Studopediya

КАТЕГОРИЯ:


Астрономия- (809) Биология- (7483) Биотехнологии- (1457) Военное дело- (14632) Высокие технологии- (1363) География- (913) Геология- (1438) Государство- (451) Демография- (1065) Дом- (47672) Журналистика и СМИ- (912) Изобретательство- (14524) Иностранные языки- (4268) Информатика- (17799) Искусство- (1338) История- (13644) Компьютеры- (11121) Косметика- (55) Кулинария- (373) Культура- (8427) Лингвистика- (374) Литература- (1642) Маркетинг- (23702) Математика- (16968) Машиностроение- (1700) Медицина- (12668) Менеджмент- (24684) Механика- (15423) Науковедение- (506) Образование- (11852) Охрана труда- (3308) Педагогика- (5571) Полиграфия- (1312) Политика- (7869) Право- (5454) Приборостроение- (1369) Программирование- (2801) Производство- (97182) Промышленность- (8706) Психология- (18388) Религия- (3217) Связь- (10668) Сельское хозяйство- (299) Социология- (6455) Спорт- (42831) Строительство- (4793) Торговля- (5050) Транспорт- (2929) Туризм- (1568) Физика- (3942) Философия- (17015) Финансы- (26596) Химия- (22929) Экология- (12095) Экономика- (9961) Электроника- (8441) Электротехника- (4623) Энергетика- (12629) Юриспруденция- (1492) Ядерная техника- (1748) Arhitektura- (3434) Astronomiya- (809) Biologiya- (7483) Biotehnologii- (1457) Военни бизнесмен (14632) Висока technologies- (1363) Geografiya- (913) Geologiya- (1438) на държавата (451) Demografiya- ( 1065) Къща- (47672) журналистика и смирен (912) Izobretatelstvo- (14524) външен >(4268) Informatika- (17799) Iskusstvo- (1338) историята е (13644) Компютри- (11,121) Kosmetika- (55) Kulinariya- (373) културата е (8427) Lingvistika- (374) Literatura- (1642) маркетинг-(23702) математиците на (16968) Механична инженерно (1700) медицина-(12668) Management- (24684) Mehanika- (15423) Naukovedenie- (506) образователна (11852) truda- сигурност (3308) Pedagogika- (5571) Poligrafiya- (1312) Politika- (7869) Лево- (5454) Priborostroenie- (1369) Programmirovanie- (2801) производствено (97 182 ) индустрия- (8706) Psihologiya- (18388) Religiya- (3217) Svyaz (10668) Agriculture- (299) Sotsiologiya- (6455) на (42831) спортист строително (4793) Torgovlya- (5050) транспорт ( 2929) Turizm- (1568) физик (3942) Filosofiya- (17015) Finansy- (26596) химия (22929) Ekologiya- (12095) Ekonomika- (9961) Electronics- (8441) Elektrotehnika- (4623) Мощност инженерно ( 12629) Yurisprudentsiya- (1492) ядрена technics- (1748)

Видове връзки

В химията, следните видове облигации: ковалентна, йонна, металик, водородна връзка, връзка Ван дер Ваалс сили, донор-акцептор облигация, дателен връзка.

връзката Ковалентното

При образуването на ковалентна връзка атомите споделят електрони с друг. Пример за ковалентна връзка е химична връзка в молекулата Cl 2. За първи път, Lewis (1916) предполагат, че в това отношение, всяка от два хлорни атоми, разделени един от външните електрони на друг атом на хлор. За припокриване на атомните орбитали на два атома трябва да се обърне всеки друг възможно най-точно. Обща двойка електрони образува ковалентна връзка. Тези електрони заемат точно същото орбитална, техните завъртания са насочени в противоположни посоки.

По този начин, ковалентна връзка се осъществява социализацията на електрони от различни атоми като резултат от съчетаването на електроните с противоположни завъртания.

Свързаното ковалентна е често срещан тип връзка. Връзката на ковалентна не може да се извърши само в молекулите и кристали. Това се случва между еднакви атоми (молекули на Н2, Cl 2, диамант) и между атоми (молекули на Н2 О, NH 3 ...)

Механизмът на ковалентна връзка

Механизмът, по примера на образуването на Н 2 молекула.

Н + H = Н2? Н = -436 кДж / мол

свободен водород ядро ​​е заобиколен от сферично симетричен електронен облак, образуван 1s-електрон. Когато атома приближават един към друг до определено разстояние, има частично припокриване на техните електронни облаци (орбитали) (фиг. 4).

Фиг. 4. Механизмът на образуващ връзка в молекулата водород.

Ако окопити до докосне водородните атоми на разстоянието между ядрата на 0,106 нанометра, след припокриването на електронните облаци, това разстояние е 0,074 нанометра.

В резултат, между центровете на ядрата настъпва молекулно две електронен облак, който има максималната плътност на електрони в пространството между ядрата. Увеличението на отрицателна плътност заряд между ядрата облагодетелства силно увеличение на атрактивните силите между ядрата, което води до освобождаване на енергия. Химично свързване по-силен, толкова по-голямо припокриване на електронните орбити на. В резултат на химична връзка между два водородни атома всеки от тях достигне електронна конфигурация на благороден газ атом - хелий.

Има два начина да се обясни на квантовите механични позициите, образуващи област на припокриване на електронните облаци, както и образуването на ковалентна връзка, съответно. Един от тях се нарича метод на слънце (ковалентни връзки), друга MO (молекулно орбитална).

В метода на валентните връзки се счита за припокриване на атомни орбитали изолирани двойки атоми. В метода на MO молекули се считат като цяло, и разпределението на електронната плътност (един електрон), разпределени по цялата молекула. От позицията на МО 2 Н в Н 2 са свързани с привличането на ядрата на електронен облак разположен между ядрата.



Изображение на ковалентна връзка

Връзки изобразени по различни начини:

1). С помощта на електрони като точки

В този случай, образуването на водородни молекули покаже схема

H ∙ ∙ + H → H: H

2). С помощта на квадратни клетки (орбитали), като поставянето на два електрона с противоположни завъртания в квантов молекулярна клетъчна

Тази диаграма показва, че нивото на молекулно енергия е под първоначалните атомните нива и следователно молекулно състояние на веществото е по-стабилен от ядрено.

3). Ковалентна връзка изобразена по-долу

Например, N - Н. Тази функция представлява двойка електрони.

Ако има един-единствен ковалентна връзка (обща електронна двойка) между атомите, той се нарича единен, ако са повече, след това сгънете двойни (две общи електронни двойки), тройни (три споделени електронни двойки). Една единствена връзка е представена от един ред, двойно - две тройни - три.

Тире между атомите, показва, че те имат двойка електрони обобщени.

Класификация на ковалентни връзки

В зависимост от посоката на припокриването на електрона облаците разграничение σ-, π-, δ-връзка. σ-връзка се случва, когато електрон облаци се припокриват по оста, свързваща ядрата.

Примери на σ-комуникация:

Фиг. 5. Образование σ-връзка между S-, р-, d-електрони.

Пример образование σ-припокриване връзка с ß-облаци, наблюдавани в молекулата на водород.

π-връзка се извършва чрез припокриване електронни облаци от двете страни на оста свързваща ядрата на атомите.

Фиг. 6. Образование пи-връзки между р-, D- електрони.

δ- отношения се случва, когато две припокриващи се г-електронни облаци, подредени в успоредни равнини. делта-връзка е по-малко силен от π-връзка и π-връзката е по-малко силен от σ-връзката.

Свойства на ковалентна връзка

а). Поляритета.

Има два вида на ковалентна връзка: полярни и неполярни.

В случай на неполярен ковалентна връзка електронен облак, образуван от обща двойка електрони, разпределени в пространството симетрично по отношение на ядрата на атомите. Пример за това е двуатомни молекули, съставени от атома на един елемент: Н 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2. Те електронна двойка също принадлежи към двата атома.

В случай на полярен електронен облак връзка, образуващ връзка измества атом с голяма относителна Електроотрицателност.

Примери са молекули :. HCI, Н 2О, H 2 S, N 2 S, NH 3 и т.н. разгледаме образуването на солна киселина молекула, която може да бъде представено чрез следната схема

Електронни пара изместен атом на хлор, защото относителна Електроотрицателност на хлорен атом (2,83) е по-голям от водороден атом, (2,1).

б). Saturation.

Способността на атомите, участващи в образуването на ограничен брой на ковалентни връзки, наречени saturability ковалентна връзка. Насищане на ковалентни връзки, дължащи се на факта, че химичното взаимодействие включва само външните нива електронна енергия, който е ограничен брой електрони.

в). Посоката и хибридизацията на ковалентна връзка.

Свързаното ковалентна е насочен в пространството. Това е така, защото електронни облаци имат специфична форма и максимално възможно припокриване на определена пространствена ориентация.

Фокусът на ковалентна връзка, определя геометричната структура на молекулите.

Например, водата е с триъгълна форма го.

Фиг. 7. пространствената структура на молекулата на водата.

Беше установено експериментално, че във вода молекула H 2 O разстояние между ядрата на водород и кислород е 0.096 пМ (96 ч). Ъгълът между редовете, преминаващи през ядрото е 104.5 0. Така водната молекула има ъглова форма, и неговата структура може да бъде изразена както е представено на чертежа.

хибридизация

Както се вижда от експериментални и теоретични изследвания (Слейтър, Паулинг) в образуването на някои съединения, като BeCl 2, БИФ 2, BeBr 2 състояние на валентните електрони на атома в молекула не са описани чисто s-, р-, D- вълнови функции и техните линейни комбинации , Такива структури са наречени смесени хибридни орбитали, и процеса на хибридизация смес.

Както се вижда от квантово-химични изчисления на смесването на S- и р-орбитали на атома - благоприятен метод за получаване на молекули. В този случай, той освобождава повече енергия, отколкото образуването на облигации, свързани с чисто s- и p- орбитали. Следователно, хибридизация на електрони орбитали на резултатите от атом в голямо намаляване на енергията на системата и по този начин да подобри стабилността на молекулата. Хибридизира орбитален е по-продълговати по едната страна на сърцевината от другата. Следователно, електронната плътност в областта на припокриване на хибридни облаци ще имат по електронната плътност в областта на припокриване поотделно s- и р-орбитали, получената връзка, образувана хибридни орбитални електрони, характеризиращ се с по-голяма сила.

Има няколко вида хибридни състояния. Когато хибридизация S- и р-орбитали (наречен SP-хибридизация), като два хибридни орбитали са разположени един спрямо друг под ъгъл от 180 0. В този случай, линейна структура. Тази конфигурация (структура) е известна за повечето метални халогениди на алкалоземни (например, притеснява 2, където X = CI, F, Br) , т.е. ъгъл връзка е 180 0 C.

Фиг. 8. SP-хибридизация

Друг вид на хибридизация, наречен SP 2 хибридизация (образувани от един S и две р-орбитали) води до образуването на три хибридни орбитали, които са разположени една до друга на ъгъл от 120 0. В пространството образува триъгълна структура на молекулата (или равностранен триъгълник). Такива структури са известни съединения BX 3 (X = CI, F, Br ).

Фиг. 9. SP 2 хибридизация.

Не по-малко общ SP 3 хибридизация, която се формира от същите три s- и р-орбитите. Това представлява четирите хибридни орбитите ориентирани симетрично в пространството на четири върха на тетраедъра, т.е. те са разположени под ъгъл от 109 0 28 '. Това се нарича тетраедални пространствена позиция. Такава конструкция е известна молекули на NH 3, Н 2О, и всички елементи на период II. Схематично рода си в района, можете да видите на следния модел

Фиг. 10. пространственото подреждане на връзки в молекулата на амоняк,

проектира върху равнина.

Образуването на четиристенен връзки за сметка на SP 3 хибридизация могат да бъдат представени, както следва (Фигура 11):

Фиг. 11. Образуването на четиристенен връзки с SP 3 хибридизация.

Образуването на четиристенен връзки с SP 3 - Пример хибридизация ССЦ 4 молекула е показано на фиг. 12.

Фигура 12. Формирането на тетраедър облигации при SP 3 - хибридизацията в ССЦ 4 молекула

Хибридизацията се отнася не само S- и р-орбитали. За да се обясни стереохимични елементи III и следващите периоди съществува необходимост в изграждането на хибридни орбитали едновременно включване S-, р-, d-орбити.

Вещества с ковалентна връзка, включват:

1. органични съединения;

2. твърди и течни вещества, които се образуват връзки между двойки от халогенни атоми и водородни атоми между двойки от азот и кислород, като Н2;

3. Елементите на група VI (например, спираловидна верига на телур), група V елементи (като арсен), група IV елементи (диамант, силиций, германий);

4. Съединението, се подчинява на правилата на 8-N (като Ай Ен Ес Би, CD-та, GaAs, CdTe), когато техните съставни елементи са подредени в периодичната таблица на II-VI, III-V група.

В твърди вещества с ковалентни връзки са едно и също вещество, за да образуват различни кристална структура, свързващата енергия, което е почти същото. Например, ZnS структура може да бъде кубичен (цинков сфалерит) или шестоъгълна (wurtzite). Местоположение на най-близките съседи в сфалерит и wurtzite едни и същи, и единственият и малка разлика в енергиите на тези две структури се определя от подреждането на атомите, следващото най-близкия. Тази способност на някои вещества, наречени allotropism или полиморфизъм. Друг пример е Алотропия силициев карбид, който има различни структури от polititpov чисто кубичен в хексагонална. Тези няколко кристални модификации ZnS, SiC съществуват при стайна температура.

Йонна връзка

Йонната връзка е електростатично силата на привличане между йоните на противоположен заряд (т.е. + и -).

Идеята на йонна връзка, образувана въз основа на V.Kosselya идеи. Той предложи (1916), че взаимодействието на два атома на един от тях дава а другата получава електрони. Така, йонната връзка се образува чрез прехвърляне на един или повече електрони от един атом на друг. Например, натриев хлорид йонна връзка се образува чрез електронен трансфер от един атом на натриев хлорид. В резултат на това прехвърляне образува натриев йон с такса от един и хлорен йон с такса от -1. Те са привлечени един с друг чрез електростатични сили, образуващи стабилен молекула. електронен трансфер модел, предложен от Kossel, може да обясни образуването на съединения като литиев флуорид, калциев оксид, литиев оксид.

Най-честите йонни съединения, съставени от катиони на метали, принадлежащи към група I и II на периодичната система и анионите на неметални елементи, принадлежащи към групи VI и VII.

Лесен за образуване на йонно съединение зависи от лекотата на образуване на съставните аниони и катиони. Лесен за образование е по-висок, толкова по-малка енергия на йонизация е атомът губи електрони (електрон донор) и атоми, свързани електрони (електронен акцептор), то има голяма електронно сродство. Electron афинитет - мярка за способността на атома за закрепване на електрона. Тя се определя количествено като промяната в енергията, която се проявява в образуването на един мол от единично заредени аниони на един мол от атоми. Този така наречен концепция на "първо електронно сродство." Вторият електронно сродство - това е изменение на енергия, която се проявява в образуването на един мол от двойно заредени аниони на един мол от единично заредени аниони. Тези концепции, т.е., на йонизационна енергия и електронно сродство, са газообразни и са характеристики на атоми и йони в газообразно състояние. Но това трябва да се има предвид, че повечето от йонни съединения са най-стабилни в твърдо състояние. Този факт се обяснява с наличието на тях в държавната кристалната решетка стабилно. Възниква въпросът. Защо е, че йонни съединения са по-стабилни в кристална решетка, отколкото в газообразно състояние? Отговорът на този въпрос е изчисляването на енергията на кристалната решетка, на базата на електростатично модел. В допълнение, това изчисление е тест и йонна теория свързване.

За изчисляване на енергията решетка е необходима за определяне на работата, която трябва да бъде изразходвано за унищожаване на кристалната решетка с образуването на газови йони. За изчисляването ние използваме представителството на силите на привличане и отблъскване. Изразът за потенциалната енергия на взаимодействие на единично заредени йони се получава чрез сумиране на енергията на привличане и отблъскване на енергия

E = E + E Отт привличане (1).

Както E е взето атракция енергия на Кулон привличането на противоположни знаци йони, например, Na + и Cl - за да се свържете NaCl

E T = -e 2 / 4πε 0 R (2)

защото разпределението на електронен заряд в попълнено електрони обвивка е сферично симетричен. Благодарение на отблъскване, възникнали в резултат на принципа Паули в тавана попълнено черупки анион и катион, разстоянието, което може да се доближи йони е ограничен. отблъскване на енергия бързо се променя с internuclear разстояние, и то може да бъде написано като следните два приблизителни изрази:

А Ott = E / R N (n≈12) (3)

или

Отт E = B ∙ Годен (-r / ρ) (4)

където А и В - константи, г-разстояние между йони, ρ - настройка (характерна дължина).

Трябва да се отбележи, че никой от тези изрази не съответства на комплекс квантово-механичен процес, което води до отблъскване.

Въпреки близостта на тези формули, те могат да се изчисли точно и по този начин описва химична връзка в молекули, йонни съединения, такива като натриев хлорид, калиев хлорид, СаО.

Тъй като електрическо поле йон има сферична симетрия (виж фиг. 13), йонната връзка разлика ковалентна не насоченост. Взаимодействието на два противоположно заредени йони, се компенсира с отблъскващи сили само в посоката, свързваща центровете на йонни ядра, в други области на компенсация на електрическите полета на йони се случва. Следователно, те са способни да взаимодействат с други йони. По този начин, йонна връзка не трябва saturability.

Фиг. 13. сферична симетрия на електростатичното поле

raznoimennozaryazhennyh такси.

Поради енергично най-изгодна и не насочени ненаситен йонно свързване, където всеки йон е заобиколен от максималния брой на йони на обратен знак. С тази най-предпочитана форма на съществуване на йонни съединения - кристал. Например, всеки катион NaCl кристал има шест-близките съседи като аниони.

Само при високи температури съществува под формата на не-свързани молекули в газообразно състояние йонни съединения.

На йонни съединения, броят на координация не зависи от спецификата на електронната структура на атомите в ковалентни съединения, и се определя от размера на йони. Когато съотношението на йонната радиуси в диапазона от 0.41 - 0.73 се наблюдава осмостенен координация на йони в съотношение 0,73-1,37 - кубичен координация и др ..

Следователно, при нормални обстоятелства, йонни съединения са кристални вещества. Концепцията на два йонни молекули, например, натриев хлорид, CsCl не се прилага към него. Всяка кристална се състои от голям брой йони.

Йонната връзка може да бъде представен като крайната полярна връзка, за които ефективното заряд на атома е близо до единство. За чисто ковалентна неполярна комуникация действителен разход на атома е нула. В реални вещества чисто йонни и чисто ковалентни връзки са намерени малко. Повечето от съединенията имат междинен характер на отношенията между неполярна и полярна ковалентна йонен на. Това означава, че тези съединения ковалентна връзка е частично йонна. Character йонни и ковалентни връзки в реални материали е показан на фигура 14.

Фиг. 14. йонни и ковалентни връзки.

Делът на йонен характер на връзката се нарича степента на ionicity. Той се характеризира с ефективни разходи на атомите в молекулата. Степента на йонен характер увеличава с разликата в Електроотрицателност от атоми, които го.

Металик връзка

Атомите на метални външната валентните електрони се провеждат много по-слаби, отколкото в неметални атоми. Това води до загуба на електроните с отделните атоми на достатъчно дълъг период от време и тяхната социализация. Сформирана социализирани ансамбъл на външните електрони. Съществуването на такава електронна система поражда сили, които положителни метални йони, държани в сближаването на държавата, въпреки тяхната подобно изисква. Такава връзка се нарича металик. Тази връзка е характерен само за съществува метал в твърди и течни вещества. Металик връзка е вид химична връзка. Тя се основава на социализацията на външните електрони, които се губят връзка с атома и затова се наричат ​​свободни електрони (фиг. 15).

Фиг. 15. метален връзка на.

Потвърждение за съществуването на металните връзки, са следните факти. Всички метали имат висока топлопроводимост и висока електрическа проводимост, която се осигурява от наличието на свободни електрони. В допълнение, това е добра обстоятелство определя отразяваща способност на метали за излагане на светлина, техния блясък и непрозрачност, висока еластичност, коефициент положителна температура на електрическо съпротивление.

Стабилността на кристалната решетка на метали не може да се обясни с такива средства за комуникация като йонно и ковалентно. Йонната връзката между металните атоми в кристалната решетка, е невъзможно, тъй като те имат същия заряд. Връзката на ковалентна между металните атоми са малко вероятно, тъй като всеки атом има 8 до 12 близките съседи и образуването на ковалентни връзки с толкова много неизвестни социализирани двойки електрони.

Метални структури се характеризират с това, че те имат доста рядко разположение на атоми (internuclear разстояния по-големи) и голям брой близките съседни на всеки атом в кристалната решетка. Таблица 1 показва три типична метална конструкция.

Таблица 1

Характеристики на структурите на трите най-често срещаните метали

Crystal структура метал Броят на най-близките съседи Разстоянието на internuclear, R 0
Обемно-кубична литий 8 атоми на разстояние R 0; 6 атоми на разстояние от 2 R 0 / 0,304 нанометра
Face-кубична (или кубична плътно опаковани) мед 12 атома на разстояние R 0 0,256 нанометра
The шестоъгълна края опаковани цинк 12 атома на разстояние R 0 0,266 нанометра

Виждаме, че всеки атом участва в образуването на голям брой връзки (например, 8 въглеродни атома). Такъв голям брой връзки (или от 8 до 12 въглеродни атоми) може да бъде едновременно локализиран в пространството. Съобщение следва да се извършва поради резонанса на вибрационното движение на външните електроните на всеки атом, което води до колективизацията на външните електрони на кристала да образуват електрон газ. В много метали да образуват метални връзка е достатъчно да се вземат един електрон от всеки атом. Това се наблюдава за литий, в която външната обвивка има само един електрон. Crystal е с литиево-йонна решетка на Li + (топки от радиус 0,068 нанометра), заобиколен от един електрон газ.

Фиг. 16. Различни видове кристал опаковка: В шестоъгълна плътна опаковка; б лице-кубична опаковка; в-тяло-кубична опаковка.

Между метал и ковалентна връзка е налице сходство. Състои се с това, че двата вида на комуникация, базирани на социализацията на валентните електрони. Въпреки това, ковалентна връзка свързва само два съседни атома и електрони са често срещани в близост до свързани атоми. металик връзката на няколко атома участват в социализацията на валентните електрони.

По този начин, концепцията на метален облигация е неразривно свързано с понятието за метали като комбинация от положително заредени йони ядра с големи празнини между йоните, пълни с електрон газ, докато в макроскопично ниво, системата остава електронеутрален.

Също така се счита по-горе видове химични връзки, има и други видове комуникации, които са междумолекулни: водородни връзки, за Ван дер Ваалс за взаимодействия, взаимодействието на донор-акцептор.

Донор-акцептор взаимодействие на молекули

Механизмът на образуване на ковалентна връзка с две електронен облак атома, а другият се нарича свободни орбитали донор-акцептор. Един атом или частица, що се отнася до два електрона облак се нарича донора. Атомът или частица с безплатен орбитален приемане електронната двойка се нарича акцептор.

Основните видове междумолекулни взаимодействия. водородна връзка

Между молекулите, валентност-наситен, на разстояние над размерите на частиците може да се случи електростатични сили на междумолекулна привличане. Те се наричат ​​на Ван дер Ваалс сили. Ван дер Ваалс взаимодействието The винаги съществува между близко разположени атоми, но играе важна роля само при липсата на силна комуникационни механизми. Това слабо взаимодействие с характерен енергия от 0.2 ЕГ / атом се извършва между неутрални атоми и между молекулите. Наименование на взаимодействие, свързано с името на Ван дер Ваалс сили, тъй като той беше този, който пръв предполага, че уравнението на състояние, като се има предвид слабото взаимодействие между молекулите на газа описва свойствата на реалните газове е много по-добре, отколкото на уравнение на състоянието на идеален газ. Въпреки това, естеството на тази сила на привличане е обяснено само през 1930 г. в Лондон. В момента на ван дер Ваалс привличането на включва следните три вида взаимодействия: ориентация, индукция, дисперсия-нето (ефекта на Лондон). Енергията на ван дер Ваалс привличане се определя от размера на ориентиране, въвеждащи и дисперсионни взаимодействия.

E T = E + E оп Ind E + VAR (5).

Ориентация взаимодействие (или дипол-дипол) се появява между полярните молекули, които от своя подход (ориентирани) един към друг с противоположни полюси така че потенциалната енергия на молекулите на системата става минимум. Енергията на взаимодействие ориентация е по-важно от голям диполен момент μ на молекули и по-малка от L разстояние между тях:

E ОП = - (μ 1, 2 М) 2 / (8P 2 0 ∙ ∙ д л 6) (6)

където ε 0 - електрическа константа.

Индуктивен взаимодействие, свързани с процесите на поляризация на молекули на околните диполи. Тя е по-голяма, толкова по-висока поляризуемост α неполярни молекули и голям диполен момент ц полярна молекула

E IND = - (αμ 2) / (8P 2 0 ∙ ∙ д л 6) (7).

В поляризуемост α неполярен молекула, наречена деформация, тъй като тя е свързана с деформация на частиците, докато μ характеризира преминаването на електронен облак и ядра за предишните разпоредби.

Взаимодействието дисперсия (Лондон ефект) среща във всеки от молекулите, независимо от тяхната структура и полярност. Поради несъответствието между моментната центъра на тежестта на електронен облак от такси и ядра, образувани от моментната дипол, който предизвиква мигновен диполи в други частици. Предложение Instant диполи става последователни. В резултат на това на съседните частици изпитват взаимно привличане. Енергийна разпространена взаимодействие зависи от йонизационна енергия Е аз и молекулярни поляризуемост алфа

E = VAR - I 1, I 2 ∙ E) ∙ алфа 1 алфа 2 / (Е I 1 + I 2 E) л 6 (8).

Междинно съединение между валентността и междумолекулно взаимодействие е водородно свързване. водород задължителен енергия е малка 8-80 кДж / мол, но по-голямата част от енергията на взаимодействието на Ван derVaalsa. Водородното свързване характеристика на такива течности като вода, алкохоли, киселини и положително поляризирана дължи на водороден атом. Малкият размер и липсата на вътрешни електрони позволява водороден атом присъства в течността в комбинация, да се включат в по-нататъшно взаимодействие с него с ковалентно свързан отрицателно поляризирана не друг атом или молекула на същото

А δ- - H δ + .... А δ- - H δ +.

Това означава, че асоциацията на молекули се случва. Асоциация на молекули намалява нестабилността и повишаване на температурата на кипене на топлина на изпаряване, за да увеличи вискозитета и проницаемост на течности.

Водата е особено подходящ агент за образуване на водородни връзки като молекулата има два водородни атома и две неразделен чифт на кислороден атом. Това води до високо диполен момент на молекулата D = 1,86 г) и способността да образуват четири водородни връзки: две - протонен донор, и две - протонен акцептор

(H 2 O ... .N - За ... Н2О) 2 пъти.

От опити е известно, че с промяната в диапазона на молекулното тегло на водородни съединения на елементите от третия и следващите периоди кипи повишение на температурата. Ако тази правилност се прилага вода, точка на кипене при това трябва да бъде 100 0 ° С и 280 ° С 0 Това противоречие потвърждава съществуването на водородни връзки във вода.

Експерименти показват, че водните молекулни сътрудници са оформени в течност, и особено в твърда вода. Ice има тетраедални кристална решетка. В центъра на тетраедър е един кислороден атом на молекулата на водата, разположени в четири върховете на кислородните атоми на съседни молекули, които са свързани с водородни връзки към близките съседи. В течна вода, водородни връзки са частично разрушени в неговата структура има динамично равновесие между съдружниците на молекули и свободните молекули.

<== Предишна лекция | На следващата лекция ==>
| Видове връзки

; Дата: 04.01.2014; ; Прегледи: 582; Нарушаването на авторските права? ;


Ние ценим Вашето мнение! Беше ли полезна публикуван материал? Да | не



ТЪРСЕНЕ:


Вижте също:



zdes-stroika.ru - Studopediya (2013 - 2017) на година. Тя не е автор на материали, и дава на студентите с безплатно образование и използва! Най-новото допълнение , Al IP: 66.102.9.24
Page генерирана за: 0.127 сек.