Dalintis:
Interatominės nuorodos charakteristikos ir tipai
The nuorodą interatominė cheminė jungtis, suformuota tarp atomų, kad gautų molekules.
Nors šiandien mokslininkai paprastai sutinka, kad elektronai nesisuka aplink branduolį, per visą istoriją buvo manoma, kad kiekvienas elektronas orbituojamas aplink atomo branduolį atskirame sluoksnyje.
Šiandien mokslininkai padarė išvadą, kad elektronai pakyla tam tikrose atomo vietose ir nesukuria orbitų, tačiau valentų apvalkalas vis dar naudojamas elektronų prieinamumui apibūdinti.
Linus Pauling prisidėjo prie šiuolaikinio supratimo cheminio ryšio raštu knygą, kur jis surinktų idėjų seras Isaac Newton, Etienne François Geoffroy, Edward Frankland ir ypač Gilbert N. Lewis "iš cheminio ryšio pobūdį".
Jame jis susiejo kvantinės mechanikos fiziką su cheminių ryšių, atsirandančių gaminant chemines obligacijas, cheminiu pobūdžiu.
Paulingo darbas buvo skirtas nustatyti, kad tikrosios jonų jungtys ir kovalentinės obligacijos yra susiejančio spektro galuose ir kad dauguma cheminių ryšių yra klasifikuojamos tarp šių kraštutinumų..
Paulingas taip pat sukūrė mobiliojo ryšio tipo skalę, valdomą ryšyje dalyvaujančių atomų elektronegatyvumu.
Pauling didžiules įmokas į mūsų šiuolaikinio supratimo cheminio ryšio paskatino suteikti jam Nobelio premiją 1954 už "mokslinių tyrimų į chemijos obligacijų ir jos taikymo prie sudėtingų medžiagų struktūrą išsiaiškinti pobūdžio."
Gyvos būtybės yra sudarytos iš atomų, tačiau daugeliu atvejų šie atomai ne tik plaukioja atskirai. Vietoj to, jie paprastai bendrauja su kitais atomais (ar atomų grupėmis).
Pavyzdžiui, atomai gali būti sujungti stipriais ryšiais ir suskirstyti į molekules ar kristalus. Arba jie gali sudaryti laikinas, silpnas sąsajas su kitais atomais, kurie juos patyrė.
Tiek stiprios jungtys, kurios jungia molekules, tiek silpnos obligacijos, kurios sukuria laikinus ryšius, yra būtinos mūsų kūno chemijai ir pačiai gyvybei..
Atomai linkę organizuotis į pačius stabiliausius modelius, o tai reiškia, kad jie linkę užpildyti ar užpildyti savo atokiausius elektronų orbitus.
Jie prisijungia prie kitų atomų, kad tai padarytų. Jėga, turinti atomus kartu, žinoma kaip molekulės, yra žinoma kaip cheminė jungtis.
Interatominių cheminių ryšių tipai
Metalinė jungtis
Metalo jungtis yra jėga, kuri atomus kartu saugo grynoje metalinėje medžiagoje. Tokia kieta medžiaga yra glaudžiai supakuoti atomai.
Dažniausiai kiekvieno metalo atomo išorinis elektroninis sluoksnis sutampa su daugeliu kaimyninių atomų.
Todėl valentiniai elektronai nepertraukiamai pereina iš vieno atomo į kitą ir nėra susiję su jokia konkrečia atomų pora (Encyclopædia Britannica, 2016).
Metalai turi keletą savybių, kurios yra unikalios, pavyzdžiui, gebėjimas valdyti elektros energiją, maža jonizacijos energija ir mažas elektronegatyvumas (todėl jie lengvai atsisako elektronų, ty jie yra katijonai).
Jo fizikinės savybės apima blizgią (ryškią) išvaizdą, yra kaliojo ir kaliojo. Metalai turi kristalinę struktūrą. Tačiau metalai taip pat yra kaliojo ir kaliojo.
1900-aisiais Paulius Drüde atėjo elektronų elektronų teorija, modeluodamas metalus kaip atominių branduolių (atominių branduolių = teigiamų branduolių + vidinio elektronų sluoksnio) ir valentų elektronų mišinį.
Šiame modelyje valentiniai elektronai yra laisvi, delokalizuoti, mobilūs ir nėra susiję su jokiu konkrečiu atomu (Clark, 2017).
Jonų jungtis
Jonų jungtys yra elektrostatinės. Jos atsiranda, kai elementas su teigiamu įkrovimu prisijungia prie neigiamo įkrovimo dėl coulombinių sąveikų.
Elementai su maža jonizacijos energija yra linkę prarasti elektronus lengvai, o elementai, turintys didelį elektroninį ryšį, turi tendenciją gauti elektronus, gaminančius atitinkamai katijonus ir anijonus, kurie yra tie, kurie sudaro jonų jungtis.
Junginiai, turintys jonų jungtis, sudaro joninius kristalus, kuriuose teigiamo ir neigiamo krūvio jonai artėja prie vienas kito, bet ne visada yra tiesioginė 1-1 koreliacija tarp teigiamų ir neigiamų jonų.
Joninės jungtys paprastai gali būti suskaidytos per hidrinimą, arba pridedant vandens prie junginio (Wyzant, Inc., S.F.)..
Medžiagos, kurias kartu sujungia joninės jungtys (pvz., Natrio chloridas), paprastai gali būti atskirtos į tikrus įkrovus jonus, kai joms veikia išorinė jėga, pavyzdžiui, kai jie ištirpsta vandenyje..
Be to, kieto pavidalo individualūs atomai nėra pritraukti individualaus kaimyno, bet formuoja milžiniškus tinklus, kurie pritraukia vienas kitą elektrostatinės sąveikos tarp kiekvieno atomo branduolio ir gretimų valentų elektronų..
Tarp gretimų atomų joninės sandaros patraukli jėga suteikia labai tvarkingą struktūrą žinomas kaip joninio tinklelį, kuriame viena priešais kitą dalelės yra suderinti vienas su kitu, kad sukurti tvirtai susijusios su rišikliu standus struktūrą (Anthony Kapris, 2003).
Kovalentinė jungtis
Kovalentinė jungtis atsiranda tada, kai elektronai dalijasi su atomais. Atomai bus kovalentiškai susieti su kitais atomais, kad gautų daugiau stabilumo, kuris gaunamas formuojant visą elektronų sluoksnį.
Dalindamiesi savo išoriniais (valentiniais) elektronais, atomai gali užpildyti savo išorinį elektronų sluoksnį ir įgyti stabilumą.
Nors sakoma, kad atomai dalijasi elektronais, kai jie formuoja kovalentines obligacijas, jie paprastai nesutampa elektronų vienodai. Tik tada, kai du to paties elemento atomai sudaro kovalentinį ryšį, bendri elektronai iš tiesų dalijasi vienodai tarp atomų.
Kai skirtingų elementų atomai dalijasi elektronais per kovalentinę jungtį, elektronas bus nukreiptas į atomą su didesniu elektronegatyvumu, dėl kurio atsiras polinis kovalentinis ryšys.
Lyginant su joniniais junginiais, kovalentiniai junginiai paprastai turi mažesnę lydymosi ir virimo temperatūrą ir yra mažiau linkę tirpti vandenyje..
Kovalentiniai junginiai gali būti dujų, skysčio ar kietos būsenos, o elektros ir šilumos šuliniai neveikia (Camy Fung, 2015).
Vandenilio tiltai
Vandenilio jungtys arba vandenilio jungtys yra silpnos sąveikos tarp vandenilio atomo, prijungto prie elektronegatyvinio elemento, su kitu elektronegatyviniu elementu.
Poliariniame kovalentiniame ryšyje, kuriame yra vandenilis (pvz., O-H jungtis vandens molekulėje), vandenilis turės nedidelį teigiamą krūvį, nes rišamieji elektronai yra labiau traukiami į kitą elementą.
Dėl šio nedidelio teigiamo krūvio vandenį pritrauks bet koks kaimyninis neigiamas įkrovimas (Khan, S.F.)..
Van der Waals nuorodos
Jie yra palyginti silpni elektros jėgos, kurios viena kitai pritraukia neutralias molekules dujose, suskystintose ir kietose dujose ir beveik visuose organiniuose ir kietuose skysčiuose..
Jėgos yra pavadinta olandų fizikas Johannes Dideriką van der Valso, pirmasis postuluojama 1873, kad šie tarpmolekulinės pajėgoms kurti teoriją paaiškinti realių dujų savybes (Encyclopaedia Britannica, 2016).
Van der Waals jėgos yra bendras terminas, naudojamas apibrėžti molekulinių molekulių tarpusavio jėgų pritraukimą.
Yra dviejų rūšių Van der Waals jėgų: Londono dispersijos jėgos, kurios yra silpnos ir stipresnės dipolio-dipolio jėgos (Kathryn Rashe, 2017).
Nuorodos
- Anthony Capri, A. D. (2003). Cheminė jungtis: cheminės obligacijos pobūdis. Gauta iš visionlearning visionlearning.com
- Camy Fung, N. M. (2015 m. Rugpjūčio 11 d.). Kovalentinės obligacijos. Paimta iš chem.libretexts chem.libretexts.org
- Clark, J. (2017 m. Vasario 25 d.). Metalinis klijavimas. Paimta iš chem.libretexts chem.libretexts.org
- Encyclopædia Britannica. (2016 m. Balandžio 4 d.). Metalinė jungtis. Paimta iš britannica britannica.com.
- Encyclopædia Britannica. (2016 m. Kovo 16 d.). Van der Waals pajėgos. Paimta iš britannica britannica.com
- Kathryn Rashe, L. P. (2017 m. Kovo 11 d.). Van der Waals pajėgos. Paimta iš chem.libretexts chem.libretexts.org.
- Khan, S. (S.F.). Cheminės jungtys. Paimta iš khanacademy khanacademy.org.
- Martinez, E. (2017 m. Balandžio 24 d.). Kas yra „Atomic Bonding“? Paimta iš mokslinės sciencing.com.
- Wyzant, Inc. (S.F.). Obligacijos. Paimta iš wyzant wyzant.com.