийн натри ба ердийн металл бус хлорын атомуудад тохиолддог.
Na + ба Cl ионууд үүсэх нөхцөлт загвар - валентийн электроныг натрийн атомаас хлорын атом руу бүрэн шилжүүлэх замаар.
Элементүүдийн энгийн ион үүсгэх чадварыг (өөрөөр хэлбэл нэг атомаас гаралтай) тэдгээрийн тусгаарлагдсан атомуудын электрон тохиргоо, түүнчлэн цахилгаан сөрөг чанар, иончлолын энерги, электрон хамаарлын утгууд (хамгийн багадаа шаардлагатай) тодорхойлно. хязгааргүй зайд харгалзах сөрөг ионоос электроныг зайлуулах). Катионууд нь иончлох энерги багатай элементүүдийн атомууд - шүлтлэг ба шүлтлэг шороон металууд (Na, K, Cs, Rb, Ca, Ba, Sr гэх мэт) -ээс илүү амархан үүсдэг нь тодорхой байна. Бусад элементүүдийн энгийн катионууд үүсэх магадлал бага байдаг, учир нь энэ нь атомыг ионжуулахад их хэмжээний энерги зарцуулдагтай холбоотой юм.
Энгийн анионууд нь электроны өндөр харьцаатай тул долдугаар бүлгийн p-элементүүд (Cl, Br, I) илүү амархан үүсдэг. O, S, N атомуудад нэг электрон нэмэх нь энерги ялгарах дагалддаг. Мөн бусад электронуудыг нэмж, үржүүлж цэнэглэгдсэн энгийн анионуудыг үүсгэх нь энергийн хувьд тааламжгүй байдаг.
Тиймээс энгийн ионуудаас бүрдэх нэгдлүүд нь цөөхөн байдаг. Эдгээр нь шүлтлэг ба шүлтлэг шороон металлын галогентэй харилцан үйлчлэлцэх замаар илүү амархан үүсдэг.
Ионы холболтын шинж чанарууд
1. Чиглэлгүй байдал. Ионуудын цахилгаан цэнэг нь тэдгээрийн таталцал, түлхэлтийг тодорхойлдог бөгөөд ерөнхийдөө нэгдлийн стехиометрийн найрлагыг тодорхойлдог. Ионуудыг хүчний талбарууд нь орон зайн бүх чиглэлд жигд тархсан цэнэгтэй бөмбөлгүүд гэж үзэж болно. Тиймээс, жишээлбэл, NaCl нэгдэлд натрийн ионууд Na+ нь хлоридын ионуудтай Cl- ямар ч чиглэлд харилцан үйлчилж, тэдгээрийн тодорхой тооны хэсгийг өөртөө татах боломжтой.
Чиглэлгүй байдал нь ион бүр нь эсрэг тэмдгийн ионуудыг аль ч чиглэлд өөртөө татах чадвартай тул ионы холболтын шинж чанар юм.
Тиймээс чиглэлгүй байдал нь ионы цахилгаан орон нь бөмбөрцөг тэгш хэмтэй бөгөөд бүх чиглэлд зайны хэмжээ багасдаг тул ионуудын харилцан үйлчлэл нь чиглэлээс үл хамааран явагддаг гэж тайлбарладаг.
2. Ханаагүй байдал.Эсрэг тэмдэгтэй хоёр ионы харилцан үйлчлэл нь тэдгээрийн хүчний талбарыг бүрэн харилцан нөхөхөд хүргэж чадахгүй нь тодорхой байна. Иймд тодорхой цэнэгтэй ион нь эсрэг тэмдгийн бусад ионуудыг бүх чиглэлд татах чадварыг хадгалдаг. Ийм "татсан" ионуудын тоо нь зөвхөн геометрийн хэмжээ, харилцан түлхэлтийн хүчээр хязгаарлагддаг.
Ханаагүй байдал гэдэг нь тодорхой цэнэгтэй ион нь эсрэг тэмдгийн аль ч тооны ионыг хавсаргах чадвараар илэрдэг ионы холболтын шинж чанар юм.
3. Ионы туйлшрал.Ионы холбоонд ион бүр нь цахилгаан цэнэгийн тээвэрлэгч тул хүчний цахилгаан талбайн эх үүсвэр болдог тул ионуудын хооронд ойрхон зайд харилцан бие биедээ нөлөөлдөг.
Ионы туйлшрал гэдэг нь өөр ионы цахилгаан хүчний талбайн нөлөөн дор түүний электрон бүрхүүлийн хэв гажилт юм.
4. Ионы туйлшрал ба туйлшрах чадвар.Туйлшралын үед гаднах давхарга дахь электронууд хамгийн хүчтэй шилжилт хөдөлгөөнд өртдөг. Гэхдээ ижил цахилгаан орны нөлөөн дор өөр өөр ионууд өөр өөр градусаар деформацид ордог. Гаднах электронууд цөмд бага байх тусам туйлшрал үүсэх нь илүү хялбар байдаг.
Туйлшрах чадвар гэдэг нь өөр ионы цахилгаан талбарт өртөх үед ион дахь цөм болон электрон бүрхүүлийн харьцангуй шилжилтийг хэлнэ. Ионуудын туйлшрах чадвар нь бусад ионуудад деформацийн нөлөө үзүүлэх чадвар юм.
Туйлшрах хүч нь ионы цэнэг ба хэмжээнээс хамаарна. Ионы цэнэг их байх тусам түүний талбай илүү хүчтэй, өөрөөр хэлбэл үржүүлсэн цэнэгтэй ионууд туйлшрах чадвартай байдаг.
Ионы нэгдлүүдийн шинж чанар
Хэвийн нөхцөлд ионы нэгдлүүд нь өндөр хайлах, буцалгах цэг бүхий талст хатуу бодис хэлбэрээр оршдог тул дэгдэмхий биш гэж тооцогддог. Жишээлбэл, NaCl-ийн хайлах болон буцлах цэгүүд нь 801 0 С ба 1413 0 С, CaF 2 - 1418 0 С ба 2533 0 С байна. Хатуу төлөвт ионы нэгдлүүд цахилгаан гүйдэл дамжуулдаггүй. Тэдгээр нь туйлшралгүй уусгагч (керосин, бензин) -д маш сайн уусдаг ба сул уусдаг эсвэл огт уусдаггүй. Туйлын уусгагчид ионы нэгдлүүд нь ион болгон задалдаг (задардаг). Үүнийг ионууд нь хийн үе дэх ионуудад задрах энергийг нөхөх чадвартай илүү өндөр уусгах энергитэй байдагтай холбон тайлбарладаг.
Холбоосын урт -цөмийн хоорондын зай. Энэ зай богино байх тусам химийн холбоо илүү хүчтэй болно. Бондын урт нь түүнийг үүсгэсэн атомуудын радиусаас хамаардаг: атомууд бага байх тусам тэдгээрийн хоорондын холбоо богино байдаг. Жишээлбэл, H-O бондын урт нь H-N бондын уртаас богино (хүчилтөрөгчийн атомын солилцоо бага байдагтай холбоотой).
Ионы холбоо нь туйлын ковалент бондын онцгой тохиолдол юм.
Металл холболт.
Энэ төрлийн холболтыг бий болгох урьдчилсан нөхцөл нь:
1) атомын гаднах түвшинд харьцангуй цөөн тооны электрон байгаа эсэх;
2) металл атомын гаднах түвшинд хоосон (хоосон тойрог зам) байгаа эсэх
3) харьцангуй бага иончлолын энерги.
Натри ашиглан металлын холбоо үүсэхийг жишээ болгон авч үзье. 3s дэд түвшинд байрлах натрийн валентийн электрон нь гаднах давхаргын хоосон орбиталуудаар харьцангуй амархан хөдөлдөг: 3p ба 3d дагуу. Кристал тор үүссэний үр дүнд атомууд ойртох үед хөрш атомуудын валентын орбиталууд давхцаж, электронууд нэг тойрог замаас нөгөөд чөлөөтэй шилжиж, металл болорын БҮХ атомуудын хооронд холбоо тогтоодог.
Кристал торны зангилаанууд дээр эерэг цэнэгтэй металлын ион ба атомууд байх ба тэдгээрийн хооронд болор тороор чөлөөтэй хөдөлж чаддаг электронууд байдаг. Эдгээр электронууд нь металлын бүх атом, ионуудад нийтлэг болж, "электрон хий" гэж нэрлэгддэг. Металлын болор тор дахь бүх эерэг цэнэгтэй металл ион ба чөлөөт электронуудын хоорондох холбоог гэнэ. металл холбоо.
Металл холбоо байгаа эсэх нь метал ба хайлшийн физик шинж чанарыг тодорхойлдог: хатуулаг, цахилгаан дамжуулалт, дулаан дамжуулалт, уян хатан чанар, уян хатан чанар, металл гялбаа. Чөлөөт электронууд нь дулаан, цахилгааныг зөөвөрлөх чадвартай тул металыг металл бусаас ялгах үндсэн физик шинж чанаруудын шалтгаан болдог - өндөр цахилгаан ба дулаан дамжуулалт.
Устөрөгчийн холбоо.
Устөрөгчийн холбооустөрөгч агуулсан молекулууд ба өндөр EO (хүчилтөрөгч, фтор, азот) бүхий атомуудын хооронд үүсдэг. H-O, H-F, H-N ковалент холбоо нь маш туйлттай тул устөрөгчийн атом дээр илүүдэл эерэг цэнэг, эсрэг туйл дээр илүүдэл сөрөг цэнэг хуримтлагддаг. Эсрэг цэнэгтэй туйлуудын хооронд электростатик таталцлын хүч үүсдэг - устөрөгчийн холбоо.
Устөрөгчийн холбоо нь молекул хоорондын болон молекул доторх байж болно. Устөрөгчийн бондын энерги нь ердийн ковалент бондын энергиэс ойролцоогоор арав дахин бага боловч устөрөгчийн холбоо нь физик-химийн болон биологийн олон процесст чухал үүрэг гүйцэтгэдэг. Ялангуяа ДНХ-ийн молекулууд нь хоёр нуклеотидын гинж нь устөрөгчийн холбоогоор холбогддог давхар спираль юм. Ус ба фторын устөрөгчийн молекулуудын хоорондох молекул хоорондын устөрөгчийн холбоог дараах байдлаар (цэгээр) дүрсэлж болно.
Устөрөгчийн холбоо бүхий бодисууд нь молекулын болор тортой байдаг. Устөрөгчийн холбоо байгаа нь молекулын холбоо үүсэхэд хүргэдэг бөгөөд үүний үр дүнд хайлах, буцалгах цэгүүд нэмэгддэг.
Химийн бондын жагсаасан үндсэн төрлөөс гадна аливаа молекулуудын хоорондын харилцан үйлчлэлийн бүх нийтийн хүч байдаг бөгөөд энэ нь шинэ химийн холбоог таслах, үүсгэхэд хүргэдэггүй. Эдгээр харилцан үйлчлэлийг ван дер Ваалсын хүч гэж нэрлэдэг. Эдгээр нь өгөгдсөн бодисын молекулуудын (эсвэл янз бүрийн бодисуудын) шингэн ба хатуу агрегацын төлөвт бие биедээ татагдах байдлыг тодорхойлдог.
Янз бүрийн төрлийн химийн холбоо нь янз бүрийн төрлийн болор сүлжээнүүд байгаа эсэхийг тодорхойлдог (хүснэгт).
Молекулуудаас бүрдэх бодисууд байдаг молекулын бүтэц. Эдгээр бодисуудад бүх хий, шингэн, түүнчлэн иод гэх мэт молекулын болор тортой хатуу бодисууд орно. Атом, ион эсвэл металл тортой хатуу биетүүд байдаг молекул бус бүтэц, тэдгээрт молекул байхгүй.
Хүснэгт
| Кристал торны онцлог | Торны төрөл | |||
| Молекул | Ионик | Цөмийн | Металл | |
| Торны зангилааны хэсгүүд | Молекулууд | Катион ба анионууд | Атомууд | Металлын катион ба атомууд |
| Бөөмүүдийн хоорондын холболтын шинж чанар | Молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн хүч (устөрөгчийн холбоо орно) | Ионы холбоо | Ковалент холбоо | Металл холболт |
| Бондын хүч | Сул дорой | Бат бөх | Маш бат бөх | Төрөл бүрийн хүч чадал |
| Бодисын өвөрмөц физик шинж чанарууд | Бага хайлах буюу сублиматор, хатуулаг бага, усанд олон уусдаг | Галд тэсвэртэй, хатуу, хэврэг, олон усанд уусдаг. Уусмал ба хайлмал нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг | Маш галд тэсвэртэй, маш хатуу, усанд бараг уусдаггүй | Өндөр цахилгаан ба дулаан дамжуулалт, металл гялбаа, уян хатан чанар. |
| Бодисын жишээ | Энгийн бодисууд - металл бус (хатуу төлөвт): Cl 2, F 2, Br 2, O 2, O 3, P 4, хүхэр, иод (цахиур, алмаз, бал чулуунаас бусад); металл бус атомуудаас бүрдэх нийлмэл бодисууд (аммонийн давсаас бусад): ус, хуурай мөс, хүчил, металл бус галогенид: PCl 3, SiF 4, CBr 4, SF 6, органик бодисууд: нүүрсустөрөгч, спирт, фенол, альдегид гэх мэт. . | Давс: натрийн хлорид, барийн нитрат гэх мэт; шүлтүүд: калийн гидроксид, кальцийн гидроксид, аммонийн давс: NH 4 Cl, NH 4 NO 3 гэх мэт, металлын исэл, нитрид, гидрид гэх мэт. (металл бус металлын нэгдлүүд) | Алмаз, бал чулуу, цахиур, бор, германий, цахиурын исэл (IV) - цахиур, SiC (карборунд), хар фосфор (P). | Зэс, кали, цайр, төмөр болон бусад металлууд |
| Хайлах ба буцалгах цэгээр бодисыг харьцуулах. | ||||
| Молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн хүч сул тул ийм бодисууд хамгийн бага хайлах, буцалгах цэгтэй байдаг. Түүнээс гадна бодисын молекул жин их байх тусам t 0 pl өндөр байна. байгаа. Үл хамаарах зүйл бол молекулууд нь устөрөгчийн холбоо үүсгэж чаддаг бодисууд юм. Жишээлбэл, HF нь HCl-ээс өндөр t0 pl байна. | Бодис нь өндөр t 0 pl. боловч атомын тортой бодисоос бага байдаг. Торны хэсгүүдэд байрлах ионуудын цэнэг өндөр байх тусам тэдгээрийн хоорондох зай бага байх тусам бодисын хайлах цэг өндөр болно. Жишээлбэл, t 0 pl. CaF 2 нь t 0 pl-ээс их байна. КФ. | Тэд хамгийн өндөр t 0 pl байна. Торны атомуудын хоорондын холбоо хүчтэй байх тусам t 0 pl өндөр байна. бодистой. Жишээлбэл, Si нь C-ээс бага t0 pl байна. | Металл нь өөр өөр t0 pl.: мөнгөн усны хувьд -37 0 С-аас вольфрамын хувьд 3360 0 С хүртэл. |
Эдгээрийн эхнийх нь ионы холбоо үүсэх явдал юм. (Хоёр дахь нь боловсрол бөгөөд үүнийг доор авч үзэх болно). Ионы холбоо үүсэхэд металлын атом электроноо алдаж, металл бус атом электрон авдаг. Жишээлбэл, натри ба хлорын атомын электрон бүтцийг авч үзье.
Na 1s 2 2s 2 2 х 6 3 с 1 - гаднах түвшинд нэг электрон
Cl 1s 2 2s 2 2 х 6 3 с 2 3 х 5 - гадаад түвшинд долоон электрон
Хэрэв натрийн атом зөвхөн 3s электроноо хлорын атомд өгвөл октетийн дүрэм хоёр атомын хувьд хангагдана. Хлорын атом нь гаднах гурав дахь давхаргад найман электронтой байх ба натрийн атом нь хоёр дахь давхарга дээр найман электронтой байх бөгөөд энэ нь одоо гаднах давхарга болсон.
Na+1s2 2с 2 2 х 6
Cl - 1s 2 2s 2 2 х 6 3 с 2 3 х 6 - гадна түвшинд найман электрон
Энэ тохиолдолд натрийн атомын цөм 11 протонтой хэвээр байгаа боловч нийт электроны тоо 10 болж буурчээ. Энэ нь эерэг цэнэгтэй бөөмсийн тоо сөрөг цэнэгтэй хэсгүүдийн тооноос нэгээр их байгаа тул нийт цэнэг натрийн "атом" нь +1 байна.
Хлор "атом" нь одоо 17 протон, 18 электрон агуулдаг ба -1 цэнэгтэй.
Нэг буюу хэд хэдэн электроны алдагдал эсвэл олзоор үүссэн цэнэгтэй атомуудыг гэнэ ионууд. Эерэг цэнэгтэй ионуудыг нэрлэдэг катионууд, мөн сөрөг цэнэгтэй гэж нэрлэдэг анионууд.
Эсрэг цэнэгтэй катион ба анионууд бие биедээ электростатик хүчээр татагддаг. Эсрэг цэнэгтэй ионуудын энэхүү таталцлыг ионы холбоо гэж нэрлэдэг.
. -д тохиолддог металл ба нэг буюу хэд хэдэн металл бусаар үүсгэгдсэн нэгдлүүд.
Дараах нэгдлүүд нь энэ шалгуурыг хангасан бөгөөд ион шинж чанартай: MgCl 2, Fel 2, CuF, Na 2 0, Na 2 S0 4, Zn (C 2 H 3 0 2) 2.
Ионы нэгдлүүдийг дүрслэх өөр нэг арга бий.
Эдгээр томьёоны цэгүүд нь зөвхөн гаднах бүрхүүлд байрлах электронуудыг харуулдаг. валентын электронууд ). Ийм томъёог Америкийн химич Г.Н.Льюисийн нэрэмжит, химийн бондын онолыг үндэслэгчдийн нэг (Л.Полингтэй хамт) хүндэтгэн Льюисийн томъёо гэж нэрлэдэг.
Металлын атомаас металл бус атом руу электрон шилжих, ион үүсэх нь металл бус нь цахилгаан сөрөг чанар өндөртэй, металууд нь цахилгаан сөрөг чанар багатай байдаг тул боломжтой байдаг.
Ионы нэгдлүүд нь бие биедээ хүчтэй татагддаг тул ионы нэгдлүүд нь ихэвчлэн хатуу байдаг бөгөөд хайлах цэг нь нэлээд өндөр байдаг.
Металлын атомаас металл бус атом руу электрон шилжсэнээр ионы холбоо үүсдэг. Үүссэн ионууд нь цахилгаан статик хүчээр бие биедээ татагддаг.
Ионы холбоо
(http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm сайтын материалыг ашигласан)
Ионы холбоо нь эсрэг цэнэгтэй ионуудын хоорондох электростатик таталцлаар үүсдэг. Эдгээр ионууд нь нэг атомаас нөгөөд электрон шилжсэний үр дүнд үүсдэг. Ионы холбоо нь электрон сөрөг чанарын хувьд их ялгаатай атомуудын хооронд (ихэвчлэн Полингийн масштабаар 1.7-оос их), жишээлбэл, шүлтлэг металл ба галоген атомуудын хооронд үүсдэг.
NaCl үүсэх жишээг ашиглан ионы холбоо үүсэхийг авч үзье.
Атомын электрон томъёоноос
Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ба
Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Эндээс харахад гаднах түвшинг дуусгахын тулд натрийн атом нэг электроноо өгөх нь долоо авахаас илүү хялбар байдаг бол хлорын атом нэг электрон авах нь долоо авахаас илүү хялбар байдаг. Химийн урвалын үед натрийн атом нэг электроныг өгч, хлорын атом авдаг. Үүний үр дүнд натри ба хлорын атомын электрон бүрхүүлүүд нь үнэт хийн тогтвортой электрон бүрхүүл болж хувирдаг (натрийн катионы электрон тохиргоо).
Na + 1s 2 2s 2 2p 6,
мөн хлорын анионы электрон тохиргоо нь
Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).
Ионуудын электростатик харилцан үйлчлэл нь NaCl молекул үүсэхэд хүргэдэг.
Химийн бондын шинж чанар нь ихэвчлэн бодисын нэгдэл, физик шинж чанарт тусгагдсан байдаг. Натрийн хлорид NaCl зэрэг ионы нэгдлүүд нь "+" ба "-" ионуудын цэнэгийн хооронд цахилгаан статик таталцлын хүчтэй хүч байдаг тул хатуу бөгөөд галд тэсвэртэй байдаг.
Сөрөг цэнэгтэй хлорын ион нь зөвхөн "түүний" Na + ионыг төдийгүй бусад натрийн ионуудыг өөртөө татдаг. Энэ нь аль нэг ионы ойролцоо эсрэг тэмдэгтэй нэг ион биш, харин хэд хэдэн ион байдаг гэдгийг харуулж байна.
NaCl натрийн хлоридын талст бүтэц.
Үнэн хэрэгтээ хлорын ион бүрийн эргэн тойронд 6 натрийн ион, натрийн ион тус бүрийн эргэн тойронд 6 хлорын ион байдаг. Ионы дараалсан багцыг ионы талст гэж нэрлэдэг. Хэрэв нэг хлорын атомыг болор хэлбэрээр тусгаарласан бол түүнийг хүрээлж буй натрийн атомуудын дунд хлорын урвалд орсон атомыг олох боломжгүй болно.
Цахилгаан статик хүчээр бие биедээ татагддаг ионууд нь гадны хүчний нөлөөн дор байрлалаа өөрчлөх эсвэл температурын өсөлтөд маш их дургүй байдаг. Гэвч хэрэв натрийн хлорид хайлж, вакуумд халааж байвал ууршиж, хоёр атомт NaCl молекулыг үүсгэдэг. Энэ нь ковалент холболтын хүчийг хэзээ ч бүрэн унтраадаггүй болохыг харуулж байна.
Ионы холбооны үндсэн шинж чанар, ионы нэгдлүүдийн шинж чанарууд
1. Ионы холбоо нь химийн хүчтэй холбоо юм. Энэ холболтын энерги нь 300-700 кЖ / моль хооронд хэлбэлздэг.
2. Ионы холбоо нь ковалент холбооноос ялгаатай нь ион нь ямар ч чиглэлд эсрэг тэмдэгтэй ионуудыг өөртөө татах чадвартай тул чиглэлгүй байдаг.
3. Эсрэг тэмдгийн ионуудын харилцан үйлчлэл нь тэдгээрийн хүчний талбарыг бүрэн харилцан нөхөхөд хүргэдэггүй тул ковалент холбооноос ялгаатай нь ионы холбоо нь ханаагүй байна.
4. Ионы холбоо бүхий молекул үүсэх үед электронууд бүрэн шилжинэгүй тул зуун хувийн ионы холбоо байгальд байдаггүй. NaCl молекул дахь химийн холбоо нь зөвхөн 80% ионы шинж чанартай байдаг.
5. Ионы холбоо бүхий нэгдлүүд нь хайлах болон буцлах температур өндөртэй талст хатуу бодис юм.
6. Ихэнх ионы нэгдлүүд усанд уусдаг. Ионы нэгдлүүдийн уусмал ба хайлмал нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг.
Металл холболт
Металл талстууд өөр өөр бүтэцтэй байдаг. Хэрэв та натрийн металлын хэсгийг шалгаж үзвэл түүний гадаад төрх нь хоолны давснаас эрс ялгаатай болохыг олж мэдэх болно. Натри нь зөөлөн металл бөгөөд хутгаар амархан тайрч, алхаар хавтгайруулж, архины чийдэн дээр аяганд амархан хайлуулж болно (хайлах цэг 97.8 o C). Натрийн талст дахь атом бүр өөр 8 ижил төстэй атомаар хүрээлэгдсэн байдаг.
Металл Na-ийн болор бүтэц.
Зурагт кубын төвд байрлах Na атом нь хамгийн ойрын 8 хөрштэй болохыг харуулж байна. Гэхдээ талст дахь бусад атомын талаар ижил зүйлийг хэлж болно, учир нь тэдгээр нь бүгд адилхан. Кристал нь энэ зурагт үзүүлсэн "хязгааргүй" давтагдах хэсгүүдээс бүрдэнэ.
Гаднах энергийн түвшний металл атомууд нь цөөн тооны валентийн электрон агуулдаг. Металлын атомуудын иончлох энерги бага байдаг тул эдгээр атомуудад валентийн электронууд сул хадгалагддаг. Үүний үр дүнд эерэг цэнэгтэй ионууд болон чөлөөт электронууд металлын болор торонд гарч ирдэг. Энэ тохиолдолд металлын катионууд нь болор торны зангилаанд байрладаг бөгөөд электронууд эерэг төвийн талбарт чөлөөтэй хөдөлж, "электрон хий" гэж нэрлэгддэг.
Хоёр катионы хооронд сөрөг цэнэгтэй электрон байгаа нь катион бүрийг энэ электронтой харьцахад хүргэдэг.
Тиймээс, Металл холбоо гэдэг нь болор даяар чөлөөтэй хөдөлж буй электронуудын таталцлаар үүсдэг металл талст дахь эерэг ионуудын хоорондын холбоо юм.
Метал дахь валентийн электронууд талст даяар жигд тархсан байдаг тул ионы холбоо шиг металлын холбоо нь чиглэлгүй холбоо юм. Металл бонд нь ковалент холбооноос ялгаатай нь ханаагүй холбоо юм. Металлын холбоо нь ковалент холбооноос бат бөх чанараараа ялгаатай. Металл бондын энерги нь ковалент бондын энергиэс ойролцоогоор 3-4 дахин бага байдаг.
Электрон хийн хөдөлгөөн ихтэй тул металууд нь өндөр цахилгаан болон дулаан дамжуулалтаар тодорхойлогддог.
Металл болор нь маш энгийн харагддаг боловч үнэн хэрэгтээ түүний электрон бүтэц нь ионы давсны талстуудаас илүү төвөгтэй байдаг. Металл элементүүдийн гаднах электрон бүрхүүлд бүрэн хэмжээний "октет" ковалент эсвэл ионы холбоо үүсгэх хангалттай электронууд байдаггүй. Тиймээс хийн төлөвт ихэнх металлууд нь нэг атомын молекулуудаас бүрддэг (өөрөөр хэлбэл бие биетэйгээ холбоогүй бие даасан атомууд). Ердийн жишээ бол мөнгөн усны уур юм. Тиймээс металлын атомуудын хоорондох металлын холбоо нь зөвхөн шингэн ба хатуу төлөвт хуримтлагддаг.
Металл холбоог дараах байдлаар тодорхойлж болно: үүссэн талст дахь металлын атомуудын зарим нь валентийн электронуудаа атомуудын хоорондох зайд (натрийн хувьд энэ нь ... 3s1) өгч, ион болж хувирдаг. Кристалд агуулагдах бүх металлын атомууд ижил байдаг тул валентийн электроноо алдах боломж тус бүртэй тэнцүү байдаг.
Өөрөөр хэлбэл, төвийг сахисан ба ионжсон металлын атомуудын хооронд электрон дамжуулалт нь эрчим хүчний хэрэглээгүйгээр явагддаг. Энэ тохиолдолд зарим электронууд атомуудын хоорондох зайд "электрон хий" хэлбэрээр үргэлжилдэг.
Эдгээр чөлөөт электронууд нь нэгдүгээрт, металлын атомуудыг бие биенээсээ тодорхой тэнцвэрийн зайд байлгадаг.
Хоёрдугаарт, тэдгээр нь металуудад "металл гялалзах" шинж чанарыг өгдөг (чөлөөт электронууд гэрлийн квантуудтай харьцаж чаддаг).
Гуравдугаарт, чөлөөт электронууд нь металыг сайн цахилгаан дамжуулах чадвартай болгодог. Металлын өндөр дулаан дамжилтын чанарыг атом хоорондын орон зайд чөлөөт электронууд байгаатай холбон тайлбарладаг - тэдгээр нь энергийн өөрчлөлтөд амархан хариу үйлдэл үзүүлж, болор дотор хурдан шилжихэд хувь нэмэр оруулдаг.
Металл болорын электрон бүтцийн хялбаршуулсан загвар.
******** Металл натрийг жишээ болгон ашиглаад атомын орбиталуудын талаархи үзэл бодлын үүднээс металлын холбооны мөн чанарыг авч үзье. Натрийн атом нь бусад олон металлын нэгэн адил валентийн электрон дутагдалтай боловч чөлөөт валентын орбиталууд байдаг. Натрийн цорын ганц 3s электрон нь чөлөөт, ойр энергитэй хөрш орбиталуудын аль нэгэнд шилжих чадвартай. Кристал дахь атомууд ойртох тусам хөрш атомуудын гаднах орбиталууд давхцаж, электронууд нь талст дотор чөлөөтэй хөдөлдөг.
Гэсэн хэдий ч "электрон хий" нь санагдах шиг эмх замбараагүй биш юм. Металл талст дахь чөлөөт электронууд нь тойрог замд давхцаж, тодорхой хэмжээгээр хуваалцаж, ковалент холбоо мэт зүйлийг үүсгэдэг. Натри, кали, рубиди болон бусад металлын s-элементүүд нь энгийн электронууд багатай байдаг тул талстууд нь эмзэг, хайлдаг. Валентийн электронуудын тоо нэмэгдэхийн хэрээр металлын бат бэх ерөнхийдөө нэмэгддэг.
Тиймээс металлын холбоог атомууд нь гаднах бүрхүүлд валентийн электронууд цөөн байдаг элементүүдээр үүсгэдэг. Металлын холбоог гүйцэтгэдэг эдгээр валентийн электронууд нь маш их хуваагддаг тул металлын талстыг бүхэлд нь хөдөлгөж, металлын өндөр цахилгаан дамжуулалтыг хангаж чаддаг.
NaCl талст нь ионуудын хоорондын зайд чөлөөт электронууд байдаггүй тул цахилгаан гүйдэл дамжуулахгүй. Натрийн атомын өгсөн бүх электронууд нь хлорын ионуудад бат бөх байдаг. Энэ бол ионы талст ба металлын хоорондох чухал ялгаануудын нэг юм.
Металл холболтын талаар та одоо мэдэж байгаа зүйл нь ихэнх металлын өндөр уян хатан чанарыг тайлбарлахад тусалдаг. Металлыг нимгэн хуудас болгон тэгшлээд утсаар зурж болно. Баримт нь метал болор дахь атомын бие даасан давхаргууд бие биенээ харьцангуй амархан гулсуулж чаддаг: хөдөлгөөнт "электрон хий" нь эерэг ионуудын хөдөлгөөнийг байнга зөөлрүүлж, бие биенээсээ хамгаалдаг.
Мэдээжийн хэрэг, давс нь мөн талст бодис боловч хоолны давстай ийм зүйл хийх боломжгүй юм. Ионы талстуудад валентийн электронууд атомын цөмтэй нягт холбоотой байдаг. Ионы нэг давхаргын нөгөөтэй харьцуулахад шилжих нь ижил цэнэгийн ионуудыг ойртуулж, тэдгээрийн хооронд хүчтэй түлхэлт үүсгэж, талстыг устгахад хүргэдэг (NaCl нь эмзэг бодис юм).
Ионы талстуудын давхаргын шилжилт нь ижил төстэй ионуудын хооронд их хэмжээний түлхэлтийн хүч үүсэх ба талстыг устгахад хүргэдэг.
Навигац
- Бодисын тоон шинж чанарт үндэслэн хосолсон асуудлыг шийдвэрлэх
- Асуудал шийдэх. Бодисын найрлагын тогтмол байдлын хууль. Бодисын "молийн масс" ба "химийн хэмжээ" гэсэн ойлголтыг ашиглан тооцоо хийх
Химийн бодисууд нь химийн элементүүдийн бие даасан атомуудаас бүрдэх нь маш ховор байдаг. Хэвийн нөхцөлд зөвхөн цөөн тооны язгуур хий гэж нэрлэгддэг хий нь ийм бүтэцтэй байдаг: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон, радон. Ихэнх тохиолдолд химийн бодисууд нь тусгаарлагдсан атомуудаас тогтдоггүй, харин янз бүрийн бүлэгт нэгтгэгддэг. Атомуудын ийм холбоо нь хэд хэдэн, зуу, мянга, бүр илүү олон атомтай байж болно. Эдгээр атомуудыг ийм бүлэгт байлгадаг хүчийг нэрлэдэг химийн холбоо.
Өөрөөр хэлбэл, химийн холбоо нь бие даасан атомуудыг илүү нарийн бүтэцтэй (молекулууд, ионууд, радикалууд, талстууд гэх мэт) холбож өгдөг харилцан үйлчлэл гэж хэлж болно.
Химийн холбоо үүсэх шалтгаан нь илүү төвөгтэй бүтцийн энерги нь түүнийг бүрдүүлдэг бие даасан атомуудын нийт энергиээс бага байдагтай холбоотой юм.
Тиймээс, ялангуяа X ба Y атомуудын харилцан үйлчлэл нь XY молекулыг үүсгэдэг бол энэ бодисын молекулуудын дотоод энерги нь түүний үүссэн бие даасан атомуудын дотоод энергиээс бага байна гэсэн үг юм.
E(XY)< E(X) + E(Y)
Ийм учраас бие даасан атомуудын хооронд химийн холбоо үүсэхэд энерги ялгардаг.
Цөмтэй хамгийн бага холболтын энергитэй гадаад электрон давхаргын электронууд гэж нэрлэгддэг валент. Жишээлбэл, борын хувьд эдгээр нь 2-р энергийн түвшний электронууд юм - 2 тутамд 2 электрон с-тойрог замууд ба 1-ээс 2 х- тойрог замууд:
Химийн холбоо үүсэх үед атом бүр нь язгуур хийн атомуудын электрон тохиргоог олж авах хандлагатай байдаг. Ингэснээр түүний гаднах электрон давхаргад 8 электрон байдаг (эхний үеийн элементүүдэд 2). Энэ үзэгдлийг октет дүрэм гэж нэрлэдэг.
Хэрэв эхэндээ ганц атомууд валентийн электроныхоо зарим хэсгийг бусад атомуудтай хуваалцдаг бол атомууд үнэт хийн электрон тохиргоонд хүрэх боломжтой. Энэ тохиолдолд нийтлэг электрон хосууд үүсдэг.
Электрон хуваах зэргээс хамааран ковалент, ионы болон металлын холбоог ялгаж болно.
Ковалент холбоо
Ковалент холбоо нь ихэвчлэн металл бус элементүүдийн атомуудын хооронд үүсдэг. Хэрэв ковалент холбоо үүсгэгч металл бус атомууд өөр өөр химийн элементүүдэд хамаарах бол ийм холбоог туйлын ковалент холбоо гэж нэрлэдэг. Энэ нэрийн шалтгаан нь өөр өөр элементийн атомууд нийтлэг электрон хосыг татах өөр өөр чадвартай байдагт оршино. Мэдээжийн хэрэг, энэ нь нийтлэг электрон хосыг атомуудын аль нэг рүү шилжүүлэхэд хүргэдэг бөгөөд үүний үр дүнд үүн дээр хэсэгчилсэн сөрөг цэнэг үүсдэг. Хариуд нь нөгөө атом дээр хэсэгчилсэн эерэг цэнэг үүсдэг. Жишээлбэл, устөрөгчийн хлоридын молекул дахь электрон хос нь устөрөгчийн атомаас хлорын атом руу шилждэг.
Туйлшсан ковалент холбоо бүхий бодисын жишээ:
CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 гэх мэт.
Ижил химийн элементийн металл бус атомуудын хооронд ковалент туйлт бус холбоо үүсдэг. Атомууд нь ижил байдаг тул хуваалцсан электронуудыг татах чадвар нь мөн адил байна. Үүнтэй холбогдуулан электрон хосын шилжилт ажиглагдахгүй.
Хоёр атом хоёулаа электроноор хангаж, нийтлэг электрон хос үүсгэх үед ковалент холбоо үүсэх дээрх механизмыг солилцоо гэж нэрлэдэг.
Мөн донор хүлээн авагч механизм байдаг.
Донор-хүлээн авагч механизмаар ковалент холбоо үүсэхэд нэг атомын дүүрсэн орбитал (хоёр электронтой), нөгөө атомын хоосон орбиталаас болж хуваалцсан электрон хос үүсдэг. Ганц хос электроноор хангадаг атомыг донор, хоосон орбиталтай атомыг хүлээн авагч гэнэ. N, O, P, S гэх мэт хосолсон электронтой атомууд электрон хосын донорын үүрэг гүйцэтгэдэг.
Жишээлбэл, донор-хүлээн авагч механизмын дагуу дөрөв дэх ковалент N-H холбоо аммонийн катион NH 4+-д үүсдэг.
Туйлшралаас гадна ковалент холбоо нь эрчим хүчээр тодорхойлогддог. Бондын энерги нь атомуудын хоорондын холбоог таслахад шаардагдах хамгийн бага энерги юм.
Холбогдсон атомуудын радиус нэмэгдэх тусам холболтын энерги буурдаг. Атомын радиус нь дэд бүлгүүдийг доошлуулдаг гэдгийг бид мэддэг тул жишээлбэл, галоген-устөрөгчийн бондын бат бэх нь цувралд нэмэгддэг гэж дүгнэж болно.
Сайн уу< HBr < HCl < HF
Мөн бондын энерги нь түүний олон талт байдлаас хамаардаг - бондын олон талт байдал их байх тусам түүний энерги их байдаг. Бондын олон талт байдал нь хоёр атомын хоорондох электрон хосуудын тоог илэрхийлдэг.
Ионы холбоо
Ионы холбоог туйлын ковалент бондын онцгой тохиолдол гэж үзэж болно. Хэрэв ковалент-туйлт холбоонд нийтлэг электрон хос нь хос атомын аль нэгэнд хэсэгчлэн шилжсэн бол ионы холбоонд атомын аль нэгэнд бараг бүрэн "өгөгдсөн" болно. Электрон(ууд)-ыг өгч буй атом эерэг цэнэг авч, болдог катион, мөн түүнээс электрон авсан атом нь сөрөг цэнэг авч, болдог анион.
Тиймээс ион холбоо нь катионуудын анионуудад электростатик таталцлын улмаас үүссэн холбоо юм.
Энэ төрлийн холбоо үүсэх нь ердийн металл ба ердийн металл бус атомуудын харилцан үйлчлэлийн явцад тохиолддог.
Жишээлбэл, калийн фтор. Калийн катион нь саармаг атомаас нэг электроныг салгаснаар, фторын ион нь фторын атомд нэг электрон нэмснээр үүсдэг.
Үүссэн ионуудын хооронд электростатик таталцлын хүч үүсч, ионы нэгдэл үүснэ.
Химийн холбоо үүсэхэд натрийн атомаас электронууд хлорын атом руу шилжиж, эсрэгээр цэнэглэгдсэн ионууд үүссэн бөгөөд тэдгээр нь гадаад энергийн бүрэн түвшинд хүрсэн байна.
Металлын атомаас электронууд бүрэн салдаггүй, харин ковалент холбоонд байдаг шиг зөвхөн хлорын атом руу шилждэг нь тогтоогдсон.
Металл атом агуулсан ихэнх хоёртын нэгдлүүд нь ион юм. Жишээлбэл, исэл, галоген, сульфид, нитрид.
Ионы холбоо нь энгийн катионууд ба энгийн анионуудын хооронд (F -, Cl -, S 2-), энгийн катионууд ба комплекс анионуудын хооронд (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) үүсдэг. Иймээс ионы нэгдлүүдэд давс, суурь (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH) орно.
Металл холболт
Энэ төрлийн холбоо нь металлд үүсдэг.
Бүх металлын атомууд гаднах электрон давхаргад атомын цөмтэй холбоогүй энерги багатай электронууд байдаг. Ихэнх металлын хувьд гаднах электроноо алдах үйл явц нь энергийн хувьд таатай байдаг.
Цөмтэй ийм сул харилцан үйлчлэлийн улмаас метал дахь эдгээр электронууд нь маш хөдөлгөөнтэй байдаг бөгөөд металлын талст бүрт дараах процесс тасралтгүй явагддаг.
M 0 - ne - = M n +, энд M 0 нь төвийг сахисан металлын атом, M n + нь ижил металлын катион юм. Доорх зурагт болж буй үйл явцын дүрслэлийг харуулав.
Өөрөөр хэлбэл электронууд металлын талстыг дайрч, нэг металлын атомаас салж, түүнээс катион үүсгэж, өөр катионтой нэгдэж, төвийг сахисан атом үүсгэдэг. Энэ үзэгдлийг "электрон салхи" гэж нэрлэдэг ба металл бус атомын талст дахь чөлөөт электронуудын цуглуулгыг "электрон хий" гэж нэрлэдэг. Металлын атомуудын хоорондын ийм төрлийн харилцан үйлчлэлийг металлын холбоо гэж нэрлэдэг.
Устөрөгчийн холбоо
Хэрэв бодис дахь устөрөгчийн атом нь өндөр цахилгаан сөрөг нөлөөтэй элементтэй (азот, хүчилтөрөгч, фтор) холбогдсон бол энэ бодис нь устөрөгчийн холбоо гэж нэрлэгддэг үзэгдлээр тодорхойлогддог.
Устөрөгчийн атом нь электрон сөрөг атомтай холбогддог тул устөрөгчийн атом дээр хэсэгчилсэн эерэг цэнэг, электрон сөрөг элементийн атом дээр хэсэгчилсэн сөрөг цэнэг үүсдэг. Үүнтэй холбогдуулан нэг молекулын хэсэгчилсэн эерэг цэнэгтэй устөрөгчийн атом ба нөгөө молекулын электрон сөрөг атомын хооронд электростатик таталцал үүсэх боломжтой болдог. Жишээлбэл, усны молекулуудын хувьд устөрөгчийн холбоо ажиглагддаг.
Устөрөгчийн холбоо нь усны хэвийн бус хайлах цэгийг тайлбарладаг. Уснаас гадна устөрөгчийн фтор, аммиак, хүчилтөрөгч агуулсан хүчил, фенол, спирт, амин зэрэг бодисуудад устөрөгчийн хүчтэй холбоо үүсдэг.
