Cheminių ryšių tipai. Pagrindinės cheminės obligacijos NH3 tipo cheminės medžiagos tipai
|
Studijuodamas šią temą, jūs išmoksite:
Studijuodamas šią temą, jūs išmoksite:
Švietimo klausimai: |
5.1. Kovalentinis ryšys
Cheminė jungtis susidaro dviejų ar daugiau atomų konvergencijos, jei dėl jų sąveikos atsiranda bendra sistemos energija. Stabiliausios elektroninės atominės korpusų elektroninės konfigūracijos yra kilnių dujų atomų konfigūracija, susidedanti iš dviejų ar aštuonių elektronų. Kitų elementų atomų išoriniai elektroniniai korpusai yra nuo vieno iki septynių elektronų, t.y. yra nebaigti. Kai yra suformuota molekulė, atomai linkę įsigyti stabilų dviejų elektronų arba aštuonių elektronų lukštais. Atomų valentų elektronai dalyvauja cheminės jungties formavime.
Kovalentinis yra cheminė jungtis tarp dviejų atomų, kuriuos sudaro elektroninės poros, priklausančios tuo pačiu metu su šiais dviem atomais.
Yra du kovalentiški komunikacijos mechanizmai: mainai ir donorai - Akcija.
5.1.1. Kovalentinis švietimo mechanizmas
Keičiamas mechanizmas Kovalentinės obligacijos formavimas įgyvendinamas persidengia elektronų elektronų debesų, priklausančių įvairiems atomams. Pavyzdžiui, kai du vandenilio atomų garsiai, 1s elektroniniai orbitai sutampa. Dėl to atsiranda bendra elektronų pora, tuo pačiu metu priklauso abiem atomai. Šiuo atveju cheminė jungtis yra suformuota elektronų, turinčių anti-lygiagretus, Fig. 5.1.
Fig. 5.1. Dviejų atomų vandenilio molekulės susidarymas
5.1.2. DONOR - AKCIJŲ KOVALENT KOMUNIKACIJOS Švietimas
Su donoro-Acquation mechanizmu kovolinio bendravimo švietimo, santykiai taip pat suformuota naudojant elektronines poras. Tačiau šiuo atveju, Odnin atom (donoras) teikia savo elektroninę pora, o kitas atomas (Acques) dalyvauja bendravimo su savo laisva orbita formuojant. Donoro priestato ryšio įgyvendinimo pavyzdys yra amonio jonų NH4 + formavimas, kai NH 3 amoniako sąveikauja su H + vandeniliu.
NH 3 molekulėje trys elektroninės poros sudaro tris obligacijas N - H, ketvirta, priklausanti azoto atomui, elektronų pora yra prasminga. Ši elektroninė pora gali bendrauti su vandenilio jonu, turinčiu laisvą orbitą. Rezultatas yra amonio jonų NH 4 +, Fig. 5.2.
Fig. 5.2. Donoro akcininko bendravimo atsiradimas amonio jon formavimui
Pažymėtina, kad NH4 + keturios kovalentinės obligacijos NH4 + yra lygiaverčiai. Amonio jonyje neįmanoma priskirti donoro priimtojo mechanizmo sudarytos nuorodos.
5.1.3. Poliarinė ir ne poliarinė kovalentinė obligacija
Jei kovalentinę obligaciją sudaro tie patys atomai, elektroninė pora yra tokiu pačiu atstumu tarp šių atomų branduolių. Toks kovalentinis ryšys vadinamas ne poliariniu. Ne poliarinių kovalentinių obligacijų molekulių pavyzdys yra H2, Cl2, O 2, N 2 ir kt.
Poliarinių kovalentinių obligacijų atveju bendroji elektroninė pora perkeliama į atomą su didesniu elektroniniu būdu. Šis ryšys yra įgyvendinamas molekulių, sudarytų įvairių atomų. Kovalentinis polilinis ryšys vyksta HCl, HCl, CO, be molekulių ir kt. 5.3:
Fig. 5.3. Kovalentinio poliarinio ryšio švietime NS1 molekulėje
Atsižvelgiant į molekulę, elektronų pora yra perkelta į chloro atomą, nes jo elektroninė reguliavimas (2,83) yra didesnis už vandenilio atomo (2,1) elektroninė sudėtyje.
5.1.4. Dipolis momentas ir molekulių struktūra
Komunikacijos poliškumo matas yra jo dipolio momentas:
μ \u003d e l,
kur e. - elektronų mokestis, l. - atstumas tarp teigiamų ir neigiamų mokesčių centrų.
Dipolio momentas yra vektoriaus dydis. "Dipolio ryšio momento" ir "dipolio momento molekulės momentu" sąvokos sutampa tik dioksido molekulėms. Molekulės dipolio momentas yra lygus visų jungčių dipolio momentų vektoriniam sumai. Taigi, dipolio momentas poliatominės molekulės priklauso nuo jo struktūros.
Pavyzdžiui, linijinės molekulės CO 2, pavyzdžiui, kiekvienas C-O Polarna jungtys. Tačiau CO 2 molekulė paprastai yra ne poliarinis, nes dipolio ryšių momentai kompensuoja vieni kitus (5.4 pav.). Dipolio momentas anglies dioksido molekulės m \u003d 0.
Kampinės molekulės, H 2 ant poliarinių ryšių N-O yra 104,5 o kampu. DIPOLIŲ AUKŠČIŲ AUKŲ AUKŠČIŲ SUMŲ SUMA yra išreikšta lygiagretės įstriža (5.4 pav.). Kaip rezultatas, dipolio momentas vandens molekulės m nėra nulis.
Fig. 5.4. Dipolio molekulių molekulių momentai CO 2 ir H 2 O
5.1.5. Kulalentinių ryšių jungčių elementų vertinimas
Atomų valence yra nustatomas pagal nesaugių elektronų, dalyvaujančių bendrų elektroninių porų su elektronų su kitų atomų formavimo. Vienas nesukurtas elektronas ant išorinio elektroninio halogeno atomų sluoksnio molekulių F2, HCl, PBR3 ir CCL 4 yra monovalent. Deguonies pogrupio elementai turi du neapibrėžtus elektronus ant išorinio sluoksnio, todėl tokiuose junginiuose kaip O2, H2 O, H2 S ir SCL 2, jie yra dvivalentai.
Nuo to laiko, be įprastų kovalentinių obligacijų molekulių, galima suformuoti ryšį pagal donorų-acceptoriaus mechanizmą, atomų valencija taip pat priklauso nuo esminių elektroninių porų ir nemokamų elektroninių orbitalių buvimo. Valento kiekybinė priemonė yra cheminių obligacijų skaičius, su kuria šis atomas yra prijungtas prie kitų atomų.
Maksimalus elementų valdymas negali viršyti grupės, kurioje jie yra, skaičių. Išimtis yra pirmos grupės Cu, AG, AU, kurio valmenys yra didesni nei vienas. Visų pirma, išorinių sluoksnių elektronai pirmiausia yra tarp šoninių pogrupių elementų cheminių obligacijų formavimo elementai, elektronai taip pat dalyvauja formuojant cheminę jungtį.
5.1.6. Vertinimas elementų normaliose ir sužadintose valstybėse
Daugumos vertinimas cheminiai elementai Tai priklauso nuo to, ar šie elementai yra normalioje ar sužadintoje būsenoje. Elektroninė konfigūracija LI: 1S 2 2s 1 atom. Ličio atomas prie išorinio lygio turi vieną nesusijusį elektroną, t.y. Ličio yra monovalentinis. Labai didelės energijos sąnaudos reikalingi dėl 1S elektronų perėjimo iki 2P orbitos, kad gautų trivalentinę ličio. Ši energijos sąnaudos yra tokios didelės, kad ji nėra kompensuojama energijos, kuri yra pratęsta cheminių obligacijų formavimo. Šiuo atžvilgiu nėra triventės ličio junginių.
Konfigūracija iš išorinio elektroninio sluoksnio elementų Berilia NS 2 berilio elementų. Tai reiškia, kad yra du elektronai, turintys priešingus sukimus ant šių elementų išorinio elektroninio sluoksnio NS orbitinėje kameroje. Berilio pogrupio elementai neturi nesąžiningų elektronų, todėl jų valencija yra normalioje būsenoje, lygi nuliui. Su sužadintoje būsenoje, elektroninė berilio ns 1 NP 1 pogrupio elementų konfigūracija, t.y. Elementai sudaro junginius, kuriuose jie yra dvivalentai.
Bohr Atom valence.
Apsvarstykite elektroninę konfigūraciją boro atomo pagrindinėje būsenoje: 1S 2 22 2 2P 1. Boro atomas pagrindinėje būsenoje yra vienas nesusijęs elektronas (5.5 pav.), I.e. Jis yra monovalentas. Tačiau boronas nėra būdingas junginių, kuriuose jis yra monovalentinis, susidarymą. Kai boro atomas yra susijaudinęs, vienos 2s elektroninis perėjimas 2p orbitiniu (5.5 pav.). Boro atomas sužadintoje būsenoje yra 3 nepasaitos elektronai ir gali sudaryti junginius, kuriuose jo valentas yra lygus trims.
Fig. 5.5. Boro atomo valdžiai normaliose ir sužadintose valstybėse
Energija, išleista už atomo perėjimą į sužadintą valstybę per tą patį energijos lygį, paprastai yra visiškai kompensuojama už energiją, išleistą formuojant papildomus ryšius.
Dėl vienos laisvos 2P orbitos boro atomo, junginių boronas gali sudaryti ketvirtą kovalentinę obligaciją, veikiančią kaip elektroninio poros priėmėjas. Pav. 5.6 rodo, kaip BF molekulė sąveikauja su F - jonų -, dėl kurių susidaro jonų - kurioje Bohr sudaro keturias kovalentines obligacijas.
Fig. 5.6. Donoro-Acceptor mechanizmas, skirtas ketvirtosios kovalentinės obligacijos formavimui boro atomui
Valstijos azoto atomas
Apsvarstykite azoto atomo elektroninę struktūrą (5.7 pav.).
Fig. 5.7. Elektronų platinimas orbitinėje azoto atome
Iš pateiktos schemos matyti, kad azotas turi tris nesusijusius elektronus, jis gali sudaryti tris chemines obligacijas ir jo valenciją yra trims. Azoto atomo perėjimas į sužadintą būseną yra neįmanoma, nes antrojo energijos lygio nėra D-orbitų. Tuo pačiu metu azoto atomas gali suteikti vandenyno elektroninę porą išorinių elektronų 2s 2 atomą, turintį laisvą orbitą (Acquitor). Kaip rezultatas, ketvirtoji cheminė jungtis azoto atomo įvyksta, kaip ir, pavyzdžiui, amonio jonų (5.2 pav.). Taigi azoto atomo didžiausia kovalentinė (suformuotų kovalentinių obligacijų skaičius) yra lygi keturiems. Savo azoto junginiuose, priešingai nei kiti penktos grupės elementai, negali būti penki.
VALENCIJOS GALIMYBĖS PHOSPHORUS, sieros ir halogeno atomų
Skirtingai nuo azoto atomų, deguonies ir fluoro, kuris yra trečiuoju laikotarpiu, fosforo, sieros ir chloro atomuose turi nemokamų 3D ląstelių, kai elektronai gali judėti. Kai fosforo atomas yra susijaudinęs (Pav. 5.8), ant išorinis elektronų sluoksnis pasirodo 5 nepasaitos elektronai. Kaip rezultatas, junginiuose, fosforo atomas gali būti ne tik trys, bet ir penkių.
Fig. 5.8. Valento elektronų platinimas orbitaliuose fosforo atomo, esančio sužadintoje būsenoje
Be abejotinos sieros, be valentų, lygus dviem, taip pat yra lygus keturias ir šešiems. Šiuo atveju jis yra nuosekliai atskiriantis 3R ir 3S elektronų (5.9 pav.).
Fig. 5.9. Sieros atomo valentinės gebėjimai sužadintoje būsenoje
Džiaugtintame būsenoje visuose pagrindinės grupės V grupės elementuose, išskyrus fluorą, pirmiausia galima išsiaiškinti, o tada S-elektroninės poros. Kaip rezultatas, šie elementai tampa trijų, penkių ir septynių (Pav. 5.10).
Fig. 5.10. Chloro atomų, bromo ir jodo valence gebėjimai susijaudintoje būsenoje
5.1.7. Kovalentinio ilgio, energijos ir dėmesio
Kovalentinis ryšys, kaip taisyklė, susidaro tarp ne metalų atomų. Pagrindinės kovalentinės obligacijos charakteristikos yra ilgis, energija ir orientacija.
Kovalentinis ryšio ilgis
Komunikacijos ilgis yra atstumas tarp atomų, sudarančių šį ryšį, branduolius. Tai lemia eksperimentinė fiziniai metodai. Galima įvertinti komunikacijos ilgio dydį pagal priedo taisyklę, pagal kurią bendravimo ilgis AB molekulėje yra maždaug lygus nuorodas semiuotai molekulių 2 ir B 2:
.
Į viršų žemyn pogrupiai periodinė sistema Cheminės obligacijos elementai didėja didėja, nes atomų spinduliai padidėja šia kryptimi (5.1 lentelė). Didėjant ryšio daugialypiam vartojimui, jo ilgis yra sumažintas.
5.1 lentelė.
Kai kurių cheminių ryšių ilgis
Cheminiai ryšiai |
Komunikacijos trukmė, PM |
Cheminiai ryšiai |
Komunikacijos trukmė, PM |
C - S. |
|||
Ryšio jėgos matas yra bendravimo energija. Komunikacijos energija Tai lemia energija, reikalinga susilieti surišimu ir pašalinimu atomų, sudarančių šį ryšį, yra be galo ilgas atstumas vienas nuo kito. Kovalentinis ryšys yra labai stiprus. Jo energija svyruoja nuo kelių dešimčių iki kelių šimtų KJ / mol. ICL 3 molekulės, pavyzdžiui, ≈40, ir molekulių N 2 ir CO Evyati ≈1000 KJ / Mol.
Nuo viršaus į apačią pagal periodinės elementų sistemos pogrupius, cheminės jungties energija mažėja, nes komunikacijos trukmė didėja šia kryptimi (5.1 lentelė). Didėjant bendravimo daugialypiam jo energijos didinimui (5.2 lentelė).
5.2 lentelė.
Kai kurių cheminių ryšių energija
Cheminiai ryšiai |
Komunikacijos energija |
Cheminiai ryšiai |
Komunikacijos energija |
C - S. |
|||
Kovalentinio įstojimas ir dėmesys
Svarbiausios kovalentinio ryšio savybės yra jos prisotinimas ir dėmesys. Stačiojimas gali būti apibrėžiamas kaip atomų gebėjimas sudaryti ribotą skaičių kovalentinių obligacijų. Taigi anglies atomas gali sudaryti tik keturias kovalentines obligacijas, o deguonies atomas yra du. Didžiausias įprastinių kovalentinių obligacijų skaičius, kuris gali sudaryti atomą (neatsižvelgiant į donoro mechanizmo suformuotus ryšius) yra lygus nesusijusių elektronų skaičiui.
Kovalentinės obligacijos turi erdvinę orientaciją, nes vienos obligacijos formavimosi orbitalų sutapimas vyksta per atomų branduolį. Elektroninių molekulės elektroninių orbitalių erdvinį išdėstymą sukelia jo geometrija. Kampai tarp cheminių obligacijų vadinami valencijos kampais.
Kovalentinės obligacijos prisotinimas ir kryptis išskiria šį ryšį nuo jonų, kuris, be priežiūros ir netiesioginis, yra be priežiūros.
Molekulių erdvinė struktūra H 2 O ir NH 3
Kovalentinio ryšio kryptis apsvarstys H2 O ir NH 3 molekulių pavyzdį.
H 2 o molekulė susidaro nuo deguonies atomo ir dviejų vandenilio atomų. Deguonies atomas turi du nesusijusius P-elektronus, kurie užima du orbitą, esančius vieni kitiems kampais. Vandenilio atomai turi neužterštų 1S elektronų. Kampas tarp R-elektronų suformuotų jungčių turi būti arti kampo tarp P-elektronų orbitos. Tačiau eksperimentiškai buvo nustatyta, kad kampas tarp O-H jungčių vandens molekulėje yra 104,50. Kampo padidėjimas, palyginti su 90 O kampu, gali būti paaiškintos jėgos, veikiančios tarp vandenilio atomų, pav. 5.11. Taigi, H 2 o molekulė turi kampinę formą.
Sudarant NH3 molekulę, azoto atomo, kurio orbotinis yra trys, yra trys abipusiai statmenos kryptys. Todėl trys "N-H" obligacijos turėtų būti išdėstytos kampuose viena kitai beveik 90 ° (5.11 pav.). Eksperimentinė kampas tarp NH3 molekulės jungčių yra 107,3 \u200b\u200b°. Skirtumas tarp kampų tarp tarp teorinės obligacijų yra mokėtinas, kaip ir vandens molekulės atveju, abipusio vandenilio atomų atomu. Be to, pateiktos schemos neatsižvelgia į dviejų elektronų dalyvavimo 2s orbitoje galimybę formuojant chemines obligacijas.
Fig. 5.11. Trūksta elektroninių orbitalių cheminių obligacijų formavimu molekulių H 2 O (A) ir NH3 (B)
Apsvarstykite svorio molekulės1 2 formavimą. Berilio atomo sužadintoje būsenoje yra du nesusiję elektronai: 2s ir 2p. Galima daryti prielaidą, kad berilio atomas turėtų sudaryti dvi ryšius: vieną ryšį su "S-Electron" ir vieną ryšį su "P-Electron". Šios nuorodos turi turėti skirtingą energiją ir skirtingus ilgius. Svoris Molekulė1 2 Šiuo atveju neturėtų būti linijinis, bet kampas. Tačiau patirtis rodo, kad svorio molekulė 1 2 turi linijinę struktūrą ir abi cheminės obligacijos yra lygios. Panaši situacija pastebima, kai laikoma BCL 3 ir CCL 4 molekulių struktūra - visos šios molekulių nuorodos yra lygiavertės. BC1 3 molekulė turi plokščią struktūrą, CC1 4 - Tetraedral.
Paaiškinti tokių molekulių struktūrą kaip svoris1 2, BCL 3 ir CCL 4, Polneg ir Slater. (JAV) pristatė idėją apie atominių orbitalų hibridizaciją. Jie pasiūlė pakeisti keletą atominių orbitų, kurie nėra labai skirtingi jų energijos, tuo pačiu skaičius lygiaverčių orbitų, vadinamų hibridu. Šios hibridinės orbitos yra sudarytos iš atominės dėl jų linijinio derinio.
Pasak L. Polingu, cheminių obligacijų formavimu atomu, turinčiais įvairių tipų elektronus viename sluoksnyje ir todėl nėra labai skirtingos energijos (pvz., S ir P), galima keisti konfigūraciją Įvairių tipų orbitos, kurioje jos yra suderintos su forma ir energija.. Kaip rezultatas, hibridiniai orbitos yra suformuoti turintys asimetrinę formą ir stipriai pailgos vienaip iš branduolio. Svarbu pabrėžti, kad hibridizacijos modelis naudojamas, kai įvairių tipų elektronai dalyvauja jungčių formavime, pvz., S ir p.
5.1.8.2. Įvairių atominių orbitalų hibridizacijos tipai
SP-hibridizacija
Hibridizacija s.- ir vienas r.- orbitos ( sp.- hibridizacija) Jis įgyvendinamas, pavyzdžiui, berilio chlorido formavimui. Kaip parodyta aukščiau, sužadinto valstybės atomo bičių turi du nesusijusius elektronus, iš kurių vienas užima 2s orbitą, o kitas - 2P orbitinis. Sudarant cheminę jungtį, šios dvi skirtingos orbitos yra transformuojamos į du identiškus hibridinius orbitalus, nukreiptus į 180 ° kampu vienas nuo kito (5.12 pav.). Linijinis dviejų hibridinių orbitų išdėstymas atitinka jų minimalią jų atbaidymą. Kaip rezultatas, Becl 2 molekulė turi linijinę struktūrą - visi trys atomai yra toje pačioje eilutėje.
Fig. 5.12. Elektroninių orbitalių grandinės sutapimas, kai formuojate "Becl 2" molekulę
Acetileno molekulės struktūra; Sigma ir Pi.
Apsvarstykite derintinų elektroninių orbitalių grandinę acetileno molekulės formavimui. Acetileno molekulėje kiekvienas anglies atomas yra SP-hibridinėje būsenoje. Du SP-hibridiniai orbitos yra 1800 vieni kitų kampu; Jie sudaro vieną σ-α-ląstelę tarp anglies atomų ir dviejų σ-reiškia vandenilio atomus (5.13 pav.).
Fig. 5.13. Švietimo schema S jungtys acetileno molekulėje
Σ -cound yra vadinama obligacija, sudaryta per sutampančių elektroninių orbitalių palei liniją, jungiančią atomų branduolius.
Kiekviename anglies atome acetileno molekulėje yra dar du P-elektronai, kurie nedalyvauja σ-hosts formavimui. Elektroniniai šių elektronų debesys yra išdėstyti abipusiai statmens lėktuvuose ir, sutampa tarpusavyje, sudaro dar du π produktus tarp anglies atomų dėl šoninio ne libid sutapimo. r.- Lenkija (5.14 pav.).
π -Ceating yra kovalentinė cheminė jungtis, sudaryta dėl elektronų tankio padidėjimo abiejose linijos pusėse, jungiančiose atomines šerdes.
Fig. 5.14. Formavimo schema σ - ir π - jungtys acetileno molekulėje.
Taigi, acetileno molekulėje tarp anglies atomų, susidaro trivietis ryšys, kurį sudaro vienas σ - ryšiai ir du π - jungtys; Σ. - Ryšiai yra patvaresni nei π - komunikacija.
sP2- hibridizacija
BCL 3 molekulės struktūra gali būti paaiškinta nuo požiūrio sP2.- hibridizacija. Boronas sužadintoje būsenoje išoriniame elektronų sluoksnyje yra vienas s-elektronas ir du P-elektronai, t. Y. Trys neapibrėžtos elektronai. Šie trys elektroniniai debesai gali būti konvertuojami į tris lygiaverčius hibridinius orbitos. Minimalus trijų hibridinių orbitų atstumas atitinka jų vietą vienoje plokštumoje 120 O kampu (5.15 pav.). Taigi, BCL 3 molekulė turi plokščią formą.
Fig. 5.15. BCL 3 molekulės struktūra
sP 3 - hibridizacija
Anglies atomo (S, PX, PZ, PZ) valentų orbitos gali būti konvertuojamos į keturis lygius hibridinius orbitalus, kurie yra erdvėje 109,5 o kampu vienas kitam ir nukreiptas į Tetraedro viršūnes, centre kuris yra anglies atomo branduolys (5.16 pav.).
Fig. 5.16. Metano molekulės tetraedrinė struktūra
5.1.8.3. Hibridizacija, susijusi su garų elektroninėmis poromis
Hibridizacijos modelis gali būti naudojamas paaiškinti molekulių struktūrą, kurioje papildomai privalomi, taip pat yra nemokamos elektroninės poros. Vandens ir amoniako molekulėse bendras centrinio atomo elektroninių porų skaičius (O ir N) yra lygus keturiems. Tuo pačiu metu vandens molekulėje yra du ir amoniako molekulė - viena pažymėta elektronų pora. Galima paaiškinti cheminių obligacijų formavimąsi šiose molekulėse, darant prielaidą, kad netiesioginės elektroninės poros taip pat gali užpildyti hibridinius orbitą. Įvairios elektroninės poros užima žymiai daugiau vietos erdvėje nei privalomas. Dėl atbaidymo, kuris atsiranda tarp laistytų ir surišančių elektronų porų, yra mažėjantis valentiniu kampu vandens ir amoniako molekulių, kurios pasirodo, yra mažesnis nei 109,5 o.
Fig. 5.17. SP 3 - hibridizacija, apimanti energingas elektronines poras H 2 O molekulės (A) ir NH3 (b)
5.1.8.4. Nustatantis hibridizacijos tipą ir molekulių struktūros apibrėžimą
Sukurti hibridizacijos tipą, todėl molekulių struktūros turi būti naudojamos šiomis taisyklėmis.
1. Centrinio atomo hibridizacijos tipas, kuriame nėra pažeidžiamų elektroninių porų, nustatoma pagal Sigmos obligacijų skaičių. Jei yra du SP-hibridizacija, trys - SP 2 hibridizacija, keturi - SP 3 hibridizacija. Esminės elektroninės poros (nesant donoro-acceptoriaus mechanizmo sudarytų obligacijų) nėra molekulių, sudarytų berilio, boro, boro, silicio atomų, i.e. Pagrindinių pogrupių elementuose II - IV grupės.
2. Jei centrinėje atome yra lotos elektroninė pora, hibridinių orbitų skaičius ir hibridizacijos tipas lemia Sigma obligacijų skaičiaus ir pažeidžiamų elektroninių porų skaičiaus suma. Hibridizacija su garų elektroninių porų dalyvavimu vyksta molekulėse, kurias sudaro azoto, fosforo, deguonies, sieros atomų, t.y. Pagrindinių Pogrupių V ir VI grupių elementai.
3. Molekulių geometrinę formą lemia centrinės atomo hibridizacijos tipas (5.3 lentelė).
5.3 lentelė.
Valenijos kampai, molekulių geometrinė forma, priklausomai nuo centrinio atomo hibridinių hibridizacijos ir tipo skaičiaus
5.2. Jonų komunikacija
Jonų ryšys atliekamas elektrostatiniu pritraukimu tarp priešingiausiai apmokestinamų jonų. Šie jonai susidaro dėl elektronų perėjimo iš vieno atomo į kitą. Joninis ryšys yra suformuotas tarp atomų, turinčių didelių skirtumų elektros derybose (paprastai daugiau nei 1,7 dėl tikrojo skalės), pavyzdžiui, tarp šarminių metalų atomų ir halogeno.
Apsvarstykite jonų ryšių atsiradimą NaCL formavimo pavyzdžiu. Nuo elektroninių formulių atomų NA 1S 2 2 2 2 2 2. CL 1S 2 2 2 2 2 2. gali būti matomi, kad užbaigti išorinį natrio atomą būtų lengviau pateikti vieną elektroną nei pridėti septynis, ir Chloro atomas yra lengviau prijungti vieną, nei septyni. AT cheminės reakcijos Natrio atomas suteikia vieną elektroną, o chloro atomas imasi. Kaip rezultatas, elektroniniai kriauklės natrio ir chloro atomų konvertuojami į stabilių elektroninių kriauklių kilnių dujų (elektroninė konfigūracija natrio katijonas Na + 1s 2 22 2 22 22, ir elektroninė konfigūracija chloro CL - - 1S 2 chloro 2s 2 2 2. 2 3S 2 3P 6). Elektrostatinė jonų sąveika sukelia NaCl molekulės susidarymą.
Pagrindinės jonų komunikacijos ir jonų junginių savybių charakteristikos
1. Jonų ryšys yra kieta cheminė jungtis. Šio ryšio energija yra apie 300 - 700 kJ / mol.
2. Skirtingai nuo kovalentinio ryšio, jonų komunikacija yra nekryptisKadangi jonas gali pritraukti priešingų ženklų jonus bet kokia kryptimi.
3. Skirtingai nuo kovalentinio ryšio, jonų ryšys yra neprisotinta.Kadangi priešingų ženklų jonų sąveika nesukelia visiškos abipusės kompensacijos už savo galios laukus.
4. Sudarant molekules su jonų klijais procese, nėra visiško elektronų perdavimo, todėl gamtoje nėra šimto procentų jonų. NaCl molekulėje cheminis ryšys yra tik 80% jonų.
5. Junginiai su jonų ryšiu yra kietos kristalinės medžiagos, turinčios dideles lydymosi ir virimo taškus.
6. Dauguma jonų junginių ištirpsta vandenyje. Joninių junginių tirpalai ir lydymas atlieka elektros srovę.
5.3. Metalo komunikacija
Metaliniai atomai prie išorinio energijos lygio turi nedidelį skaičių valentų elektronų. Kadangi metalų atomų jonizacijos energija yra maža, valimo elektronai yra prastai laikomi šiais atomais. Kaip rezultatas, teigiamai įkrautas jonų ir laisvųjų elektronų atsiranda kristalų groteles metalų. Tuo pačiu metu metaliniai katijonai yra kristalinio grotelės mazguose, o elektronai laisvai juda teigiamų centrų, sudarančių vadinamąsias "elektronines dujas" srityje. Dviejų nukrypimų nuo neigiamo įkrovimo elektrono buvimas sukelia faktą, kad kiekvienas katijonas sąveikauja su šiuo elektronu. Taigi, metalo komunikacija yra tarp teigiamų jonų metalo kristalų, kuris atliekamas pritraukiant elektronų laisvai juda visoje kristalų.
Kadangi Valencijos elektronai metalo yra tolygiai paskirstyti visoje kristalų, metalo komunikacijos, taip pat jonų, yra vienarūšis ryšys. Skirtingai nuo kovalentinio ryšio, metalinis ryšys yra neprisotintas ryšys. Nuo kovalentinės obligacijos metalo komunikacija Taip pat išsiskiria jėga. Metalinės obligacijos energija yra maždaug nuo trijų iki keturių kartų mažiau nei kovalentinės obligacijos energija.
Dėl didelio elektronų dujų mobilumo metalai pasižymi dideliu elektros ir šiluminiu laidumu.
5.4. Vandenilio ryšiai. \\ T
HF molekulėse HF, H 2 O, NH 3 junginiai yra vandenilio jungtys su stipriai elektronine elementu (H-F, H-O, H-N). Tarp tokių junginių molekulių galima suformuoti tarpinis vandenilio obligacijos. Kai kuriose organinėse molekulėse, kurių sudėtyje yra H-O, H-N obligacijų, gali kilti intramolekulinės vandenilio obligacijos.
Vandenilio obligacijų susidarymo mechanizmas turi iš dalies elektrostatinę, dalinai donorą - ACCATER simbolį. Tuo pačiu metu elektronų poros donoras yra stiprus elektroninis elementas (F, O, N) ir skaičiuoklė - vandenilio atomai, prijungti prie šių atomų. Kalbant apie kovalentines komunikacijas, vandenilio jungtys yra būdingos maistas I erdvėje I. staturability. \\ T.
Vandenilio komunikacija yra pagaminta žymėti taškus: n ··· F. Vandenilio jungtis yra stipresnė už didesnį partnerio atomo ir mažesnio dydžio elektroninę sudėtį. Jis yra būdingas pirmiausia fluoro junginiams, taip pat deguonies, mažesnio laipsnio azoto, iki dar mažesniu mastu chloro ir sieros. Atitinkamai keičiasi vandenilio jungties energija (5.4 lentelė).
5.4 lentelė.
Vidutinės vandenilio obligacijų vertės
Tarpinis ir intramolekulinė vandenilio jungtis
Dėl vandenilio obligacijų molekulė yra sujungta į dimerų ir sudėtingesnių partnerių. Pavyzdžiui, skruzdžių rūgšties formavimasis gali būti pateiktas šiam schemai (5.18 pav.).
Fig. 5.18. Tarpolekulinių vandenilio jungčių formavimas skruzdžių rūgštyje
Vandenyje gali atsirasti ilgų asocijuotųjų asocijuotųjų grandinių (H 2 O) N (5.19 pav.) (5.19 pav.).
Fig. 5.19. Asociacijos grandinės švietimą skystu vandeniu dėl tarpinis vandenilio obligacijų
Kiekviena H 2 o molekulė gali sudaryti keturias vandenilio jungtis, o HF molekulė yra tik dvi.
Vandenilio jungtys gali atsirasti tiek tarp skirtingų molekulių (tarpinis vandenilio jungtis) ir molekulės viduje (intramolekulinė vandenilio jungtis). Pavyzdžiai intramolekulinio bendravimo kai kuriems organinės medžiagos. \\ T Pateikta Fig. 5.20.
Fig. 5.20. Intramolekulinių vandenilio jungčių susidarymas įvairiose molekulėse organiniai junginiai
Vandenilio obligacijų poveikis medžiagų savybėms
Patogiausias tarpinio vandenilio jungties egzistavimo rodiklis yra medžiagos virimo temperatūra. Didesnis virimo temperatūros kiekis (100 ° C, palyginti su vandenilio junginiais, kurių pogrupio pogrupio elementai (H 2 S, H 2 SE, H 2 TE) paaiškinama vandenilio obligacijų buvimu: tarpolekulinių vandenilio jungčių sunaikinimas Turi būti tikimasi, kad vanduo kainuos papildomą energiją.
Vandenilio jungtis gali reikšmingai paveikti medžiagų struktūrą ir savybes. Tarpinis vandenilio obligacijos egzistavimas padidina lydymosi ir virimo temperatūrą. Intramolekulinės vandenilio obligacijos buvimas lemia tai, kad deoksiribonukleino rūgšties molekulė (DNR) pasirodė valcuota vandens dvigubomis spiralėmis.
Vandenilio obligacija taip pat atlieka svarbų vaidmenį likvidavimo procesuose, nes tirpumas priklauso nuo junginio gebėjimo suteikti vandenilio jungtis su tirpikliu. Kaip rezultatas, kuriame yra tokių medžiagų, tokių kaip cukrus, gliukozės, alkoholiai, \\ t karboksirūgštys. \\ TPaprastai vandenyje gerai tirpsta gerai.
5.5. Crystal groteles tipai
Kaip taisyklė, turi kristalinę struktūrą. Dalelės, iš kurių kristalai (atomai, jonai ar molekulės) yra išdėstyti griežtai tam tikruose erdvės taškuose, sudarant kristalų groteles. CRYSTAL CELL. Jį sudaro elementarios ląstelės, išlaikančios šios grotelės struktūros ypatybes. Taškai, kuriuose yra dalelių kristalų grotelės mazgai. Priklausomai nuo dalelių tipo grotelių mazguose ir jų santykių pobūdį skiriasi 4 kristalų groteles.
5.5.1. Atomic Crystal groth.
Atominių kristalinių grotelių mazguose yra kovalentinių obligacijų tarpusavio sujungta atomai. Medžiagos, turinčios branduolinę groteles, apima deimantų, silicio, karbidų, silicidų ir kt. Atominės kristalo struktūroje neįmanoma išskirti atskirų molekulių, visa kristalai laikoma viena milžiniška molekulė. Deimantų struktūra parodyta Fig. 5.21. Deimantas susideda iš anglies atomų, kurių kiekvienas yra susijęs su keturiais kaimyniniais atomais. Dėl to, kad kovalentiniai ryšiai yra patvarūs, visos medžiagos, turinčios atomines groteles, yra ugniai atsparios, kietos ir jaunos medžiagos. Jie yra mažai tirpūs vandenyje.
Fig. 5.21. Crystal grotelės deimantas
5.5.2. Molekulinės kristalų grotelės
Molekulinės kristalinių grotelių mazguose yra molekulių, susijusių su silpnomis tarpimalomis jėgomis. Todėl medžiagos, turinčios molekulinę groteles, turi nedidelį kietumą, jie yra šiek tiek išgelbėjimai, būdingi dideliam nepastovumui, nėra tirpūs vandenyje, jų sprendimai, kaip taisyklė, neatlieka elektros srovės. Molekulinės kristalinės grotelių medžiagos yra žinomos daug. Tai yra kieto vandenilis, chloras, anglies oksidas (IV) ir kitos medžiagos, kurios yra natūralios temperatūros dujinėje būsenoje. Dauguma kristalinių organinių junginių turi molekulinę groteles.
5.5.3. Jonų kristalų grotelės
Kristalinės grotelės, kurių mazgai yra vadinami jonai joninis. Jie sudaro medžiagas su jonų ryšiu, pavyzdžiui, šarminių metalų halogenidais. Joninėse kristaluose atskiros molekulės negali būti izoliuotos, visas kristalas gali būti laikomas vienu makromolekulu. Nuo jonų nuorodos yra patvarios, todėl medžiagos su jonų grotelėmis turi mažą nepastovumą, aukštą lydymosi ir virimo temperatūrą. Natrio chlorido kristalų grotelės yra pateiktos Fig. 5.22.
Fig. 5.22. Crystal Natrio chlorido grotelės
Šiame paveikslėlyje šviesos rutuliai yra Na + jonai, tamsiai jonai. Paliktas Fig. 5.22 rodo Naci elementarią ląstelę.
5.5.4. Metalo kristalų grotelės
Metalai kieto būsenos sudaro metalo kristalų groteles. Tokių grotelių mazguose yra teigiamų metalų jonų, o tarp jų juos sklandžiai sklandžiai. Elektronai Elektrostiniu būdu pritraukia katijonus, taip suteikiant stabilumą su metaliniu tinkleliu. Tokia grotelių struktūra lemia aukštą šilumos laidumą, metalų elektros laidumą ir plastiškumą - mechaninio deformacijos metu nesulaužo kristalų obligacijas ir sunaikinimą, nes jo jonų komponentai plaukioja elektronų dujų debesyje. Fig. 5.23 rodo kristalų natrio groteles.
Fig. 5.23. Crystal Natrio grotelės
Prašome padėti išspręsti chemiją. Nurodykite komunikacijos tipą molekulėse NH3, Cacl2, Al2O3, ... ir gavo geriausią atsakymą
Atsakymas iš Olga Lyabina [Guru]
1) NH3 ryšio tipo Cove. Polar. Komunikacijos formavime dalyvauja trys neapibrėžtos azoto elektronai ir vienas vandenilis. PI obligacijos nėra. Hibridizacija SP3. Pyramidinės molekulės forma (viena orbitinė nedalyvauja hibridizacijoje, Tetraedonas virsta piramidėmis)
Cacl2 jonų ryšio tipas. Sudarant komunikaciją, dalyvauja du elektronai kalcio apie S orbitalį, o tai užima du chloro atomus, užpildant trečiąjį lygį. PI-obligacijos ne, tipas hibridizacija SP. Jie yra vietos 180 laipsnių kampu
AL2O3 jonų ryšio tipas. Sudarant komunikaciją, trys elektronai su S ir P yra aliuminio orbitatinis, kuris vartoja deguonį, užpildo antrąjį lygį. O \u003d al-o-al \u003d O. Yra pi-ryšiai tarp deguonies ir aliuminio. Hibridizacijos SP tipas yra tikėtinas.
"Bas" prijungimo tipas Jonic. Du elektronai bario užima sierą. BA \u003d S yra vienas PI ryšys. Hibridizacija sp. Plokščia molekulė.
2) Agno3.
sidabras, atkurtas katode
Į AG + + E \u003d AG
vanduo oksiduoja ant anodo
2H2O - 4E \u003d O2 + 4H +
pagal Faraday įstatymą (kaip jau ten ...) katodoje išrinktos medžiagos masė (apimtis) yra proporcinga elektros energijos skaičiui, perduodamo per tirpalą
m (ag) \u003d man / zf * i * t \u003d 32,23 g
V (O2) \u003d VE / f * i * t \u003d 1,67 l
Atsakymas iš. \\ T 2 Atsakymas[Guru]
Ei! Čia yra temų pasirinkimas su atsakymais į jūsų klausimą: padėti išspręsti chemiją. Nurodykite bendravimo tipą molekulėse NH3, CaCl2, AL2O3, ...
E.N. FRENKEL.
Pamoka chemijoje
Pašalpa tiems, kurie nežino, bet nori žinoti ir suprasti chemiją
I dalis. Bendrosios chemijos elementai
(Pirmasis sudėtingumo lygis)
Tęsėsi. Cm. 13, 18, 23/2007;
6/2008
4 skyrius. Cheminės komunikacijos samprata
Ankstesniuose šio vadovo skyriuose buvo diskutuojama, kad medžiaga susideda iš molekulių ir molekulių - nuo atomų. Ar turėjote klausimą: kodėl yra atomai, kurie sudaro molekulę, nesiskiria skirtingomis kryptimis? Kas saugo atomus molekulėje?
Laikykite juos Cheminiai ryšiai .
Siekiant suprasti cheminės jungties pobūdį, pakanka prisiminti paprastą fizinę patirtį. Du rutuliai, kabantys šalia stygos, jokiu būdu "reaguoja" vieni kitiems. Bet jei duodate vieną kamuolį teigiamą mokestį, o kitas yra neigiamas, jie pritrauks vieni kitus. Ar ši galia pritraukia atomus vieni kitiems? Iš tiesų, tyrimai parodė, kad cheminis ryšys turi elektros prigimtį.
Kaip mokesčiai kyla neutralių atomų?
Straipsnis buvo paskelbtas remiant egzamino "EXAM" mokymą internetu. Svetainėje rasite visas reikalingas medžiagas nepriklausomam preparatams naudoti - sukurti unikalų pasirengimo planą kiekvienam vartotojui, stebėti pažangą kiekvieno dalyko, teorijos ir užduočių. Visos užduotys atitinka naujausius pakeitimus ir papildymus. Taip pat yra galimybė siųsti užduotis iš rašytinės dalies EEG patikrinti ekspertus gauti taškų ir analizuojant apie įvertinimo kriterijus. Užsikeitimo užklausų su patirtimi, praeinantys lygiai, premijos ir apdovanojimai, konkursai su draugais Ege arenoje. Norėdami pradėti mokymą, sekite nuorodą: https://examer.ru.
Apibūdinant atomų struktūrą, buvo įrodyta, kad visi atomai, išskyrus kilnių dujų atomus, siekia pridėti arba suteikti elektronų. Priežastis yra stabilaus aštuonių elektronų išorinio lygio (pavyzdžiui, kilnių dujų) susidarymas. Kai vartojate arba atkuriant elektronus, kyla elektriniai mokesčiai, ir, kaip rezultatas, elektrostatinė dalelių sąveika. Taip kyla jonų komunikacija . Ryšys tarp jonų.
Jonai yra stabilios įkrautos dalelės, kurios yra suformuotos kaip gavimo ar grąžinimo elektronų.
Pavyzdžiui, reakcija dalyvauja aktyvus metalas ir aktyvus ne metaloninis:
Šiame procese metalinis atomas (natrio) suteikia elektronams:
a) Ar tokia atspari kietoji medžiaga?
b) Kiek elektronų liko natrio atomo?
c) Ar ši dalelė turi mokestį?
Taigi, šiame procese buvo suformuota pastovia dalelė (8 elektronai esant išoriniam lygiui), kuris turi mokestį, nes Natrio atomo branduolyje mokestis vis dar +11, o likusieji elektronai turi bendrą mokestį -10. Todėl natrio jonų mokestis yra +1. Trumpai įrašykite šį procesą taip:
Kas atsitinka su sieros atomu? Šis atomas gauna elektronus, kol bus baigtas išorinis lygis:
Paprastas skaičiavimas rodo, kad ši dalelė yra mokestis:
Daugiametį ir įkrauta jonai pritraukiami, todėl jonų komunikacijos ir jonų molekulė:
Yra ir kitų būdų, kaip formuoti jonus, kuri bus pasakyta 6 skyriuje.
Formaliai ši molekulės sudėtis priskiriama natrio sulfidui, nors medžiaga, susidedanti iš jonų, yra maždaug tokia struktūra (1 pav.):
Šiuo būdu, medžiagos, susidedančios iš jonų, nėra atskirų molekulių! Šiuo atveju galime kalbėti tik apie sąlyginę "joninę molekulę".
4.1 užduotis. Rodyti, kaip atsiranda elektronų perėjimas, kai atsiranda jonų ryšys tarp atomų:
a) kalcis ir chloras;
b) aliuminio ir deguonies.
P o m n ir t e! Metalinis atomas suteikia išorinius elektronus; Nemmetal Atom trūksta elektronų.
Išėjimas. Joninė jungtis pagal pirmiau aprašytą mechanizmą yra suformuota tarp aktyvių metalų ir aktyvių nemetalų atomų.
Tačiau tyrimai rodo, kad visiškas elektronų perėjimas iš vieno atomo į kitą yra toli nuo visada. Labai dažnai cheminė jungtis nėra suformuota elektronų atsigavimo metu, tačiau dėl bendrųjų elektroninių porų susidarymo *. Toks ryšys vadinamas Kovalentinis .
Kovalentinis ryšys atsiranda dėl bendrųjų elektroninių porų formavimo. Šis ryšio tipas susidaro, pavyzdžiui, tarp ne metalo atomų. Taigi, žinoma, kad azoto molekulė susideda iš dviejų atomų - N 2. Kaip kyla kovalentinis ryšys tarp šių atomų? Norėdami atsakyti į šį klausimą, būtina atsižvelgti į azoto atomo struktūrą:
Apie P apie. Kiek elektronų trūksta iki išorinio lygio pabaigos?
O t e t. Nėra pakankamai trijų elektronų. Todėl, kalbant apie kiekvieną išorinio taško elektroną, mes gauname:
Apie P apie. Kodėl trys elektronai pažymėti vienu taškais?
Apie t. Faktas yra tai, kad mes norime parodyti bendrų elektronų porų formavimąsi. Ir pora yra du elektronai. Tokia pora atsiranda, ypač jei kiekvienas atomas suteikia vieną elektroną, kad susidarytų pora. Azoto atomas neturi trijų elektronų, kol bus baigtas išorinis lygis. Taigi, jis turi "pasirengti" tris atskirus elektronus formuojant būsimas poras (2 pav.).
Gauta elektroninė molekulės formulė. \\ T azotas, kuris rodo, kad kiekvienas azoto atomas dabar yra aštuoni elektronai (šeši iš jų yra apvyniojami į savo elektronų ovalo ir 2); Tarp atomų (apskritimų sankryžos vietos) yra trys bendros elektronų poros.
Kiekviena elektronų pora atitinka vieną kovalentinę obligaciją. Kiek kovalentinių ryšių atsirado? Trys. Kiekvienas ryšys (kiekviena bendra elektronų pora) parodys su brūkšneliu (valence brūkšniniu kodu):
Visos šios formulės nesuteikia atsakymo į klausimą: kas jungiasi atomai formuojant kovalentinį ryšį? Elektroninė formulė rodo, kad bendra elektronų pora yra tarp atomų. Šioje erdvės srityje įvyksta neigiamas mokestis. Ir atomų branduoliai, kaip žinote, turite teigiamą mokestį. Taigi abiejų atomų branduoliai pritraukiami į bendrą neigiamą mokestį, kuris atsiranda dėl bendro elektronų PAМ (tiksliau, elektroninių debesų sankirta) (3 pav.).
Ar toks ryšys gali būti tarp skirtingų atomų? Gali. Leiskite azoto atomui sąveikauja su vandenilio atomais:
Vandenilio atomo struktūra rodo, kad atomas turi vieną elektroną. Kiek tokių atomų reikia imtis, kad azoto atomo "gavo norimą" - trys elektronai? Akivaizdu, trys vandenilio atomai
(4 pav.):
Kryžius pav. 4 Nurodomi vandenilio atomo elektronai. Elektroninė amoniako molekulės formulė rodo, kad azoto atomas tapo aštuoniais elektronais, o kiekvienas vandenilio atomas pavyko dviem elektronais (ir nebegali būti pirmuoju energijos lygiu).
Grafinė formulė rodo, kad azoto atomas yra trys (trys lašai arba trys valence smūgiai), o kiekvienas vandenilio atomas yra valentinis (vienas brūkšnys).
Nors abiejų molekulių N 2 ir NN 3 kompozicija apima tą patį azoto atomą, cheminės obligacijos tarp atomų skiriasi vienas nuo kito. Azoto molekulėje N 2, cheminės obligacijos forma tie patys atomai, Todėl, bendrosios elektroninės poros yra viduryje tarp atomų. Atomai išlaiko neutralų. Toks cheminis ryšys vadinamas notolar. .
Amoniako molekulėje NH 3 cheminės komunikacijos forma skirtingi atomai. Todėl vienas iš atomų (šiuo atveju yra azoto atomas) stipresnis pritraukia bendrą elektronų porą. Bendrosios elektronų poros yra perkeltos į azoto atomą, ir yra nedidelis neigiamas įkrovimas, o ant vandenilio atomo - teigiami, atsirado elektros poliai - komunikacija polar. (5 pav.).
Dauguma Kovalentinės obligacijos sukonstruotų medžiagų susideda iš atskirų molekulių (6 pav.).
Nuo Fig. 6 Galima matyti, kad tarp atomų yra cheminių ryšių, ir jie trūksta arba nereikšmingos tarp molekulių.
Cheminės obligacijos tipas veikia medžiagos savybes, dėl savo elgesio sprendimuose. Taigi, kuo daugiau, didėjantis traukos tarp dalelių, tuo sunkiau juos nuplėšti nuo kito ir sunkiau išversti kietą į dujinę arba likvidžią būseną. Pabandykite nustatyti toliau pateiktą schemą, tarp kurių sąveikos jėgos dalelės yra labiau ir kokia cheminė jungtis yra suformuota (7 pav.).
Jei atidžiai perskaitykite skyrių, turėsite atsakymą: maksimali dalelių sąveika atliekama tuo atveju, jei I (jonų ryšys). Todėl visos tokios medžiagos yra kietos. Mažiausia sąveika tarp iškrautų dalelių (III atvejis yra ne poliarinė kovalentinė obligacija). Tokios medžiagos dažniausiai dujos.
4.2 užduotis. Nustatykite, kuri cheminė jungtis atliekama tarp atomų medžiagų: NASL, NSL, CL 2, ALSL 3, H 2 O. Pateikite paaiškinimus.
4.3 užduotis. Padaryti elektronines ir grafines formules toms medžiagoms iš darbo 4.2, kurioje nustatėte kovalentinės obligacijos buvimą. Dėl jonų komunikacijos padaryti elektronų pereinamojo laikotarpio schemas.
5 skyrius. Sprendimai
Ne žemėje, kurie nematys sprendimų. Ir kas tai yra?
Sprendimas yra vienarūšinis dviejų ar daugiau komponentų (komponentų ar medžiagų) mišinys.
Kas yra homogeniškas mišinys? Mišinio homogeniškumas reiškia, kad tarp jos medžiagų sudedamųjų dalių nėra skyriaus paviršiaus. Šiuo atveju neįmanoma bent vizualiai nustatyti, kiek medžiagų suformavo šį mišinį. Pavyzdžiui, žiūrint į čiaupo vandenį į stiklą, sunku daryti prielaidą, kad joje, be vandens molekulių, yra dar vienas geras dešimtis jonų ir molekulių (O 2, CO2, CA 2+ ir kt.) . Ir nė vienas mikroskopas padės matyti šias daleles.
Tačiau skyriaus paviršiaus trūkumas nėra vienintelis homogeniškumo ženklas. Homogeniniu mišiniu mišinio sudėtis bet kuriuo metu yra tas pats. Todėl norint gauti sprendimą, būtina kruopščiai sumaišyti jo komponentus (medžiagas).
Sprendimai gali turėti skirtingą bendrą būseną:
Dujiniai tirpalai (pavyzdžiui, oras - dujų mišinys O 2, N 2, CO2, AR);
Skysti tirpalai (pavyzdžiui, Kelnas, sirupas, sūrymas);
Kietieji sprendimai (pavyzdžiui, lydiniai).
Viena iš medžiagų, kurios yra sprendimas yra vadinamas tirpiklis. Tirpiklis turi tą pačią bendrą būseną kaip tirpalą. Taigi, skystoms sprendimams - tai skystis: vanduo, aliejus, benzinas ir kt. Dažniausiai naudojami praktiškai vandeniniai tirpalai. Apie juos bus aptarta toliau (jei atitinkama rezervacija) bus padaryta).
Kas atsitinka, kai ištirpinamos įvairios medžiagos vandenyje? Kodėl kai kurios medžiagos yra gerai tirpios vandenyje, o kiti yra blogi? Kas yra tirpumas priklauso - medžiagos gebėjimas ištirpinti vandenyje?
Įsivaizduokite, kad cukraus gabalas buvo įdėti į stiklą šiltu vandeniu. Jis sumažėjo, sumažėjo ir ... dingo. Kur? \\ T Ar tai tikrai iš esmės išsaugojimo įstatymas (jo masės, energetika)? Ne skaičius Padarykite gautą sprendimą, ir įsitikinkite, kad vanduo yra saldus, cukrus neišnyksta. Bet kodėl tai nėra matoma?
Faktas yra tai, kad ištirpimo metu įvyksta cheminės medžiagos smulkinimas (šlifavimas). Šiuo atveju cukraus gabalas sumušė ant molekulių, ir mes negalime jų matyti. Taip, bet kodėl cukraus gulėti ant stalo nepatenka į molekules? Kodėl margarino gabalas, nuleistas į vandenį, taip pat neišnyksta bet kur? Ir dėl to, kad tirpios medžiagos smulkinimas atsiranda pagal tirpiklio veikimą, pavyzdžiui, vandenį. Tačiau tirpiklis "pašalina" kristalą, kietą ant molekulių, jei ji sugeba "prilipti prie šių dalelių. Kitaip tariant, turėtų būti ištirpinanti medžiaga sąveika tarp medžiagos ir tirpiklio.
Kada galima bendrauti? Tik tuo atveju, kai medžiagos (ir tirpių ir tirpiklių) struktūra atrodo. Alchemų taisyklė jau seniai žinoma: "Tai yra tirpus panašiu būdu." Mūsų pavyzdžiuose cukraus molekulės yra poliariniai ir tarp jų bei poliarinių vandens molekulių yra tam tikrų sąveikos jėgų. Tokios jėgos nėra tarp ne poliarinių riebalų molekulių ir poliarinių vandens molekulių. Todėl riebalai vandenyje nėra ištirpsta. Šiuo būdu, tirpumas priklauso nuo tirpios medžiagos ir tirpiklio pobūdžio.
Dėl tirpios medžiagos ir vandens sąveikos susidaro junginiai - hydata.. Tai gali būti labai patvarios jungtys:
Tokie junginiai egzistuoja kaip atskiros medžiagos: bazės, deguonies turinčios rūgštys. Natūralu, kad šių junginių susidarymas yra stiprios cheminės obligacijos, išskiriamos šiluma. Taigi, ištirpinant SANO (klastojimą) į vandenį, tiek daug šilumos yra pabrėžta, kad mišinys verda.
Bet kodėl, ištirpinant cukrų ar druską vandenyje, gautas tirpalas nėra šildomas? Pirma, ne visi hidratai yra tokie patvarūs kaip sieros rūgštis arba kalcio hidroksidas. Yra druskų hidratai (kristalohidratai)kurie lengvai suskaidomi, kai šildomi:
Antra, kai jis ištirps, kaip jau minėta, vyksta trupinimo procesas. Ir energija išleidžiama ant jo, šiluma absorbuojama.
Kadangi abu procesai vyksta vienu metu, tirpalas gali būti šildomas arba atšaldomas, priklausomai nuo to, kokio proceso vyrauja.
5.1 užduotis. Nustatykite, kokio proceso - smulkinimo ar hidratacijos - vyrauja kiekvienu atveju:
a) ištirpinant sieros rūgštį vandenyje, jei tirpalas buvo šildomas;
b) kai amonio nitratas yra ištirpinamas vandenyje, jei tirpalas aušinamas;
c) ištirpinant virėjas druską vandenyje, jei tirpalo temperatūra praktiškai pasikeitė.
Nuo tada, kai ištirps, tirpalo temperatūra pasikeičia, tai yra natūralu manyti, kad tirpumas priklauso nuo temperatūros. Iš tiesų, daugelio kietųjų medžiagų tirpumas padidėja, kai šildomas. Dujų tirpumas šildymo metu sumažėja. Todėl kietos medžiagos paprastai ištirpinamos šiltoje arba karštas vanduoir gazuoti gėrimai yra laikomi šalta.
Tirpumas (Gebėjimas ištirpti) medžiagas nepriklauso nuo medžiagos šlifavimo ar maišymo intensyvumo. Tačiau didinant temperatūrą, šlifavimo medžiagą, sumaišykite gatavą tirpalą, gali paspartinti tirpinimo procesą. Keičiant sprendimo gavimo sąlygas, galima gauti skirtingų kompozicijų sprendimus. Natūralu, yra riba, pasiekimas, kurį lengva nustatyti, kad medžiaga nebėra ištirpinta vandenyje. Šis sprendimas vadinamas prisotinta. Už gerai tirpias medžiagas prisotintas tirpalas turi daug išspręstos medžiagos. Taigi, sočiu tirpalas su kno 3 esant 100 ° C temperatūroje yra 245 g druskų 100 g vandens (345 g tirpalo), ji koncentruota sprendimas. Prastai tirpaus medžiagoms sočiųjų tirpalų yra nereikšmingos ištirpusių junginių masės. Taigi, sočiu tirpalas sidabro chlorido yra 0,15 mg AGCl 100 g vandens. Tai labai praskiestas sprendimas.
Taigi, jei tirpalas turi daugialypę medžiagą, palyginti su tirpikliu, jis vadinamas koncentruotais, jei yra maža medžiaga. Labai dažnai jo savybės priklauso nuo tirpalo sudėties, o tai reiškia, kad paraiška.
Taip praskiestas sprendimas acto rūgštis (stalo actas) Naudojama kaip skonio prieskonių ir koncentruoto šios rūgšties tirpalo (acto esmė, kai viduje) gali sukelti mirtinų nudegimų.
Siekiant atspindėti kiekybinę sprendimų sudėtį, naudokite vadinamąją vertę soluto masės dalis :
kur m.(BA) - ištirpusio medžiagos masė tirpalu; m.(P-RA) - bendra tirpalo masė, kurioje yra tirpalas ir tirpiklis.
Taigi, jei 100 g acto yra 6 g acto rūgšties, tada mes kalbame 6% acto rūgšties tirpalo (tai yra stalo acto). Problemų sprendimo būdai, taikant ištirpusio medžiagos masės frakcijos sąvoką, bus aptarta 8 skyriuje.
Išvados dėl 5 skyriaus. Sprendimai yra vienodi mišiniai, sudaryti iš bent dviejų medžiagų, iš kurių vienas yra vadinamas tirpikliu, kitas yra tirpalas. Kai ištirpinama, ši medžiaga su tirpikliu atsiranda, dėl kurio tirpios medžiagos yra susmulkintos. Sprendimo sudėtis išreiškiama ištirpusio medžiagos masės dalimi tirpale.
* Šios elektroninės poros atsiranda elektroninių debesų sankirtoje.
Tęsiamas
3.3.1 Kovalentinis ryšys - Tai dviejų centrinių dviejų elektronų obligacija, suformuota per sutampančius elektroninius debesis, gabenančius nesusijusius elektronus su anti-lygiagrečiomis sukasi. Paprastai jis susidaro tarp vieno cheminio elemento atomų.
Tai kiekybiškai apibūdina valence. Elemento vertinimas - Tai yra jo gebėjimas sudaryti tam tikrą skaičių cheminių obligacijų dėl nemokamų elektronų, esančių atominės valentinės zonoje.
Kovalentinė obligacija sudaro tik elektronų pora tarp atomų. Tai vadinama padalinta pora. Likusios elektroninės poros yra vadinamos laistomos poromis. Jie užpildo kriaukles ir nedalyvauja privalomoje. Atomų santykis gali būti atliekamas ne tik vienas, bet ir dvi ir net trys suskirstytos poros. Tokie ryšiai vadinami dvigubai ir t. vietiniai - keli jungtys.
3.3.1.1 Kovalentinis ne polilinis ryšys. Komunikacija, vykdoma pagal elektroninių porų formavimąsi, taip pat priklauso abiem atomams, yra vadinamas kovalentinis notolas. Jis kyla tarp atomų su beveik lygiais elektronifikuoti (0,4\u003e ΔEO\u003e 0) ir, atitinkamai, vienodas elektronų tankio pasiskirstymas tarp atomų branduolių homo-tenor molekulių. Pavyzdžiui, H2, O 2, N 2, Cl2 ir tt, dipolio momentas tokių jungčių yra nulis. Ribinės angliavandenilių nuoroda (pvz., CH4) laikoma beveik ne poliariniu, nes Δ EO \u003d 2.5 (c) - 2.1 (h) \u003d 0,4.
3.3.1.2 Kovalentinis polilinis ryšys. Jei molekulę sudaro du skirtingi atomai, sutampančių elektronų debesų (orbitos) zona yra perkelta į vieną iš atomų, ir toks ryšys vadinamas polar. . Su tokiu ryšiu tikimybė rasti elektronų šalia vieno iš atomų branduolio yra didesnė. Pavyzdžiui, NCL, H 2 s, pH 3.
Polar (asimetrinis) kovalentinis ryšys - ryšiai tarp atomų su skirtingu elektroniniu ryšiu (2\u003e ΔEO\u003e 0,4) ir asimetrinis bendros elektroninės poros pasiskirstymas. Paprastai jis susidaro tarp dviejų ne metalų.
Elektroninis tokios obligacijos tankis yra perkeliamas į daugiau elektroninės atomo, o tai lemia dalinio neigiamo mokesčio išvaizdą (DELT minus) ir mažiau elektroninės atomo - dalinis teigiamas mokestis (DELTA PLUS)
C C C mg .
Elektrons poslinkio kryptį taip pat nurodoma rodykle:
CCl, CO, CN, ON, CMG.
Kuo didesnis asocijuotų atomų elektronifikavimo skirtumas, tuo didesnis komunikacijos poliškumas ir jo dipolio momentas. Tarp priešingų ženklų daliniai mokesčiai yra papildomi traukos jėgos. Todėl, nei poliarinio ryšio, jis yra stipresnis.
Be to polarizum. kovalentinis ryšys turi nuosavybę saturojimas - atomo gebėjimas sudaryti tiek daug kovalentinių ryšių, nes jis turi energingai prieinamus atominius orbitalus. Trečioji kovalentinio ryšio nuosavybė yra jos sutelkti dėmesį.
3.3.2 Jonų ryšys. Jo formavimo varomoji jėga yra visa tokia pati atomų aspiracija į aštuonkakampį apvalkalą. Tačiau kai kuriais atvejais toks aštuonkojis gali pasireikšti tik tada, kai elektronų perdavimas iš vieno atomo į kitą. Todėl, kaip taisyklė, tarp metalo ir ne metalolis yra suformuotas joninis ryšys.
Apsvarstykite kaip pavyzdys tarp natrio atomų (3s 1) ir fluoro (2s 2 3s 5) reakcija. Elektros skirtumas NPF
eo \u003d 4.0 - 0.93 \u003d 3.07
Natrio, suteikiant FECTOUR 3S 1 -Electron, tampa NA + jonų ir lieka 2s 2 2P 6 su 6 O 2P 6 apvalkalu, kuris atitinka elektroninę konfigūraciją neono atomo. Tą pačią elektroninę konfigūraciją įsigyja fluoras, priimdamas vieną elektroną, duotas natrio. Todėl atsiranda elektro statinio pritraukimo jėgos tarp priešingiausiai apmokestintų jonų.
Jonų komunikacija - Ekstremalus poliarinio kovalentinio ryšio atvejis, pagrįstas elektrostatiniu jonų pritraukimu. Tokia nuoroda vyksta su dideliu skirtumu elektroniniu būdu susijusių atomų (eo\u003e 2), kai mažiau elektroninė atomo beveik visiškai suteikia savo valentiškiems elektronams ir virsta katijonu, o kita, daugiau elektroninė atominė, šie elektronai pridėti ir tampa anijonas. Priešingos žymens jonų sąveika nepriklauso nuo krypties, o coulomb pajėgos neturi sodrumo turto. Pagal tai gyvas bendravimas Nėra erdvinės kryptis. \\ T ir. \\ T saturojimas Kadangi kiekvienas jonas yra susijęs su tam tikru skaičiaus skaičiaus (koordinavimo jonų). Todėl jonų susiję junginiai neturi molekulinės struktūros ir yra kietos medžiagos, susidarančios jonų kristalinės grotelės, su aukšta lydymosi ir virimo temperatūra, jie yra labai saulės, dažnai druskos, elektra laidžių vandeniniais tirpalais. Pavyzdžiui, MGS, NaCl ir 2 O 3. Yra praktiškai nėra jokių junginių su grynai joniniais ryšiais, nes kai kurios kaporencijos visuomet lieka dėl to, kad bendras vieno elektrono perėjimas prie kito atomo nėra stebimas; Labiausiai "jonų" medžiagos, joninių ryšių dalis neviršija 90%. Pavyzdžiui, NAF, ryšio poliarizacija yra apie 80%.
Be organinių junginių, joninės jungtys yra gana reti, nes Anglies atomas nėra linkęs prarasti ar įsigyti elektronų su jonų formavimu.
Valencija Labai dažnai būdingi elementai junginiuose su joninėmis jungtimis oksidacijos laipsnis Kuris savo ruožtu atitinka šio ryšio elemento jonų mokesčio dydį.
Oksidacijos laipsnis - tai yra sąlyginis mokestis, kuris įgyja atomą, kaip perskirstyti elektroninį tankį rezultatas. Tai kiekybiškai apibūdina perkeliamų elektronų skaičių nuo mažiau elektros-karaliaus elemento iki daugiau elektronifikacijos. Teigiamai įkrautas jonas suformuotas iš šio elemento, kuris davė savo elektronus ir neigiamą joną iš elemento, kad šie elektronai priimami.
Elementas, esantis. \\ T didesnis oksidavimas (Maksimalus teigiamas), jau davė visus savo valdingų elektronų, kurie yra AVZ. Ir kadangi jų skaičius yra nustatomas pagal grupės, kurioje jis yra elementas, skaičius, didžiausias oksidacijos laipsnis daugeliui elementų ir bus lygūs grupės numeris . Kalbant apie. \\ T mažesnis oksidavimas (Maksimalus neigiamas), tada jis pasirodo, kai formuojant aštuonių elektronų apvalkalą, tai yra, jei AVZ yra užpildyta visiškai. Dėl nemmetalovas Jis apskaičiuojamas pagal formulę Grupės numeris - 8 . Dėl metalai. lygus. \\ T nulis nes jie negali gauti elektronų.
Pavyzdžiui, "Avz Sierfur" turi formą: 3S 2 3P 4. Jei atomas suteikia visus elektronus (šešis), jis įgis aukščiausio laipsnio oksidacijos +6 lygus. \\ T VI. Jei yra du būtina užbaigti pastovią apvalkalą, jis įgis mažą oksidacijos laipsnį –2 lygus. \\ T Grupės numeris - 8 \u003d 6 - 8 \u003d -2.
3.3.3 Metalo jungtis. Dauguma metalų turi daugybę savybių, kurios yra bendros ir skiriasi nuo kitų medžiagų savybių. Tokios savybės yra palyginti didelės lydymosi temperatūros, gebėjimas atspindėti šviesą, didelį šilumą ir elektros laidumą. Šios savybės paaiškinamos specialios metalo sąveikos tipo egzistavimu. – metalo komunikacija.
Pagal periodinės sistemos poziciją, metalai atomai turi nedidelį skaičių valanto elektronų, kurie yra pakankamai prastai susiję su jų šerdimis ir gali lengvai sugriauti nuo jų. Dėl šios priežasties teigiamai apmokestintos jonai, lokalizuotos tam tikrose kristalų grotelės pozicijose, atsiranda metalo kristalų grotelėje, ir daug delokionalizuotų (nemokamų) elektronų, kurie yra gana laisvai juda teigiamų centrų srityje ir bendrauti tarp Visi metaliniai atomai dėl elektrostatinio traukos.
Tai yra svarbus skirtumas tarp metalinių ryšių nuo kovalentinio, kuris turi griežtą erdvės orientaciją. Metalų komunikacijos pajėgos nėra lokalizuotos ir nenurodytos, o nemokami elektronai, sudarantys "elektronines dujas", sukelia didelį šilumą ir elektros laidumą. Todėl šiuo atveju neįmanoma kalbėti apie obligacijų kryptį, nes valentice elektronai yra beveik tolygiai paskirstyti per kristalą. Būtent tai paaiškinta, pavyzdžiui, metalų plastiškumas, t. Y. Galimybė perkelti jonus ir atomus bet kuria kryptimi
3.3.4 Donorų priėmėjo komunikacija. Be kovalentinės obligacijos formavimo mechanizmo, pagal kurį bendras elektronų poros atsiranda, kai du elektronai sąveikauja, taip pat yra ypatingas donoro priėmimo mechanizmas . Jis yra tai, kad kovalentinė obligacija susidaro dėl jau esamos (prasmingos) elektroninės poros perėjimo donora. (elektronų tiekėjas) į bendrą donoro naudojimą ir priėmėjas. \\ T (Nemokamos atominės orbitos tiekėjas).
Po susidarymo jis nesiskiria nuo kovalentiniu. Donoro priėmimo mechanizmas yra gerai iliustruotas amonio jonų formavimu (9 pav.) ("Strockets" rodo išorinio azoto atomo elektrines):
9 pav. Amonio jonų švietimo schema
Elektroninė AVZ azoto atomo 2s 2 2 2. formulė, ty ji turi tris nesusijusius elektronus, kurie patenka į kovalentinę jungtį su trimis vandenilio atomais (1s 1), kurių kiekvienas turi vieną valentinį elektroną. Tuo pačiu metu susidaro amoniako molekulė NH3, kurioje išsaugoma vidutinė elektroninė azoto pora. Jei vandenilio protonas (1S 0) tinka šiam molekulei, kuri neturi elektronų, tuomet azotas perduos savo elektronų (donoro) porą į šį atominę orbitinį vandenilį (Acqueer), todėl amonio jonų. Jis turi kiekvieną vandenilio atomą, susietą su azoto atomu su bendra elektronų pora, iš kurių viena yra įdiegta pagal donoro-acceptor mechanizmą. Svarbu pažymėti, kad n-n komunikacijaSuformuota įvairių mechanizmų, nėra jokių skirtumų savybių neturi. Nurodytas reiškinys yra susijęs su tuo, kad susidaro 2s ir 2R elektronų su azoto atomo orbitinės keitimo formavimu. Kaip rezultatas, keturi yra visiškai identiški orbitos forma.
Atomai su dideliu skaičiumi elektronų paprastai atlieka kaip donorai, bet turintys nedidelį skaičių nepaskirstytų elektronų. Dėl laikotarpio II elementų, tokia galimybė, išskyrus azoto atomą, yra deguonyje (dvi garų poros) ir fluoriniu (trys skirtingos poros). Pavyzdžiui, vandenilio H + jonų tirpalai niekada nėra laisvoje būsenoje, nes jonų hidroksonija H 3 O + hidroksionija visada suformuota iš vandens molekulių H 2 O ir Ion H +, nors hidroksionija yra visuose vandeniniuose tirpaluose , nors jis yra saugomas H + simbolis.
3.3.5 Vandenilio jungtis. Vandenilio atomas, susijęs su stipriai elektroniniu elementu (azoto, deguonies, fluoro ir kt.), Kuris "sugriežtina" bendrą elektroninę porą yra elektronų stoka ir įgyja veiksmingą teigiamą mokestį. Todėl jis yra pajėgi bendrauti su kita pora elektronų kitos elektroninės atomo (kuri įgyja veiksmingą neigiamą mokestį) to paties (intramolekulinės bendravimo) arba kita molekulė (tarpinis ryšys). Kaip rezultatas, tai įvyksta vandenilio ryšiai. \\ T kuris yra grafiškai nurodytas pagal taškus:
Šis ryšys yra daug silpnesnis už kitas chemines ryšius (jos formavimo energija 10) – 40 kJ / mol) ir daugiausia turi iš dalies elektrostatinę, dalinai donorų priėmimo ženklą.
Labai svarbus vaidmuo vandenilio obligacijoms biologiniais makromolekulais, tokie neorganiniai junginiai kaip H2 O, H2 F 2, NH 3. Pavyzdžiui, Onv h2 o obligacijos turi pastebimą polinį charakterį su neigiamu įkrovimu - ant deguonies atomo. Vandenilio atomas, priešingai, įgyja nedidelį teigiamą mokestį + ir gali sąveikauti su vandeninių garų elektronų deguonies atomo kaimyninės vandens molekulės.
Vandens molekulių sąveika yra pakankamai stipri, tokia, kad net ir vandens garuose, dimerai ir trimatės trimis (H2 O) 2, (H2 O) 3 ir tt, gali kilti sprendimų. Ilgos grandinės Šio tipo partneriai gali pasireikšti:
kadangi deguonies atomas turi dvi beprasmiškas elektronų poras.
Vandenilio obligacijų buvimas paaiškina aukšto vandens verdančio temperatūros, alkoholių, karboksirūgščių. Dėl vandenilio jungčių, vanduo yra apibūdinamas kaip aukštas, palyginti su H 2 E (E \u003d S, SE, TE) su lydymosi ir virimo temperatūroje. Jei vandenilio obligacijos nebuvo, tada vanduo būtų išlydytas ne -100 ° C temperatūroje ir virti -80 ° C temperatūroje. Tipiniai asociacijos atvejai stebimi alkoholiai ir organinės rūgštys.
Vandenilio obligacijos gali atsirasti tiek tarp skirtingų molekulių ir molekulės viduje, jei šioje molekulėje yra grupių su donorais ir Acquals gebėjimais. Pavyzdžiui, tai yra intramolekulinės vandenilio obligacijos, kurios atlieka svarbų vaidmenį formuojant peptido grandines, kurios lemia baltymų struktūrą. N-obligacijos turi įtakos fizinėms ir cheminėms medžiagos savybėms.
Vandenilio obligacijų tipas nesudaro kitų elementų atomų Kadangi elektrostatinio traukos nuo poliarinių obligacijų dipolių jėgos (O-H, N-H, ir tt) yra gana silpni ir veikia tik mažais atstumais. Vandenilis, turintis mažiausią atominį spindulį, leidžia artėti prie tokių dipolių tiek, kad atrakcionų jėga tampa pastebima. Nė vienas kitas elementas su dideliu atominiu spinduliu yra pajėgi formuoti tokius ryšius.
3.3.6 Tarpinės sąveikos jėgos (Van der Waals stiprumas). 1873 m. Nyderlandų mokslininkas I. Van der Waals pasiūlė, kad buvo pajėgos, kurios lemia molekulių pritraukimą. Šios jėgos vėliau gavo Van der Waals pajėgų pavadinimą – Visuotinis požiūris į tarpinis ryšį. Van Der Waals ryšio energija yra mažiau vandenilio ir yra 2-20 kJ / ∙ mol.
Priklausomai nuo jėgos metodo yra suskirstyti į:
1) orientacinis (dipolio dipolio arba jonų dipolio) - atsiranda tarp poliarinių molekulių arba tarp jonų ir poliarinių molekulių. Kai poliarinės molekulės yra suvokiamos taip, kad teigiama vienos dipolio pusė yra sutelkta į neigiamą kito dipolio pusę (10 pav.).
|
10 pav. Orientacinė sąveika |
||||
2) indukcija (dipolio sukelta dipolija arba jonų sukelta dipolija) - atsiranda tarp poliarinių molekulių ar jonų ir ne poliarinių molekulių, tačiau galinės poliarizacijos. Diagraškai gali paveikti ne poliarines molekules, paverčiant juos į nurodytus (sukeltus) dipolius. (11 pav.).
|
11 pav. Indukcijos sąveika |
||||
3) dispersija (sukelta dipolio dipolija) - atsiranda tarp poliarinių molekulių, galinčių poliarizacijos. Bet kokioje kilnių dujų molekulėje ar atomui atsiranda elektrinio tankio svyravimai, dėl kurių atsiranda momentiniai diapoliai, kurie savo ruožtu sukelia momentinių dipolių kaimyninėse molekulėse. Instant dipolių judėjimas tampa nuoseklus, jų išvaizda ir puvimas pasireiškia sinchroniškai. Dėl skubių dažiklių sąveikos sistemos energija mažėja (12 pav.).
|
12 pav. - dispersijos sąveika |
|||||||
7.11. Medžiagų struktūra su kovalentiniu ryšiu
Medžiagos, kuriose iš visų cheminių obligacijų rūšių yra tik kovalentiniai, yra suskirstyti į dvi nevienodas grupes: molekulinė (labai daug) ir neomolekulinė (žymiai mažiau).
Kietųjų molekulinių medžiagų kristalai susideda iš silpnai tarpusavio molekulių sąveikos jėgų. Tokie kristalai neturi didelės jėgos ir kietumo (prisiminkite ledą ar cukrų). Jie taip pat turi lydymosi ir virimo temperatūrą (žr. 22 lentelę).
22 lentelė. Kai kurių molekulinių medžiagų lydymas ir virimo temperatūra
Esmė |
Esmė |
||||
| H 2. | – 259 | – 253 | BR 2. | – 7 | 58 |
| N 2. | – 210 | – 196 | H 2 O. | 0 | 100 |
| Hcl. | – 112 | – 85 | P 4. | 44 | 257 |
| NH 3. | – 78 | – 33 | C 10 h 8 (naftalenas) | 80 | 218 |
| Taigi 2. | – 75 | – 10 | S 8. | 119 |
Priešingai nei jo molekuliniai bičiuliai, neomolekulinės medžiagos su kovalentine obligacija sudaro labai kietas kristalus. Šio tipo priklauso deimantų kristalai (kieta pati).
Deimantų kristale (7.5 pav.) Kiekvienas anglies atomas yra susijęs su keturiais kitais anglies atomais su paprastomis kovalentinėmis obligacijomis (SP 3-hibridizacija). Anglies atomai sudaro trimatę sistemą. Iš esmės visas deimantų kristalas yra viena didžiulė ir labai stipri molekulė.
Silicio kristalai plačiai naudojami elektronikos ir elektroninių metodų turi tą pačią struktūrą.
Jei pakeisime pusę anglies atomų deimantų į silicio atomus, netrukdydami kristalo rėmo struktūros, tada SIC silicio karbido kristalas taip pat yra labai kietas kaip abrazyvinė medžiaga. Įprastas kvarco smėlis (silicio dioksidas) taip pat nurodo tokio tipo kristalines medžiagas. Kvarcas yra labai tvirtas; Pagal pavadinimą "Naujienos", jis taip pat naudojamas kaip abrazyvinė medžiaga. Kvarcinė struktūra yra lengva gauti, jei silicio kristalų tarp kiekvieno dviejų silicio atomų, deguonies atomų įdėklai. Tuo pačiu metu kiekvienas silicio atomas bus sujungtas su keturiais deguonies atomais ir kiekvienas deguonies atomas su dviem silicio atomais.
Migdolų kristalai, silicis, kvarco kristalai, ir panašios konstrukcijos vadinamos atominės kristalais.
Atomic Crystal - Crystal, sudarytas iš vieno ar daugiau elementų, susijusių su cheminėmis obligacijomis.
Cheminė jungtis atominėje kristalų gali būti kovalentinis ar metalinis.
Kaip jau žinote, bet koks atominis kristalas, kaip ir jonas, yra didžiulė "super molekulė". Konstrukcinė tokio "supermolekulo" formulė neleidžiama - galite parodyti savo fragmentą, pavyzdžiui:
Priešingai nei molekulinės medžiagos, medžiagos, kurios sudaro atominius kristalus yra viena iš labiausiai ugniai atsparių (žr. 23 lentelę).
23 lentelė. Kai kurių ne molekulinių medžiagų lydymas ir virimo temperatūrasu kovalentinės obligacijos
Tokia didelė lydymosi temperatūra yra visiškai suprantama, jei prisimename, kad šiose medžiagose lydymosi ne silpni tarpinis, bet stiprios cheminės obligacijos. Dėl tos pačios priežasties, daugelis medžiagų, sudarančių atominius kristalus, nėra ištirpę, kai šildomi ir suskaidomi arba iš karto patenka į garų būseną (gautą), pavyzdžiui, grafitas yra aponelė 3700 ° C temperatūroje.
| Silicio - si. Labai kietos, trapios silicio kristalai atrodo kaip metalas, tačiau jis yra neetall. Pagal elektros laidumo tipą ši medžiaga reiškia puslaidininkius, kurie lemia jos milžinišką vertę šiuolaikiniame pasaulyje. Silicis yra svarbiausia puslaidininkių medžiaga. Radijo imtuvai, televizoriai, kompiuteriai, modernūs telefonai, elektroniniai laikrodžiai, saulės kolektoriai ir daugelis kitų namų ūkių ir pramoninių prietaisų yra tranzistoriai, lustai ir nuotraukų ląstelės, pagamintos iš vieno kristalų silicio kristalų, kaip svarbiausių komponentų. Techninis silicis naudojamas plieno gamyboje ir spalvotųjų metalurgijos gamyboje. Pagal silicio chemines savybes - gana inertišką medžiagą reaguoja tik aukštoje temperatūroje Silicio dioksidas - SiO 2. Kitas šios medžiagos pavadinimas yra silicio dioksidas. Silicio dioksidas yra dviejų tipų gamtoje: kristaliniai ir amorfiniai. Daugelis pusbrangių ir įvairių akmenų yra kristalinio silicio dioksido (kvarco) veislės: Kalnų krištolas, Yashma, Chalcedony, Agat. Ir opalas yra amorfinė silicio dioksido forma. Kvarcas yra labai paplitęs gamtoje, nes Vairans dykumose ir smėlio sekliuose iš upių ir jūrų - visa tai kvarco smėlis. Kvarcas yra bespalvis kristalinė labai kieta ir ugniai atspari medžiaga. Pagal kietumą jis yra prastesnis deimantui ir korunmumui, tačiau vis dėlto yra plačiai naudojamas kaip abrazyvinė medžiaga. Kvarco smėlis yra plačiai naudojamas statybos ir pramonės statybinių medžiagų. Kvarcinis stiklas naudojamas laboratoriniams patiekalams ir moksliniams prietaisams gaminti, nes jis nėra krekingo su staigiu temperatūros pasikeitimu. Pasak mano cheminės savybės Silicio dioksidas yra rūgštus oksidas, tačiau jis reaguoja su šarmais tik tada, kai sujungia. Dėl aukšta temperatūra Silicio ir grafito dioksidas gauna silicio karbidą - Carbound. Carbarund - antrasis kietumas po deimanto medžiagos, jis taip pat naudojamas šlifavimo apskritimų gamybai ir "Emery" popieriaus gamybai. |
7.12. Kovalentinės obligacijos poliškumas. Elektra. \\ T
Prisiminkite, kad atskirai skirtingų elementų atomai turi skirtingą tendenciją suteikti ir gauti elektronus. Šie skirtumai išsaugomi po kovalentinės obligacijos formavimo. Tai yra, kai kurių elementų atomai linkę pritraukti elektronų poros kovalentinių obligacijų daugiau nei atomų kitų elementų.
Apsvarstykite molekulę HCl.
Šiame pavyzdyje pamatysime, kaip galite įvertinti elektroninio ryšio debesies poslinkį naudodami jonizacijos molines energiją ir priemones elektronai. 1312 KJ / MOL ir 1251 kJ / mol - skirtumas yra nereikšmingas, apie 5%. 73 KJ / MOL, 349 kJ / mol - čia skirtumas yra daug didesnis: chloro atomo elektronų eigos energija yra beveik penkis kartus daugiau nei vandenilio atomas. Iš čia galėtume daryti išvadą, kad chloro gamybos molekulės elektronų pora iš esmės nukreipta į chloro atomą. Kitaip tariant, ryšio elektronai yra ilgesni už chloro atomą, nei prie vandenilio atomo. Toks netolygus elektronų tankio pasiskirstymas sukelia elektros krūvų perskirstymą molekulės viduje. Attomai yra daliniai (nereikalingi) mokesčiai; Ant vandenilio atomo - teigiamas ir chloro atomo - neigiamas.
Šiuo atveju sakoma, kad ryšys yra poliarizuotas, o pats ryšys vadinamas poliariniu kovalentiniu ryšiu.
Jei elektronų pora kovalentinės obligacijos nėra perkelta į bet kurį privalomus atomus, tai yra, ryšio elektronai vienodai priklauso privalomi atomai, tada toks ryšys vadinamas ne poliariniu kovalentiniu ryšiu.
Taip pat taikoma "oficialaus mokesčio" sąvoka kovalentinės obligacijos atveju. Tik nustatant tai neturėtų būti ne apie jonus, bet apie atomus. Bendru atveju gali būti pateiktas šis apibrėžimas.
Molekulių, kovalentinių obligacijų, kurios buvo suformuotos tik dėl keitimo mechanizmo, formalūs atomų mokesčiai yra nulis. Taigi, HCl molekulėje, formalūs mokesčiai ant atomų tiek chloro, tiek vandenilio yra nulis. Todėl šioje molekulėje, realūs (efektyvūs) mokesčiai ant chloro ir vandenilio atomų yra lygūs daliniams (nereikalingiems) mokesčiams.
Ne visada ant molinio energijos jonizacijos ir afiniteto už elektrodą lengva nustatyti dalinio mokesčio ženklą ant vieno ar kito elemento molekulės atomo, ty įvertinti, kokiu būdu yra perkeliamos elektroninės poros. Paprastai šiais tikslais naudojamas kitas atomo energijos charakteristikas - elektroninis reguliavimas.
Šiuo metu vieninga, visuotinai pripažinta nuoroda elektroninėfabiliai nėra. Jis gali būti žymimi savo e / o raidėmis. Taip pat nėra vieno, visuotinai pripažinto metodo skaičiavimo elektronofegativity. Jo supaprastinta gali būti atstovaujama kaip pusė jonizacijos ir elektronų afiniteto moliniai energijos - toks buvo vienas iš pirmųjų būdų jį apskaičiuoti.
Labai retai naudojami įvairių elementų atomų elektronifikavimo vertės. Dažniau naudoti santykinį elektroninę reguliavimą, pažymėtą raide C. Iš pradžių ši vertė buvo nustatyta kaip šio elemento atomo atomo struktūros ir ličio atomo elektronifikavimo santykis. Ateityje jo skaičiavimo metodai šiek tiek pasikeitė.
Santykinis elektroninis reguliavimas - vertė yra dimensyvuota. Jo vertės pateiktos 10 priedėlyje.
Kadangi santykinis elektroninis reguliavimas pirmiausia priklauso nuo atomo jonizacijos energijos (elektronų afiniteto energija visada yra mažesnė nei), tada cheminių elementų sistemoje jis keičiasi maždaug kaip jonizacijos energija, tai yra, tai padidina įstrižai nuo jonizacijos energijos Cesium (0,86) į FECTOUR (4.10). Lentelėje pateiktas helio ir neono santykinis elektroninis reguliavimas neturi praktinės vertės, nes šie elementai nesudaro jungčių.
Elektronegativity lentelės naudojimas yra lengva nustatyti, kuris iš dviejų atomų nukreipia elektronų, kurie susieti šiuos atomus, ir, atitinkamai dalinių mokesčių, kylančių iš šių atomų ženklai.
| H 2 O. | Poliarinė ryšys | |||
| H 2. | Atomai yra tokie patys | H - H. | Ne polilinis ryšys | |
| CO 2. | Poliarinė ryšys | |||
| Cl 2. | Atomai yra tokie patys | Cl - Cl. | Ne polilinis ryšys | |
| H 2 S. | Poliarinė ryšys |
Taigi, atsižvelgiant į kovalentinę obligaciją tarp atomų įvairių elementų, toks ryšys visada bus Polar, ir jei kovalentinis ryšys tarp atomų vieno elemento (paprastomis medžiagomis), komunikacija yra Daugeliu atvejų ne poliar.
Kuo didesnis privalomųjų atomų elektroninio reguliavimo skirtumas, tuo daugiau poliarinių kovalentinių ryšių tarp šių atomų yra skirtumas.
| Vandenilio sulfide H 2 s - bespalvės dujos su būdingu kvapu būdingu supuvusiu kiaušiniais; nuodingas. Jis yra termiškai nestabilus, kai šildomas yra suskaidytas. Vandenilio sulfidas netirpsta vandenyje, jo vandeninis tirpalas vadinamas vandenilio sulfido rūgštimi. Vandenilio sulfidas provokuoja (katalizuoja) pagal koroziją metalų, tai yra ši dujų "nori" į tamsoje sidabro. Gamtoje tai yra kai kuriuose mineraliniuose vandenyse. Gyvenimo procese jis yra suformuotas kai kurių bakterijų. Vandenilio sulfidas sunaikinamas visiems gyviems dalykams. Vandenilio sulfido sluoksnis buvo rastas Juodosios jūros gelmėse ir įkvepia susirūpinimą mokslininkams: gyvenime jūrų gyventojai Yra nuolatinė grėsmė. |
Poliarinė kovalentinė obligacija, ne poliarinė kovalentinė obligacija, absoliutus elektronifikacija, santykinis elektroninis reguliavimas.
1. Eksperimentai ir vėlesni skaičiavimai parodė, kad efektyvus silicio mokestis silicio tetrafluoride yra +1,64 E ir ksenonas Xenon Hexafluoride +2.3 E. Nustatykite dalinių fluorinių atomų vertes šiuose junginiuose. 2. Padarykite šias medžiagas struktūrines formules ir, naudojant žymėjimą "" ir "", apibūdinant kovalentinių obligacijų poliškumą šių junginių molekulių: a) CH4, CCL 4, SICL 4; b) h 2 o, h 2 s, h 2 s, h 2 te; c) NH3, NF3, NCL 3; d) SO 2, CL 2 O, iš 2.
3. Naudokite elektrinį negatyvumo lentelę, nurodykite, kuriame jungtys yra daugiau nei POLAR: a) CCL 4 arba SICL 4; b) h 2 s arba h 2 o; c) NF 3 arba NCL 3; d) Cl 2 O arba 2.
7.13. DONOR-ACCENTOR ryšių mechanizmas
Ankstesnėse pastraipose išsamiai išmokote su dviejų ryšių tipais: jonų ir kovalentiniu. Prisiminkite, kad joninis ryšys suformuotas su visišku elektrono perdavimu iš vieno atomo į kitą. Kovalentinis - su nesusijusių elektronų su asocijuotų atomų apibendrinimu.
Be to, yra dar vienas komunikacijos formavimo mechanizmas. Apsvarstykite jį dėl amoniako molekulės sąveikos su boro trifluoride molekulėmis:
Kaip rezultatas, kovalentinis ir jonų ryšys įvyksta tarp azoto ir boro atomų. Šiuo atveju azoto atomas yra donoraselektroninė pora ("suteikia" jai sudaryti obligaciją) ir boro atomą - priėmėjas. \\ T("Priima" jį komunikacijos formavimu). Taigi tokio ryšio švietimo mechanizmo pavadinimas - " donoro-acceptor ".
Sudarant komunikaciją dėl bendravimo dėl donoro priėmimo mechanizmo, suformuojamos kovalentinės obligacijos ir joninės bei joninės.
Žinoma, po komunikacijos formavimo dėl susiliejančių atomų elektroninės reguliozavimo skirtumo, atsiranda poliarizacija, daliniai mokesčiai, kurie mažina veiksmingus (realius) atomų mokesčius.
Apsvarstykite kitus pavyzdžius.
Jei stipri poliarinė chlorido molekulė yra labai poliarinė chlorido molekulė, kurioje yra didelė dalinė į vandenilio atomą, tada šiuo atveju elektronų poros vaidmuo atliks vandenilio atomą. Jo 1. s.- Nors ne visai tuščias, kaip ir boro atomas ankstesniame pavyzdyje, tačiau elektroninis tankis šio orbitos debesis yra gerokai sumažintas.
Erdvinė struktūra gauta, amonio jonas NH4, panašūs į metano molekulės struktūrą, ty visas keturias obligacijas N -H yra lygiai tokie patys.
Galima pastebėti amonio chlorido amonio chlorido kristalų susidarymą NH 4 Cl, sumaišant amoniako dujinį amonioną su dujiniu chloridu:
NH3 (g) + hcl (g) \u003d NH 4 Cl (CR)
Elektroninės poros donoras gali būti ne tik azoto atomas. Tai gali būti, pavyzdžiui, deguonies atomo vandens molekulės. Su ta pačia chlorido vandens molekulė sąveikauja taip:
Gauta katijonas H 3 o yra vadinamas jonų oxonia.ir, kaip jūs netrukus sužinosite, tai labai svarbu chemijoje.
Apibendrinant, atsižvelgti į elektroninę struktūrą anglies monoksido (anglies monoksido) nuo:
Be trijų kovalentinių obligacijų (trigubos obligacijos), taip pat yra jonų ryšys.
Sąlygos komunikacijos formavimui donoro-acceptoriaus mechanizmo:
1) vienos iš pažeidžiamų santykių elektronų atomų buvimas;
2) laisvo orbitos buvimas kitam atomui ant Valenny Sublevel.
Donoro ir acceptor ryšių mechanizmas platinamas gana platus. Ypač dažnai jis randamas formuojant junginius d.- elementai. Atomai yra beveik visi d.- Panašiai turi daug laisvų valentų orbitos. Todėl jie yra aktyvūs elektroniniai porai.
Bendravimo, amonio jonų, jonų oksionijos formavimo mechanizmas, komunikacijos formavimo sąlygos dėl donoro priimtojo mechanizmo.
1. Išsaugokite reakcijos lygtis ir formavimo schemą
a) amonio bromidas NH 4 Br nuo amoniako ir bromo veisimo;
b) amonio sulfatas (NH 4) 2 4 iš amoniako ir sieros rūgšties.
2. Išsaugokite reakcijų lygtis ir sąveikos diagramą a) Vanduo su bromomu; b) vanduo su sieros rūgštimi.
3. Kokie atomai keturiose ankstesnėse reakcijos yra elektroninės poros donorai ir kas suvartoja? Kodėl? Atsakymas Paaiškinkite VALENCE SUBLEVELS diagramas.
4. Azoto rūgšties kampų struktūrinė formulė tarp O- N-O obligacijų yra beveik 120 o. Nustatyti:
a) azoto atomo hibridizacijos tipas;
b) kokie ao atomo azoto atomo dalyvauja formavime;
c) kuris azoto atomas dalyvauja formuojant donoro-acceptoriaus mechanizmą.
Ką manote, kad tai yra maždaug lygus kampui tarp H-O-N nuorodų šioje molekulėje? 5. Pasiūlyti struktūrinę CN cianido jonų formulę (neigiamas mokestis - ant anglies atomo). Yra žinoma, kad cianidai (junginiai, kurių sudėtyje yra tokio jonų) ir anglies monoksido dujų - stiprūs nuodai, ir jų biologinis poveikis yra labai arti. Pasiūlyti savo biologinio veiksmo artumo paaiškinimą.
7.14. Metalo jungtis. Metalai.
Kovalentinė jungtis yra suformuota tarp atomų arti įjungimo į elektronus, tik tada, kai asocijuotų atomų matmenys yra nedideli. Šiuo atveju elektroninis tankis persidengiančių elektronų debesų srityje yra reikšmingas, o atomai yra tvirtai prijungti, pavyzdžiui, pavyzdžiui, HF molekulėje. Jei bent vienas iš privalomų atomų turi didelį spindulį, kovalentinės obligacijos formavimas tampa mažiau pelningas, nes elektroninis tankis dideliuose atomuose persidengiančių elektronų debesų srityje yra gerokai mažesnis nei mažų. Tokios molekulės pavyzdys su mažiau patvariu obligacijomis - hi molekule (naudojant 21 lentelę, palyginkite HF ir hi molekulių atomijos energiją).
Vis dar tarp didelių atomų ( r. O\u003e 1,1) Yra cheminė jungtis, tačiau šiuo atveju jis yra suformuotas visų privalomų atomų (arba dalių) socializacija. Pavyzdžiui, natrio atomų atveju visi 3 apibendrinami. s.-Elektrons šių atomų, o vienas elektroninis debesis yra suformuota:
Atomai sudaro kristalą su metalo. \\ T Komunikacija.
Tai gali būti gimę abu vieno elemento elemento ir atomų atomų. Pirmuoju atveju yra vadinamos paprastos medžiagos, vadinamos metalai.ir antrosios kompleksinės medžiagos vadinamos intermetaliniai junginiai. \\ T.
Iš visų medžiagų su metaliniu ryšiu tarp atomų mokykloje, jūs paskelbsite tik metalus. Kas yra metalų erdvinė struktūra? Metalo kristalas susideda iš atominiai oksersLikęs po valentinio elektronų socializacijos ir elektroninio bendrų elektronų debesų. Atominės šerdys paprastai sudaro tankio pakuotę, o elektroninis debesis užima visą kristalų kiekį.
Pagrindiniai tankio paketų tipai yra kubinė įtempta pakuotė (CPU) ir Šešiakampio tankio pakuotė(GPU). Šių paketų pavadinimai yra susiję su kristalų, kuriuose jie yra įgyvendinami, simetrija. Kai kurie metalai sudaro kristalus su akivaizdžia pakuotė - voltacentrinė kubinė(BCC). Šių pakuočių tūrio ir masto modelis parodyta 7.6 pav.
Kubinės tankio pakuotės formos Cu, Al, PB, Au atomai ir kai kurie kiti elementai. Šešiakampio tankio pakuotė - būti, Zn, CD, SC atomai ir keletas kitų. Sistemos orientuotas kubinis pakuotė atomų yra šarminių metalų kristalų, VB elementų ir VIb grupių. Kai kurie metalai skirtingose \u200b\u200btemperatūrose gali turėti kitokią struktūrą. Tokių metalų struktūros skirtumų ir savybių priežastys vis dar nėra visiškai rasti.
Kai lydi, metalo kristalai virsta metaliniai skysčiai. \\ T. Cheminės obligacijos tipas tarp atomų nesikeičia.
Metalo komunikacija neturi ar prisotinta. Šiuo atžvilgiu atrodo kaip jonų ryšys.
Intermetalinių junginių atveju galima kalbėti apie metalinio komunikacijos poliarizinamumą.
Charakteristika fizinės savybės Metalai:
1) didelis elektros laidumas;
2) didelis šilumos laidumas;
3) Didelis plastiškumas.
Skirtingų metalų lydymosi temperatūra labai skiriasi viena nuo kitos: mažiausias gyvsidabrio lydymosi temperatūra (- 39 ° C) ir didžiausia - tolfram (3410 ° C).
| Beryliu būti. - šviesiai pilka šviesa pakankamai kieta, bet paprastai trapi metalo. Lydymosi taškas 1287 o C. Oro jis yra padengtas oksido plėvele. Berilis yra gana retas metalas, gyvi organizmai jų evoliucijos procese praktiškai nesusijęs su juo, todėl nenuostabu, kad jis yra nuodingas gyvūnų pasauliui. Jis naudojamas branduolinėse technologijose. Cinko zn - balta su melsvuoju atspalviu minkštu metalu. Lydymosi taškas 420 o C. Oro ir vandenyje yra padengtas plonu tankiu filmu cinko oksidaskuri trukdo tolesniam oksidacijai. Gamyba naudojama cinkavimo lakštai, vamzdžiai, viela, apsauganti nuo korozijos. W. Volframas Tai yra labiausiai ugniai atsparios iš visų metalų: lydymosi taškas Tungramo 3387 o C. Topsfs paprastai yra gana trapi, bet po kruopštaus valymo tampa plastiko, kuris leidžia jums ištraukti ploną vielos iš jo, iš kurios temos Iš jo pagamintos lemputės. Tačiau dauguma gautų volframo eina į kietų ir nusidėvėjusių lydinių, galinčių išlaikyti šias savybes, gamybą, kai šildomas net iki 1000 ° C. |
Metalas, intermetalinis junginys, metalinė komunikacija, stora pakuotė.
1. įvairių pakuočių charakteristikos naudoja "užpildymo erdvės koeficiento" sąvoka, ty atomų tūrio santykis su kristalo tūriu
kur V a -atom apimtis
Z yra atomų skaičius pradinėje ląstelėje,
V J.- pradinės ląstelės tūris.
Šiuo atveju atomai atrodo standūs spindulių rutuliai R.susilieja su viena su kita. dubuo V. sh \u003d (4/3) R. 3 .
Apibrėžkite CPU ir BCC pakuotės vietos užpildymo koeficientą.
2. Metalo spindulių reikšmių naudojimas (9 priedėlis), apskaičiuojamas vario (CPU), b) aliuminio (CPU) ir c) cisio (BCC) dydis.
