Kovalentinis ryšys yra plačiausias cheminio ryšio tipas, kuris sąveikauja su tomis pačiomis arba panašiomis elektronegatyvumo vertėmis.
Kovalentinis ryšys yra atomų jungtis anglies elektronų porų pagalba.
Po elektrono atradimo buvo daug bandymų sukurti cheminės jungties elektronų teoriją. Labiausiai nutolę buvo Lewiso (1916 m.) darbai, kurie į ryšio sukūrimą pradėjo žiūrėti kaip į elektronų porų susidarymo dviem atomams palikimą. Tačiau kiekvienam atomui suteikiamas tam tikras skaičius elektronų ir jis gali atskirti save oktetu arba elektronų dubletu, būdingu dabartinei inertinių dujų elektroninei konfigūracijai. Grafiškai kovalentinių ryšių sukūrimas nesuporuotų elektronų daliai Lewiso metodu pavaizduotas papildomame taške, kuris rodo išorinius atomo elektronus.
Kovalentinio ryšio apšvietimas atitinka Lewiso teoriją
Pagrindinis kovalentinio ryšio požymis yra pagrindinės elektronų poros, priklausančios abiem chemiškai sujungtiems atomams, buvimas, dviejų elektronų pasikeitimo rezultatas dviejų branduolių lauke yra energetiškai palankesnis nei kito. odos elektroną į savo branduolio lauką. Elektronų poros kilmę gali lemti įvairūs mechanizmai, dažniausiai mainai, o kartais – donoras-akceptorius.
Pagal mainų mechanizmo, skirto kovalentiniam ryšiui sukurti, principą, sąveikaujančių atomų sluoksniai suteikia ryšiui sukurti daug elektronų su antilygiagrečiais sukiniais. Pavyzdžiui:
Formali kovalentinio ryšio susidarymo schema yra: a) už mainų mechanizmo; b) už donoro-akceptoriaus mechanizmo Už donoro-akceptoriaus mechanizmo dviejų elektronų ryšys atsiranda skirtingų dalelių sąveikos metu. Vienas iš jų – donoras A: yra nebendrinta elektronų pora (viena, kuri priklauso daugiau nei vienam atomui), o kita yra akceptorius U- yra laisva orbitalė.
Dalis, kuri sukuria dviejų elektronų ryšį (nebendra elektronų pora), vadinama donore, o dalis su viena orbitale, kuri priima šią elektronų porą, vadinama akceptoriumi.
Kovalentinio ryšio tarp dviejų vieno atomo elektronų ir kito laisvos orbitos susidarymo mechanizmas vadinamas donoro-akceptoriaus mechanizmu.
Donoro-akceptoriaus jungtis dar vadinama puspoliarine, fragmentai ant donoro atomo susidaro dėl dalinio efektyvaus teigiamo krūvio δ+ (dėl to, kad neatskirta elektronų pora buvo absorbuota iš naujosios), o ant akceptoriaus atomo. I - dalinis efektyvusis neigiamas krūvis δ- ( Taip yra dėl to, kad yra donoro nedalomos elektroninės poros poslinkis).
Kaip paprasto elektroninio statymo donoro užpakalis, galite nukreipti joną N — kas yra nedaloma elektronų pora? Pridėjus neigiamą hidrido joną į molekulę, kurios centrinis atomas turi laisvą orbitą (schemoje pažymėtas kaip tuščias kvantinis centras), pavyzdžiui, BH 3, susidaro sulankstomas kompleksinis jonas BH 4. — su neigiamu krūviu (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4 ] -) :
Elektronų poros akceptorius yra vandens jonas arba tiesiog H+ protonas. Pridėjus prie molekulės, centriniame atome yra nepasidalijusi elektronų pora, pavyzdžiui, iki NH 3, todėl gali susidaryti kompleksinis jonas NH 4 +, o po to - teigiamas krūvis:
Perša Kvantinė mechaninė kovalentinio ryšio teorija buvo sukurtas Heitlerio ir Londono (g. 1927 m.), kad apibūdintų vandens molekulę, o vėliau Paulingas distiliavo iki kelių atomų molekulių. Ši teorija vadinama valentinio ryšio metodas, kurio pagrindines nuostatas galima apibendrinti taip:
Nepriklausomai nuo tų, kurie formuojant kovalentinius ryšius dalyvauja elektronų s-, p- arba d-orbitalėse, kurios turi skirtingą formą ir skirtingą orientaciją erdvėje, turtingiems žmonėms šie ryšiai atrodo lygūs. Siekiant išsiaiškinti šį reiškinį, buvo įvesta „hibridizacijos“ sąvoka.
Hibridizacija – tai orbitalių maišymosi ir išlygiavimo pagal formą ir energiją procesas, kurio metu perskirstomi energetiškai artimų orbitalių elektronų tankiai, ko pasekoje dvokas tampa lygus Innimi.
Pagrindinės hibridizacijos teorijos nuostatos:
Hibridizuotų orbitalių ir valentinių grandinių (geometrinių grandinių tarp orbitalių simetrijos ašių) forma priklauso nuo hibridizacijos tipo: a) sp-hibridizacija; b) sp2 -hibridizacija; c) sp 3 -hibridizacija Kai sukuriamos molekulės (arba maži molekulių fragmentai), dažniausiai vyksta šie hibridizacijos tipai:
Išorinė sp-hibridizacijos schema Ryšiai, kurie susidaro dalyvaujant elektronams sp-hibridizuotose orbitose, taip pat yra žemiau 180 0 slenksčio, o tai lemia linijinę molekulės formą. Šio tipo hibridizacija vyksta kitos grupės elementų halogeniduose (Be, Zn, Cd, Hg), kurių atomai turi nesuporuotus s- ir p-elektronus valentinėje būsenoje. Linijinė forma būdinga kitų elementų (0=C=0,HC≡CH) molekulėms, kuriose ryšius sudaro sp-hibridizuoti atomai.
Atominių orbitalių sp 2 -hibridizacijos ir molekulės plokštumos trikutaninės formos schema, kuri susidaro sp 2 -hibridizuojant atomines orbitales Šis hibridizacijos tipas labiausiai būdingas trečiosios grupės p-elementų molekulėms, kurių atomai turi išorinę elektroninę struktūrą ns 1 np 2 de n - periodo, kuriame elementas yra, skaičius. Taigi molekulėse ВF 3 BCl 3 AlF 3 ir kitose jungtyse susidaro centrinio atomo sp 2 -hibridizuotos orbitalės.
Atominių orbitų sp 3 -hibridizacijos schema Hibridizuotų centrinio atomo orbitalių išdėstymas po 109028' kampu rodo tetraedrinę molekulių formą. Tai taip pat būdinga pusvalentės anglies CH 4, CCl 4, C 2 H 6 ir kitų alkanų buvimui. Kitų tetraedrinės struktūros elementų pavyzdžiai yra centrinio atomo ir jonų valentinių orbitalių sp 3 -hibridizacijos rezultatas: BH 4 - , BF 4 - , PO 4 3 - , SO 4 2 - FeCl 4 - .
Originali sp 3d hibridizacijos schema Šio tipo hibridizacija dažniausiai vyksta nemetalų halogeniduose. Kaip užpakalį, galite sukelti boro chlorido fosforo PCl 5, kai vienas fosforo atomas (P ... 3s 2 3p 3) yra ištirpęs, pereikite į pažadinimo stadiją (P ... 3s 1 3p 3 3d 1 ), o tada s 1 p 3 d-hibridizacija – penkios vieno elektrono orbitalės tampa lygios ir yra nukreiptos atitrauktais galais, kad susidarytų atskira trigonė bipiramidė. Tai reiškia PCl 5 molekulės formą, kuri susidaro, kai uždaromos penkios s 1 p 3 d-hibridizuotos orbitalės su penkių chloro atomų 3p-orbitalėmis.
Atominių orbitalių hibridizacijos metodas paaiškina daugelio molekulių geometrinę struktūrą; remiantis įrodymais, molekulių, turinčių net skirtingas valentingumo vertes, dažniau vengiama. Pavyzdžiui, molekulėse CH 4, NH 3 ir H 2 centriniai atomai randami sp 3 -hibridizuotos būsenos, todėl buvo galima pastebėti, kad valentiniai ryšiai jose tampa tetraedriškesni (~ 109,5 0). Eksperimentiškai buvo nustatyta, kad CH 4 molekulės valentingumas iš tikrųjų yra 109,5 0. Tačiau NH 3 ir H 2 O molekulėse valentinio vieneto reikšmė yra tetraedrinė: NH 3 molekulėje ji lygi 107,3 0, o H 2 O molekulėje – 104,5 0. Toks kitimas paaiškinamas tuo, kad jis nėra atskirtas ї elektronų garai azoto ir oksido atomuose . Dviejų elektronų orbitalė, kurioje telpa neatskirta elektronų pora, lemia stiprumo poslinkį nuo vieno elektrono valentinių orbitalių, o tai lemia valentinio ryšio pasikeitimą. NH 3 molekulėje esantis azoto atomas turi keturias sp 3 -hibridizuotas orbitales, trys vieno elektrono orbitalės sudaro ryšius su trimis H atomais, o ketvirtoje orbitoje yra nebendrinta elektronų pora.
Nesusijungta elektronų pora, užimanti vieną iš sp 3 -hibridizuotų orbitalių, ištiesinta į tetraedro viršūnes, prisijungia prie vieno elektrono orbitalių, todėl susidaro asimetrinis elektronų tankio pasiskirstymas, dėl kurio atomas tampa azotu ir galiausiai susispaudžia. valentingumas sumažintas iki 107,3 0. Panašus valentinės vertės pokyčio nuo 109,5 0 iki 107 0 vaizdas dėl N atomo nedalomos elektronų poros antplūdžio stebimas NCl 3 molekulėje.
Valentinio vieneto pokytis nuo tetraedro (109,5 0) molekulėje: a) NH3; b) NCl3 H 2 molekulėje esantis rūgšties atomas turi dvi vieno elektrono ir dvi dviejų elektronų orbitales sp 3 -hibridizuotose orbitalėse. Vieno elektrono hibridizuotos orbitalės dalyvauja kuriant du ryšius su dviem H atomais, o iš dviejų dviejų elektronų porų atimamos neatskirtos, todėl jos priklauso tik H atomui. Dėl to atsiranda didesnis pasiskirstymo asimetriškumas. tankis vienam atomui, o valentingumo vienetas keičiamas iš tetraedrinio į 1045.
Be to, centrinio atomo nesurištų elektronų porų skaičius ir jų išsidėstymas hibridizuotose orbitose prisideda prie molekulių geometrinės konfigūracijos.
Kovalentiniai ryšiai turi aibę skirtingų savybių, kurios parodo jų specifines savybes ir savybes. Prieš juos, be jau svarstytų „energijos jungties“ ir „dvigubo jungties“ savybių, yra: valentingumas, sodrumas, tiesumas, poliškumas ir kt.
1. Valentino kirpimas- Tai yra tarp jungtinių raiščių ašių (tai yra psichinės linijos, nubrėžtos per chemiškai sujungtų atomų branduolius molekulėje). Valentinės ritės dydis priklauso nuo orbitalių pobūdžio, centrinio atomo hibridizacijos tipo, neatskirtų elektronų porų, kurios dalyvauja formuojant ryšius, antplūdžio.
2. Nasence. Atomai gali sudaryti kovalentinius ryšius, kurie gali susiformuoti, visų pirma, už mainų mechanizmo, skirto nepažadinto atomo nesuporuotiems elektronams apsikeitimui ir šių nesuporuotų elektronų mainams, dėl kurių atsiranda yogo zbudzhennya, bet kitu būdu, už donoro-akceptoriaus mechanizmo. Ryšių, galinčių sukurti atomą, skaičius yra ribotas.
Prisotinimas – tai elemento atomo gebėjimas jungtis su kitais atomais, apsuptas daugybe kovalentinių ryšių.
Taigi kitu periodu, svyruojančiu ant kelių orbitų (vienos s- ir trijų p-) esamo energijos lygio, jie sukuria ryšius, kurių skaičius nenusveria kitų. Kitų laikotarpių elementų atomai didesnis skaičius orbitos išoriniame lygyje gali sudaryti daugiau ryšių.
3. Tiesumas. Panašiai kaip metodas, cheminiai ryšiai tarp persidengiančių orbitalių atomų, pavyzdžiui, s-orbitalių, sudaro skirtingą orientaciją erdvėje, o tai lemia kovalentinio ryšio tiesumą.
Kovalentinio ryšio tiesumas – tai elektronų tankio išsidėstymas tarp atomų, kurį rodo valentinių orbitalių erdvinė orientacija ir užtikrinamas maksimalus jų persidengimas.
Elektronų orbitalių fragmentai yra skirtingos formos ir skirtingos orientacijos erdvėje, jų tarpusavio sutapimas gali būti realizuojamas įvairiai. σ-, π- ir δ- sąsajos yra atskirtos viena nuo kitos.
Sigma-ryšiai (σ-ryšiai) - tai elektronų orbitalių sankirta, kurioje didžiausias elektronų tankis yra sutelktas išilgai aiškios linijos, jungiančios du branduolius.
Sigmos ryšius gali sudaryti du s-elektronai, vienas s-elektronas, vienas p-elektronas, du p-elektronai arba du d-elektronai. Tokia σ-jungtis pasižymi tuo, kad yra viena elektronų orbitalių persidengimo sritis, kuri visada yra viena, todėl susidaro tik viena elektronų pora.
„Grynų“ orbitalių ir hibridizuotų orbitalių erdvinės orientacijos formų įvairovė visada leidžia orbitalių persidengimo jungiamojoje ašyje galimybę. Valentinės orbitalės gali sutapti abiejose ryšio ašies pusėse - tai yra vadinamasis „už“ sutapimas, nes dažniausiai tai įvyksta formuojant π-ryšius.
Pi-ryšiai (π-ryšiai) - tai elektronų orbitalių persidengimas, kuriame didžiausias elektronų tankis yra sutelktas išilgai linijos, jungiančios atomų branduolius (tai yra ryšio ašį), šonuose.
Pi ryšiai gali būti sukurti sąveikaujant dviem lygiagrečioms p-orbitalėms, dviem d-orbitalėms arba kitoms orbitalių, kurių ašys nesutampa su visu ryšiu, deriniais.
Schemos, kaip sukurti π-ryšius tarp mentalinių A ir B atomų nuolatinio elektronų orbitalių persidengimo metu 4. Daugialypiškumas.Šią charakteristiką lemia anglies elektronų porų, jungiančių atomus, skaičius. Priklausomai nuo daugialypumo, kovalentinis ryšys gali būti viengubas (viengubas), dvigubas arba trigubas. Ryšys tarp dviejų atomų, esančių už tos pačios elektronų poros, vadinamas viengubu ryšiu, dvi elektronų poros – dvigubu ryšiu, o trys elektronų poros – trigubu ryšiu. Taigi vandens molekulėje H 2 atomai yra sujungti viengubu ryšiu (H-H), deguonies molekulėje O 2 - dviguba jungtimi (B = O), azoto molekulėje - N 2 - a. trigubas ryšys (N N). Ryšių įvairovė ypač svarbi organiniuose junginiuose - angliavandeniuose ir panašiuose: etilene C 2 H 6 yra viengubas ryšys tarp C atomų (C-C), etilene C 2 H 4 - subjungtis (C = C) acetilene C 2 H 2 - trinarė (C ≡ C) (C ≡ C).
Ryšio dažnis įlieja energiją: didėjant dažniui, jo vertė didėja. Daugybės poslinkiai lemia tarpbranduolinio regiono pasikeitimą (prailgina jungtį) ir padidina sukabinimo energiją.
Ryšių tarp anglies atomų daugyba: a) vienguba σ-jungtis etane H3C-CH3; b) subjungimas σ+π-jungtis etilene H2C = CH2; c) trigubas σ+π+π-jungtis acetilene HC≡CH 5. Poliškumas ir poliarizacija. Kovalentinio ryšio elektroninis tankis tarpbranduolinėje erdvėje gali skirtis įvairiai.
Poliškumas yra kovalentinio ryšio galia, o tai reiškia elektronų galios pasiskirstymo sritį sujungtų atomų tarpbranduolinėje erdvėje.
Būtina atskirti polinius ir nepolinius kovalentinius ryšius, patalpinus elektronų tankį tarpbranduolinėje erdvėje. Nepolinis ryšys yra toks ryšys, kuriame polinis elektronų elementas yra simetriškai aplink susijungusių atomų branduolius ir vis dėlto priklauso abiem atomams.
Molekulės su tokio tipo jungtimis vadinamos nepolinėmis arba homobranduolinėmis (tos, kuriose yra to paties elemento atomų). Nepolinis ryšys pirmiausia pasireiškia homobranduolinėse molekulėse (H 2 , Cl 2 , N 2 ir kt.) ir kartais junginiuose, kuriuos sukuria elementų atomai, turintys panašias elektronegatyvumo vertes, pavyzdžiui, karborundas SiC. Ryšys vadinamas poliniu (arba heteropoliu), kuriame polinis elektroninis elementas yra asimetriškas ir perkeltas į vieną atomą.
Molekulės su poliniu ryšiu vadinamos polinėmis arba heterobranduolinėmis. Molekulėse, turinčiose polinį ryšį, elektronų pora yra išstumta iš kito atomo, kurio elektronegatyvumas yra didesnis. Dėl to šis atomas turi dalinį neigiamą krūvį (δ-), kuris vadinamas efektyviuoju, o mažesnio elektronegatyvumo atomas turi dalinį teigiamą krūvį (δ+). Pavyzdžiui, eksperimentiškai nustatyta, kad vandens chlorido HCl molekulėje vandens atomo efektyvusis krūvis yra δH = +0,17, o chloro atomo δCl = -0,17 iki absoliutaus elektrono krūvio.
Norint nustatyti, kuriuo keliu pasislenka polinės kovalentinės jungties elektronų tankis, reikia išlyginti abiejų atomų elektronus. Dėl didėjančio elektronegatyvumo didžiausi cheminiai elementai išsidėsto tokia seka:
Poliarinės molekulės vadinamos dipoliai - sistemos, kuriose nėra sujungti teigiamų branduolių ir neigiamų elektronų krūvių svorio centrai.
Dipolis yra sistema, susidedanti iš dviejų taškinių elektros krūvių, kurie skiriasi dydžiu ir priešingo ženklo, kurie yra toje pačioje pusėje, derinys.
Atstumas tarp svorio centrų vadinamas dipoliu ir žymimas raide l. Molekulės (arba jungties) poliškumą ypač apibūdina dipolio momentas μ, kuris bet kurioje dviatomėje molekulėje prie elektrono krūvio prideda papildomą dipolį: μ=el.
SI vienetais dipolio momentas išreiškiamas [C × m] (kulonmetras), bet dažniau koreliuojamas su sistemos vienetu [D] (Debye): 1D = 3,33 · 10 -30 C × m. Kovalentinių molekulių dipolio momentų reikšmės kinta tarp 0-4 D, o tarp jų - 4-11D. Kuo didesnė dipolio įtampa, tuo molekulė yra poliškesnė.
Visą elektronų masę molekulėje gali išstumti išorinis elektrinis laukas, įskaitant kitos molekulės ar jonų lauką.
Poliarizacija yra jungties poliškumo pasikeitimas dėl elektronų, kurie sukuria ryšį, poslinkio veikiant išoriniam elektriniam laukui, įskaitant kitos dalelės jėgos lauką.
Molekulės poliarizuotumas priklauso nuo elektronų laisvumo, kuris stipresnis, kuo didesnis atstumas nuo branduolių. Be to, poliarizacija atsiranda dėl elektrinio lauko tiesumo ir dėl elektroninių dalelių buvimo jos deformuojasi. Veikiant išoriniam laukui, nepolinės molekulės tampa polinėmis, o polinės – poliarinėmis, todėl molekulėse indukuojamas dipolis, kuris vadinamas indukuotu arba indukuotu dipoliu.
Indukuoto (indukuoto) dipolio sukūrimo iš nepolinės molekulės pagal poliarinės dalies jėgos lauką schema - dipolis Vietoj stacionarių, indukuotus dipolius veikia išorinis elektrinis laukas. Poliarizacija gali sukelti jungties poliarizaciją ir jos išsigimimą, o tai apima sėkmingos vieno iš atomų elektronų poros perėjimą ir neigiamai bei teigiamai įkrautų jonų susidarymą.
Kovalentinių ryšių poliškumas ir poliarizacija reiškia molekulių reakciją polinių reagentų atžvilgiu.
Kalbos su kovalentiniais ryšiais skirstomos į dvi nelygias grupes: molekulinę ir atominę (arba nemolekulinę), kurios yra žymiai mažesnės, žemesnės molekulinės.
Molekuliniai junginiai įprastoje galvoje gali būti randami įvairiais agregatais: dujų (CO 2 , NH 3 , CH 4 , Cl 2 , O 2 , NH 3 ), lengvų skysčių (Br 2 , H 2 O, C 2 H) pavidalu. 5 OH ) arba kietos kristalinės medžiagos, kurių dauguma net šiek tiek kaitinant statybiniai blokai išsilydo ir lengvai sublimuojasi (S 8, P 4, I 2, tsukor Z 12 N 22 Pro 11, „sausasis ledas“ CO 2).
Žemos molekulinių medžiagų lydymosi, sublimacijos ir virimo temperatūros paaiškinamos net silpnomis tarpmolekulinės sąveikos jėgomis kristaluose. Be to, molekuliniams kristalams didelė vertė, kietumas ir elektrinis laidumas (ledas ir tsukoras) nėra svarbūs. Šiuo atveju polinės molekulės turi aukštesnes lydymosi ir virimo temperatūras, žemesnes nepolines. jų veikla arba kitose poliarinėse mažmeninėse parduotuvėse. Tačiau junginiai su nepolinėmis molekulėmis yra lengviau skaidomi nepoliniuose junginiuose (benzene, anglies tetrachloride). Taigi jodas, turintis nepolinę molekulę, yra skaidomas ne poliarinio vandens, o nepolinio CCl 4 ir mažo polinio alkoholio.
Nemolekuliniai (atominiai) junginiai su kovalentiniais ryšiais (deimantas, grafitas, silicis Si, kvarcas SiO 2, karborundas SiC ir kt.) sukuria antgamtinius kristalus, bet ir grafitą, kuris turi sferinę struktūrą. Pavyzdžiui, kristaliniai deimanto grūdeliai yra įprastas trivialus karkasas, kuriame sp 3 -hibridizuotas anglies atomas jungiasi su jungtiniais atomais ryšiais. Tiesą sakant, visas deimanto kristalas yra viena didinga ir vertinga molekulė. Panašios kietosios medžiagos ir kristalai į Si silicį, kuris plačiai naudojamas radioelektronikoje ir elektroninėse technologijose. Jei pusę deimante esančių C atomų pakeisite Si atomais, nesuardydami kristalo karkasinės struktūros, tada kristalas pašalinamas iš karborundo - silicio karbido SiC - net kietos medžiagos, kuri traktuojama kaip abrazyvinė medžiaga. O jei į kristalinę silicio gardelę tarp dviejų Si atomų įterpiate O atomą, tai susidaro kvarco SiO 2 kristalinė struktūra, net kieta medžiaga, kurios įvairios rūšys veikia ir kaip abrazyvinė medžiaga.
Deimantų, silicio, kvarco ir panašūs į juos kristalai - tai atominiai kristalai, jie kvepia kaip puikios „supermolekulės“, todėl jų struktūrinės formulės negali būti pavaizduotos išorėje, o tik iš fragmento išorės, pavyzdžiui:
Deimantų, silicio, kvarco kristalai Nemolekuliniai (atominiai) kristalai, susidarantys iš vieno ar dviejų elementų atomų, sujungtų vienas su kitu cheminiais ryšiais, atvedami į ugniai atsparias medžiagas. Dėl aukštos lydymosi temperatūros reikia išleisti daug energijos mikrocheminiams ryšiams nutraukti, kai tirpsta atominiai kristalai, o ne dėl silpnos tarpmolekulinės sąveikos, kaip molekulinėse kalbose. Štai kodėl daugelis atominių kristalų kaitinant netirpsta, o suyra arba iš karto pereina per į garą panašią krosnį (viryklę), pavyzdžiui, grafitas sublimuojasi 3700 o C temperatūroje.
Nemolekuliniai junginiai su kovalentiniais ryšiais yra neatskiriami nuo vandens ir kitų veiksnių, dauguma jų neturėtų būti atliekami elektrinis stribas(išskyrus grafitą, kuris pasižymi dideliu elektros laidumu, ir laidininkus – silicį, germanis ir kt.).
Valentinės jungties metodas pagrįstas prielaida, kad kiekviena cheminės dalelės atomų pora pašalinama vienu metu naudojant vieną ar daugiau elektronų porų. Šios elektronų poros priklauso dviem atomams, kurie bendrauja ir yra lokalizuoti erdvėje tarp jų. Dėl atomų branduolių gravitacijos jie susijungia su keliais elektronais ir susidaro cheminis ryšys.
Apibūdinant elektronines ir chemines elektrono dalis, įskaitant ir izoliuotas, jos redukuojamos iki pavienių atomų ir bus aprašomos atominėmis orbitalėmis. Aukščiausiame Schrödinger lygyje pasirinkite artimiausią Hwyllian funkciją, kad ji sistemai teiktų minimalią elektroninę energiją, kad didžiausia vertybė surišimo energija. Šis protas pasiekiamas su didžiausiu orbitų sutapimu, kurį galima priskirti vienai nuorodai. Taigi elektronų pora, jungianti du atomus, yra jų atominių orbitų persidengimo srityje.
Orbitos, kurios persidengia, yra atsakingos už tarpbranduolinės ašies simetriją.
Atominių orbitalių pasikartojimas išilgai linijų, jungiančių atomų branduolius, lemia jungčių σ susidarymą. Tarp dviejų atomų cheminiame vienete tikriausiai yra tik viena σ jungtis. Visos σ jungtys turi ašinę simetriją išilgai branduolinės ašies. Cheminių dalelių fragmentai gali apsivynioti aplink tarpbranduolinę ašį, nepažeisdami atominių orbitalių, sudarančių σ ryšius, persidengimo stadijos. Tiesių, labai orientuotų σ-raiščių visuma sukuria cheminės dalies struktūrą.
Papildomai lenkiant atomines orbitales, statmenas ryšio linijai, susidaro π ryšiai.
Dėl to tarp atomų atsiranda daug ryšių:
| Vienvietis (σ) | Podviyna (σ+π) | Potriina (σ + π + π) |
| F−F | O=O | N≡N |
Su π nuoroda, kuri nekenkia ašinė simetrija, visiškas cheminės dalies fragmentų apvyniojimas aplink σ ryšulį tampa neįmanomas, todėl galimas π pluošto plyšimas. σ- ir π-jungčių kremas, galite sukurti kito tipo rišiklį - δ-link:
Priežastis, kad toks ryšys būtų sukurtas po to, kai atomai sukuria σ- ir π-jungtis, kad atsirastų atomai d- І f-orbitalės turi būdą persidengti savo „granulėles“ keliose vietose.Todėl jungties daugialypiškumas gali padidėti iki 4-5.
Pavyzdžiui, oktachlorodirenato(III)-jonuose 2 tarp renio atomų susidaro kelios jungtys.
Yra keletas kovalentinio ryšio formavimo mechanizmų: mainai(lygus), donoras-akceptorius, datatyvas.
Pašalinus mainų mechanizmą, ryšys susidaro dėl atomų laisvųjų elektronų sukinių poravimosi. Šiuo atveju sutampa dvi kaimyninių atomų atominės orbitalės, kurių kiekvieną užima vienas elektronas. Tokiu būdu matoma, kad sujungtų atomų oda sustiprina poravimąsi per elektronus, tarsi juos keistųsi. Būdas, naudojant Borus Triftorida molekulę, trys branduolinės orbitos borusai, esantys ant vieno Elektrono odos, yra perbraižyti naudojant TROMITS TROOKHTIV fluorą (jie žino tą patį nenuoseklų Elektroną ant jų odos). Dėl elektronų poravimosi panašių atominių orbitalių persidengimo srityse atsiranda trys elektronų poros, kurios suriša atomus su molekule.
Už donoro-akceptoriaus mechanizmo sutampa orbita su vieno atomo elektronų pora ir kita kito atomo orbita. Šiuo atveju persidengimo srityje atsiranda ir elektronų pora. Donoro-akceptoriaus mechanizmas apima, pavyzdžiui, fluoro jonų pridėjimą prie boro trifluorido molekulės. Laisva R-boro (elektronų poros akceptoriaus) orbitalė BF 3 molekulėje sutampa su R-F - jono orbitalė, kuri atlieka elektronų poros donoro vaidmenį. Sukūrus joną, visi boro ir fluoro kovalentiniai ryšiai yra vienodo stiprumo ir energijos, neatsižvelgiant į jų sukūrimo mechanizmo pavaldumą.
Atomi, iš kurio suformuotas išorinis elektroninis apvalkalas s- І R-orbitalės gali būti elektronų poros donorai arba akceptoriai. Atomi, kurio išorinis elektroninis apvalkalas apima d-orbitalės gali veikti kaip elektronų porų donoras ir akceptorius. Ir čia matome datyvinį ryšio apšvietimo mechanizmą. Datyvinio ryšio apšvietimo mechanizmo pasireiškimo pavyzdys yra dviejų chloro atomų sąveika. Du chloro atomai Cl 2 molekulėje per mainų mechanizmą sudaro kovalentinę jungtį, sujungdami savo nesuporuotus atitikmenis 3 R- Elektronika. Be to, bus užsikimšimas 3 R-Cl-1 atomo orbitalės, kuriose yra elektronų pora ir laisvas 3 d-Cl-2 atomo orbitalės, taip pat persidengimas 3 R-Cl-2 atomo orbitalės, kuriose yra elektronų pora ir laisvas 3 d-Cl-1 atomo orbitalės Datyvinio mechanizmo veikimas lemia padidėjusį ryšį. Todėl Cl 2 molekulė yra mažesnė, tuo mažesnė F 2 molekulė, į kurią kovalentiniai ryšiai susidaro tik už mainų mechanizmo:
Esant tam tikrai geometrinei cheminės dalies formai, pėdsakai sugeriami taip, kad centrinio atomo išorinių elektronų poros, net ir nesukuriančios cheminės jungties, yra išsklaidytos erdvėje, nes jos rado vieną rūšį.
Kalbant apie kovalentinius cheminius ryšius, dažnai susiduriama su centrinio atomo orbitų hibridizacijos koncepcija - jų energijos ir formos modifikavimu. Hibridizacija yra formali technika, naudojama kvantiniam cheminiam orbitų susidarymo cheminėse dalelėse, suderintose su laisvaisiais atomais, aprašymui. Atominių orbitalių hibridizacijos esmė slypi tame, kad elektronas, esantis šalia surišto atomo branduolio, pasižymi ne viena atomine orbitale, o atominių orbitalių, turinčių tą patį kvantinį skaičių, deriniu. Šis derinys vadinamas hibridine (hibridizuota) orbitale. Paprastai hibridizacija sunaudoja daugiau ir beveik energijos atominių orbitalių, kurias užima elektronai.
Dėl hibridizacijos atsiranda naujos hibridinės orbitos (24 pav.), kurios erdvėje orientuotos taip, kad jose pasiskirstę elektronų poros (arba nesuporuoti elektronai) atsirastų kuo toliau viena nuo kitos, o tai rodo minimali energija tarp elektronikos. Todėl hibridizacijos tipas priklauso nuo molekulės ir jono geometrijos.
HIBRIDIZAVIMO RŪŠYS
| Hibridizacijos tipas | Geometrinė forma | Iškirpkite tarp jungčių | Taikykite jį |
| sp | linijinis | 180 o | BeCl2 |
| sp 2 | trikutna | 120 o | BCl 3 |
| sp 3 | tetraedrinis | 109,5 o | CH 4 |
| sp 3 d | trigonalinis bipiramidinis | 90 o; 120 o | PCL 5 |
| sp 3 d 2 | oktaedrinė | 90 o | SF 6 |
Hibridizacija dalyvauja ir jungiančiose elektronus, ir nesidalijančiose elektronų porose. Pavyzdžiui, vandens molekulėje yra dvi kovalentinės cheminės jungtys tarp rūgšties atomo ir dviejų vandens atomų.
Be dviejų elektronų porų, susijusių su vandens atomais, rūgšties atome yra dvi poros išorinių elektronų, kurie nedalyvauja susikūrusiame ryšyje (nebendrosios elektronų poros). Visos šios elektronų poros šalia atomo užima didelius plotus.
Elektronų fragmentai tirpinami po vieną, elektroninės atliekos – didesniu mastu – po vieną. Tokiu atveju dėl hibridizacijos pasikeičia atominių orbitų forma, jos ištraukiamos ir ištiesinamos iki tetraedro viršūnių. Todėl vandens molekulė yra garbanotos formos, o tarp rūgštaus vandens raiščių temperatūra yra 104,5 o.
Norėdami perkelti į hibridizacijos tipą, rankiniu būdu naudokite donoro-akceptoriaus mechanizmas užmezgamas ryšys: uždaromos tuščios mažesnio elektronneigiamo elemento orbitalės ir labiau elektroneigiamo elemento orbitalės su ant jų išsidėsčiusiomis elektronų poromis. Sulenkus elektronines atomų konfigūracijas, jais rūpinasi oksidacijos stadija- protingas skaičius, apibūdinantis atomo krūvį požemyje, išlaidas, atsirandančias naudojant joninę kalbą.
Norėdami nustatyti hibridizacijos tipą ir cheminės dalelės formą, atlikite šiuos veiksmus:
π-jungčių buvimas neturi įtakos hibridizacijos tipui. Tačiau dėl papildomo ryšio gali pasikeisti valentiniai ryšiai, kelių jungčių elektronų fragmentai yra stipriau sujungti vienas su kitu. Dėl šių priežasčių, pavyzdžiui, NO 2 molekulės valentinė juosta ( sp 2-hibridizacija) padidėja nuo 120 o iki 134 o.
Azoto ir deguonies jungties dauginys šioje molekulėje yra senesnis nei 1,5, kur vienas atitinka vieną σ jungtį, o 0,5 yra senesnis už azoto atomo, kuris nedalyvauja hibridizacijoje (1) į orbitalių skaičių. aktyvios elektroninės poros, kad jos prarado atomo rūgštingumą, kad galėtų sukurti π ryšį (2). Tokiu būdu išvengiama teisingos π ryšių lokalizacijos (delokalizuoti ryšiai yra kovalentiniai ryšiai, kurių daugybinis skaičius negali būti išreikštas sveikuoju skaičiumi).
Kartais sp, sp 2 , sp 3 , sp 3 d Lygiai taip pat svarbios 2 viršūnės hibridizacijos į turtingą veidą, nusakantį cheminės dalies geometriją, o daugybiniai ryšiai ir elektronų porų nesidalijimas gali užimti bet kurią iš jų. Tačiau sp 3 d-hibridizacija atitinka trigonalinis bipiramidas, Kuriame piramidės pagrinde (pusiaujo paviršiuje) pasiskirstytų atomų valentinės vertės siekia 120 o, o bipiramidės viršūnėse pasiskirstytų atomų valentinės vertės siekia 90 o . Eksperimentas rodo, kad nepasidalintos elektronų poros visada yra trigonalinės bipiramidės pusiaujo plokštumoje. Šiame stende pabandykite išsiaiškinti, kad smarvės vibruos daugiau nei laisva erdvė, mažiau nei pora elektronų, kurie dalyvaus šviesos jungtyje. Dalelių užpakalis iš tokio nedalytų elektroninių garų mišinio yra sieros tetrafluoridas (27 pav.). Kadangi centrinis atomas vienu metu dalijasi elektronų pora ir sukuria daugybę ryšių (pavyzdžiui, XeOF 2 molekulėje), tada sp 3 d-Pati hibridizacija auga trigonalinės bipiramidės pusiaujo plokštumoje (28 pav.).
Idealus kovalentinis ryšys egzistuoja tik dalyse, kurias sudaro nauji atomai (H2, N2 ir kt.). Kai tarp skirtingų atomų susidaro ryšiai, vieno iš atomo branduolių elektronų tankis pasislenka, todėl ryšys poliarizuojamas. Ryšio poliškumo charakteristika yra jos dipolio momentas.
Molekulės dipolio momentas yra lygus cheminių ryšių dipolio momentų vektorinei sumai (remiantis nepasidalintų elektronų porų buvimu). Kadangi poliniai ryšiai molekulėje pasiskirstę simetriškai, teigiami ir neigiami krūviai kompensuoja vienas kitą ir visa molekulė yra nepolinė. Taip jis veikia, pavyzdžiui, su anglies dioksido molekule. Turtingų atomų molekulės, turinčios asimetrinį polinių ryšių pasiskirstymą (taigi ir elektronų tankį) ir poliarinę miglą. Tsetosuєtsya, zokrema, vandens molekulės.
Dėl gautos molekulės dipolio momento vertės gali susidaryti nepasidalijusi elektronų pora. Taigi NH 3 ir NF 3 molekulės turi tetraedrinę geometriją (su pavienių elektronų porų išsidėstymu). Azoto-vandens ir azoto-fluoro klampos lygiai tampa 15 ir 19%, o tada - 101 ir 137 pm, aišku. Pagal tai būtų galima padaryti išvadą apie didesnį dipolio momentą NF3. Eksperimentas rodo geresnius rezultatus. Tiksliau perkeliant dipolio momentą, takelis turi būti tiesiogiai sulygiuotas su vienišosios poros dipolio momentu (29 pav.).
NAUJOS INFORMACIJOS NUGALĖTOJAS
TECHNOLOGIJOS CHEMIJOS PAMOKOSE
Atėjo laikas greitai žengti į priekį, o kaip anksčiau mokyklai reikėjo tvirto teorinio pagrindo ir pradinio metodinio palaikymo, taip ir reikia visko, kad jos darbas būtų efektyvus. Ir tai didelis indėlis į nacionalinį projektą „Osvita“. Žinoma, mes, mokytojai, galime susidurti su dideliais įvaldymo sunkumais dabartinės technologijos. Yra ženklų, kad nesugebame dirbti kompiuteriu, o norint jį įvaldyti, reikia daug valandų. Viskas taip puiku, puiku! Timas sako, kad rezultatas akivaizdus. Vaikai puikiai leidžia laiką klasėje, o įvairios veiklos atliekamos labai greitai ir lavinančiai.
Žmonės dažnai mano, kad chemija yra kenksminga ir nesaugi. Dažnai jaučiame: „Aplinkai nekenksmingi produktai!“, „Žmogau, aš bandau tave įtrinti chemikalais!“... Bet tai netiesa! Prieš mus, chemijos studentus, yra užduotis – perkelti studentus į tai, kad chemija yra mokslas, ką kurti, kokia yra santuokos gamybinė galia, o jos gaminių ieško visi pramonininkai, kaimo valdžia o be chemizacijos tolesnis civilizacijos vystymasis neįmanomas.
Visur cheminių medžiagų, kompozicijų, metodų ir technologinių metodų kūrimas pritraukia aukštos kvalifikacijos mokslininkus, padėdami tvirtus chemijos žinių pagrindus. Dėl šios priežasties mūsų mokykloje veikia specializuota chemijos ir biologijos klasė, kuri užtikrins aiškų mokinių pasirengimą prieš tęsiant chemijos mokymą. Kad gimnazistai galėtų pasirinkti šį profilį, 9 klasėje yra pasirenkamasis kursas „Chemija kasdienybėje“, skirtas padėti mokiniams susipažinti su profesijomis, tiesiogiai susijusiomis su chemijos ir iologijos dalykais. Tačiau kadangi aukštojoje mokykloje mokiniai nesirenka cheminio-biologinio profilio, žinių apie kasdienybėje pamažu daugėjančių žodžių prireikia gyvenime.
Užsiėmimų metu pirmiausia skaitomos paskaitos. Pasiruošimo joms valandą aš naudojuosi internetiniais informacijos šaltiniais. Ekrane rodoma daug iliustracijų, diagramų, video kolekcijų, laboratorinės medžiagos, skaidrių, kurių pagrindu vedu savo kalbą. Mano paaiškinimo technologija visiškai pasikeitė. Berniukai jaučiasi puikiai, girdi smarvę su didele pagarba ir pagarba bajanams.
Chemija yra eksperimentinis mokslas. Laboratoriniams darbams lieka daug laiko. Būna ir taip, kad laboratorijoje nėra jokių reagentų, o į pagalbą ateina virtuali laboratorija. Specialių programų pagalba mokslininkai gali atlikti virtualų eksperimentą. Berniukai labiau mėgsta sintetinius skubios pareigosįjungta skirtingi požiūriai audinys, mineralinių medžiagų kiekis vandenyje, augalinės medžiagos kiekis, daržovių kiekis (angliavandeniai, baltymai, riebalai). Už kompiuterio smirdėjimo veskite savo galingą eksperimento mokslininką, apibrėžkite laboratorinių darbų temą, savo atsargumą, teisingo šių kalbų formulavimo kasdieniame gyvenime principus. Virtualios laboratorijos privalumai – saugumas, laboratorinės įrangos poreikis ir minimalios laiko sąnaudos.
Kurso pabaigoje berniukai planuoja pastatyti kambarį su bet kokia auka. Jie susiduria su užduotimi pasirinkti, kokia forma užpildyti maišelį. Raskite tradicinį – pažiūrėkite į santrauką, informaciją ar įrodymus. Norėdami paruošti vaikus, naudokite medžiagą iš internetinių išteklių. Taigi, žinoma, aš jiems padedu: aiškiai išsikėliau tikslus, suformulavau mokslininkų siūlomą mitybą, nurodau svetainės adresą su informacija susijusia tema.
Tačiau ši forma jau paseno, o vaikinai pradėjo atnaujinti savo projektinę veiklą. Treniruokitės individualiai, grupėse, komandose. Informacijos ieškoti neįmanoma be interneto galios. Visų pirma, išleisk juos iš laukinės paieškos, suteikiu jiems orientaciją: paieškos priėmimą, raktinius žodžius, frazes, paieškos sistemų pavadinimus, robotus, kurių galima ieškoti, svetainių adresus internete.
Vaikai taip pat paima kvapą matydami grisus, ir jie turi teisę patys sunaikinti kvapą. Tse gali būti patefonas: „Išminčiai ir išminčiai“, „Kaip tu gali tapti milijonieriumi?“, „Ką? De? Jei?" įvairių galvosūkių.
Išgaunamo produkto pristatymas taip pat pagrįstas gautomis nuotolinėmis technologijomis. Internete mokyklos ar klasės tinklalapyje paskelbę veiklos rezultatus, mokiniai gali įvertinti savo darbus ne tik padedami bendraklasių, bet ir su kitų mokyklų berniukais bei skaitytojais, diskutuoti, o rezultatais stebėtis. į juos kitomis akimis.
Naujųjų medijų pedagogikos požiūriu gyvename itin savalaike valanda. Švedijoje dabartinių technologijų pažanga verčia mus nauju būdu prieiti prie senų pozicijų. Ikiprofesijos pradžia mūsų mokykloje juda į priekį, o dabar apžvelgiu pamokų eigą, nes... Atsiveria naujos perspektyvos, atsiranda naujos sąsajos tarp tradicinių pradžios metodų ir naujų santuokos, informacijos ir žinių uždavinių. Tiesa, žiniasklaida tapo pogrindžio dalimi. Šiuo atveju berniukai ugdo komunikacinius gebėjimus, domėjimąsi naujomis technologijomis, kaupimu, individualią veiklą, kūrybiškumą, aktyviai praktikuojasi, keičiasi saldžiomis mintimis.
Manau, kad informacinių technologijų naudojimas gali užtikrinti pirminės kultūros vystymąsi. Tai sėkmė už tai, ką padarėme ir ką pradėjome. Sustabdykite informacines technologijas! Pereikite nuo senų, praradusių efektyvumą formų prie naujų, naujų ir esamų!
Naujų informacinių technologijų naudojimą pradiniame procese galima iliustruoti naudojant vieną iš išplėstinės chemijos pamokų 11 klasėje.
Kovalentinio ryšio apšvietimo mechanizmas ir galia
Pamokos tikslas. 8 klasės kurse suprasti kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmą, išmokti donoro-akceptoriaus mechanizmo ir kovalentinio ryšio galios.
Vonios kambario įrengimas. Elektronegatyvumo lentelė cheminiai elementai, Šv. L-Vjaskovo kodogramos, pradinis diskas „Žagalnos chemija“ iš pradinių Kirilo ir Metodijaus programų serijos su molekulių diagramomis ir modeliais, rutuliniai molekulių modeliai, darbo kortelė su atliktais bandymais, interaktyvi lenta, kompiuteris, nuotolinių procedūrų žinių stiprinimo ir kontrolės skyrius.
Pamokos eiga
Paskaita vyksta prie pradinio disko „Žagalna khimiya“.
Apžvelgtos medžiagos apžvalga
Sužinokite, kaip sukuriami ryšiai tarp nemetalų atomų. Vikonati zavdannya 1, 2 ant darbo kortelės (div. Papildymas).
Naujos medžiagos kūrimas
Kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmas:
a) mainai (iš užpakalio H 2, Cl 2, HC1);
b) donoras-akceptorius (su NH 4 C1 užpakaliu).
Tiesiog išmok paraštėse užrašyti namų darbus: Pavaizduokite jonų susidarymą su hidroksoniu H 3 Apie + iš jono N + tos vandens molekulės.
Pamatykite kovalentinį ryšį: polinį ir nepolinį (už molekulės raukšlės).
Kovalentinio ryšio galia.
Daugybė(Vienišas, pusantro, dvivietis, trivietis).
Energijos jungtis- tai energijos kiekis, kuris matomas kuriant cheminį ryšį arba iššvaistomas jį sunaikinant.
Dovžinos nuoroda- tai yra tarp molekulės atomų branduolių.
Energija ir energija yra tarpusavyje susijusios. Pavyzdyje parodykite, kaip galia sąveikauja, kaip smarvė patenka į molekulės vertę (projektuojama ant lentos):
Didėjant jungčių tarp atomų skaičiui molekulėje, ryšiai keičiasi, o jų energija didėja, pavyzdžiui (projektuojama ant lentos):Intensyvumas- atomų skaičius sukuria dainą ir sujungia daugybę ryšių. Rodyti ant kamuoliukų užpakalių
molekulės Cl2, H2O, CH4, HNO3.
Tiesumas. Pažvelkite į mažas elektroninių šešėlių kreives, kai sukuriamos σ ir π sąsajos, projektuokite ant lentos (pav.).
Pritvirtinkite 6, 7 elementus prie savo darbo kortelės (pridėkite).
Trumpa pertrauka!
1. Pradėkime nuo sąrašo eilės tvarka,
Bo yra pirmasis elementas.
(Prieš kalbėdamas aš atstatau vandenį -
Labai liūdna akimirka).
Jogo molekulė yra įsivaizduojama
Naudojant rankinę formulę H2.
Gausiai dodamo -
Pasaulis neturi lengvesnės kalbos!
2. N 2 – azoto molekulė.
Matyt, jis nevaisingas
dujų. Chimalo žinok, bet tegul
Vis dėlto turime papildyti savo atsargas.
3. Per ir per:
Ir akmenyje, prie vėjo, prie vandens,
Sužeistoje rasoje,
Ir danguje yra šviesos.
(Kisenas.)
4. Grybautojai prie lapės aptiko nedidelę pelkę, kurioje plūduriavo dujų lemputės. Iš šilauogės išsiveržė dujos, o pusė jos, kuri silpnai švytėjo, pradėjo klajoti per pelkę. Kas tai per dujos? (Metanas.)
Tęsiant pamoką.
Poliarizacija- kovalentinio ryšio gebėjimas pakeisti savo poliškumą veikiant išoriniam elektriniam laukui (prisiminkite tokias skirtingas sąvokas kaip jungties poliškumas ir molekulės poliarizacija).
Prisukamos medžiagos tvirtinimas
Įdiegtų valdymas atliekamas naudojant papildomus nuotolinio valdymo pultus nuotolinė priežiūra.
Testas atliekamas per 3 minutes, 10 valgymų už vieną tašką, patvirtinimas trunka 30 sekundžių, patiekalai projektuojami interaktyvioje lentoje. Renkant 9-10 taškų – balas „5“, 7-8 taškai – „4“, 5-6 taškai – „3“.
Maistas tvirtinimui
1. Ryšys, kuris apsimeta paslėptų elektroninių porų grandimi, vadinamas:
a) joninis; b) kovalentinis; c) metalas.
2. Tarp atomų susidaro kovalentinis ryšys:
a) metalai; b) nemetalai; c) metalas ir nemetalas.
3. Kovalentinio ryšio tarp vieno atomo nedalintos elektronų poros ir kito laisvosios orbitos susidarymo mechanizmas vadinamas:
a) donoras-akceptorius; b) inertiškas; c) katalizinis.
4. Kuri iš molekulių turi kovalentinį ryšį?
a) Zn; b) Cu Pro; c) NH3.
5. Molekulėje surišimo dažnis panašus į azoto:
a) trys; b) du; c) vienas.
6. Dovžinos jungtis yra mažiausia molekulėje:
a) H2S; b) SF 6; c) SO2; d) Arba
7. Sukirtus elektroninę ašį, jungiančią sąveikaujančių atomų branduolius, susidaro:
a) σ-nuorodos; b) π-ryšiai; c) ρ-jungtis.
8. Azoto atomas turi daugiau nesuporuotų elektronų:
a) 1; b)2; 3 val.
9. Ryšio svarba didėja serijoje:
a) H2O - H2S; 6) NH3 - PH3; c) CS2 - CPro2; d) N 2 – O 2
10. Hibridinė s-orbitalė yra tokia:
a) saldainiai; b) neteisingas svoris; c) teisingas svoris.
Rezultatai iš karto rodomi ekrane, nurodant tinkamą odos maitinimą.
Namų reikmenų parinkimas (papildomas priedas - darbo kortelė), § 6, asistentas O.S.Gabrielyan, G.GLisov „Chemija. 11 klasė“ (M.: Bustard, 2006), santrauka iš Zoshiti.
papildyti
Darbo kortelė
1. Pasakykite kalbos pavadinimą ir ryšio tipą.
1) Kalio chloridas;
2) kisen;
3) magnio;
4) anglies tetrachloridas.
a) kovalentinis nepolinis;
b) ionna;
c) metaleva;
d) kovalentiškai polinis.
2. Kurių elementų atomų cheminiai ryšiai turi joninį pobūdį?
a) NnO; b) Si ir C1; c) Na ta Pro; d) P i Br.
3. Dovzhina nuoroda virsta:
a) nm; b) kg; c) j; d) m3.
4. Kuri cheminė jungtis yra galingiausia: ar molekulėje yra Cl 2 ar O 2?
5. Kuri molekulė suriša daugiau vandens: H 2 O kaip su H 2 S?
6. Tęskite teiginį: „Sujungimas, elektroninio triukšmo susikirtimų kūrimas išilgai linijos, jungiančios atomų branduolius, vadinamas .................... .“,
7. Nubraižykite elektronų orbitalių persidengimo diagramas prieš susidarant π-ryšiui.
8. Namų tobulinimas. „Šventoji chemija testuose, užduotyse, teisėse“, O.S. Gabrielyan (Maskva: Drofa, 2003), darbas 8A, 1, 2 variantas.
Kovalentinis ryšys Apšvietimo mechanizmas po Lewiso.
Ryšys tarp atomų atsiranda, kai atominės orbitalės persidengia dėl molekulinių orbitų (MO). Yra du skirtingi kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmai.
KEITIMO MECHANIZMAS – jungtyje dalyvauja vieno elektrono atominės orbitalės, tada. kiekvienam atomui miegamajame suteikiama po vieną elektroną:
DONORAS-AKCEPTORIUS MECHANIZMAS - ryšys susidaro keičiantis donoro atomo elektronų poroms ir akceptoriaus atomo laisvai orbitai: \\
Kovalentinio ryšio savybės slypi ne jo sukūrimo mechanizme.
Kovalentinio ryšio galia: sodrumas, tiesumas, hibridizacija, daugialypiškumas.
Kovalentinio ryšio savybės yra jos tiesumas ir sodrumas. Atominių orbitų fragmentai yra orientuoti į erdvę, tada elektroninio triukšmo ribojimas stebimas už tiesioginių linijų, o tai reiškia kovalentinio ryšio tiesumą. Stulbinantis tiesumas yra akivaizdus, kai atsiranda valentiniai ryšiai tarp cheminių jungčių molekulėse ir kietosiose medžiagose. Dėl kovalentinio ryšio prisotinimo sumažėja išoriniuose apvalkaluose esančių elektronų, kurie gali dalyvauti formuojant kovalentinį ryšį, skaičius.
Vlastivosti KS:
1. KS svarba– ilgojo ryšio (tarpbranduolinės erdvės) prigimties galia ir ryšio energija.
2. CS poliškumas. Molekulėse, kurios dalijasi to paties elemento atomų branduoliais, viena ar kelios elektronų poros priklauso abiem atomams, atomo šerdis ta pačia jėga pritraukia porą elektronų, kurie jungiasi. Toks ryšys vadinamas nepolinis kovalentinis ryšys.
Kadangi elektronų pora, sudaranti cheminį ryšį, yra išstumta į vieną iš atomo branduolių, ryšys vadinamas polinis kovalentinis ryšys.
3. CS intensyvumas– atomo reikšmė mažesnė už KS; prisotinimas apibūdina atomo valentiškumą. Reiškinio valentingumas Kilkyje baigėsi. nesuporuotų elektronų skaičius atome iš esmės yra vienodas.
4. CS tiesumas. Tada didžiausios CS koncentracijos nustatomos esant maksimaliam atominių orbitų persidengimui. Tiesumo pasaulis yra valentinis pjūvis.
5. CS hibridizavimas – Hibridizacijos metu atomų orbitos sumažinamos, todėl. Vyksta energijos ir formos išsilyginimas. Miega sp, sp 2, sp 3 – hibridizacija. sp – molekulės forma yra linijinė (pjūvis 180 0), sp 2 – molekulės forma yra plokščia trikutanas (pjūvis 120 0) , sp 3 - forma tetraedrinė (pjūvis 109 028).
6. CS arba dešiniojo raiščio susidūrimo daugybinis– vadinamas jungčių, kurios susidaro tarp atomų, skaičius daugyb (iš eilės) nuoroda. Didėjant daugybei (tvarkai) ryšys keičiamas iki jungties ir jo energijos.
Bilietas Nr.11
Bilietas Nr.12
Bilietas Nr.13
Bilietas Nr.14
Bilietas Nr.15.
EGZAMINŲ BŪDAS Nr.11
Oksido reakcijos. Elemento oksidacijos stadija. Oksidatorių ir skirstytuvų panaudojimas.
Valentinio ryšio metodas (MVM). Kovalentinio ryšio susidarymo mainų ir donoro-akceptoriaus mechanizmai.
Tema:
Oksido reakcijos(OVR) – reakcijos, kurios vyksta su pasikeitimu v.o. atomai. Oksidacijos reakcijos – tai cheminės reakcijos, atsirandančios keičiant į reaguojančių medžiagų sandėlį patenkančių atomų oksidacijos stadijas, kurios realizuojamos elektronų persiskirstymo tarp oksiduojančio atomo ir pirminio atomo būdu.
Oksidacijos stadija(S.o.) – atomui priskiriamas krūvis, gerbiant jo joną
Okislyuvach (Jautis) – priima elektroniką.
dienoraštis (Raudona) – duoda elektroniką
Jautis 1 + Raudonas 2 Raudonas 1 + Jautis 2
Ox1 + ne– → Raudona1
Cu2+ + 2e– → Cu0
CuSO 4+Zn → ZnSO 4+Cu
Raudona2 – ne– → Ox2
Zn0 – 2e– → Zn2+
|
Mainai A + BA : U |
Donoras-akceptorius A : +VA : U BF 3 + F – – : NH 3 + H + + |
MBC leidžia tris kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmus: mainų, donoro-akceptoriaus, datyvo.
Keitimo mechanizmas. Iki tol susidaro tokio tipo cheminiai ryšiai, nes du sujungti atomai padidina po vieną elektroną, tarsi juos keisdami. Norint sujungti dviejų atomų branduolius, būtina, kad elektronai judėtų tarp branduolių. Ši molekulės sritis vadinama surišimo sritimi (didžiausio įmanomo elektronų porų apsikeitimo molekulėje sritis). Norint apsikeisti nesuporuotais elektronais, atomai turi persidengti savo atomines orbitales. Taip yra dėl kovalentinio cheminio ryšio mainų mechanizmo. Atominės orbitos gali sutapti tik dėl to, kad jas veikia simetrijos jėgos išilgai tarpbranduolinės ašies.
|
|
Donoro ir akceptoriaus sujungimo mechanizmas apima nebendrosios elektronų poros perkėlimą iš vieno atomo į laisvą kito atomo atominę orbitą. Pavyzdžiui, jonų apšvietimas:
Laisvas p-AT boro atome BF 3 molekulėje priima elektronų porą iš fluoro jono (donoro). Nusistovėjęs anijonas turi vienodo stiprumo ir energijos kovalentinius ryšius B-F. Išvesties molekulėje visos trys B-F jungtys yra uždarytos už mainų mechanizmo.
Atomai, kurių išorinį apvalkalą sudaro s- arba p-elektronai, gali būti vienišų elektronų porų donorai arba akceptoriai. Atomai, kurių valentinių elektronų yra d-AT, vienu metu gali veikti ir kaip donorai, ir kaip akceptoriai. Norėdami atskirti šiuos du mechanizmus, pristatėme datyvinio mechanizmo sąvoką, skirtą apšviesti ryšį.
Kitas termodinamikos dėsnis. Entropija, jos fizinė vertė ir skaičiavimo metodai. Sistemos entropijos keitimas kaip universalus kriterijus, leidžiantis tiesiogiai judėti procese.
Osmosas. Osmoso slėgis. Van't Hoffo dėsnis dėl neelektrolitų naudojimo.
Tema:
Kitas termodinamikos dėsnis
U izoliuotas sistemos, trumpalaikis procesas įmanomas tik dėl padidėjusios entropijos.
