INTERATOMINIAI RYŠIAI: CHARAKTERISTIKOS IR TIPAI - CHEMIJA - 2025

Międzyatomowy jungtis yra cheminis ryšys, kad formos tarp atomų gaminti molekules. Nors šiandien mokslininkai iš esmės sutaria, kad elektronai sukasi ne apie branduolį, per visą istoriją buvo manoma, kad kiekvienas elektronas orbitavo aplink atomo branduolį atskirame apvalkale.

Šiandien mokslininkai padarė išvadą, kad elektronai kabo virš tam tikrų atomo sričių ir nesudaro orbitų, tačiau valentinis apvalkalas vis dar naudojamas apibūdinant elektronų prieinamumą.

1 paveikslas: atomai, sąveikaudami tarpusavyje per cheminius ryšius.

Linusas Paulingas prisidėjo prie šiuolaikinio cheminio sujungimo supratimo parašęs knygą „Cheminio klijavimo pobūdis“, kurioje jis rinko idėjas iš sero Izaoko Newtono, Étienne'o François'o Geoffroy'io, Edward'o Frankland'o ir ypač Gilbert'o N. Lewis'o.

Jame jis susiejo kvantinės mechanikos fiziką su elektroninių sąveikų, vykstančių vykstant cheminiams ryšiams, cheminiu pobūdžiu.

Paulingo darbas sutelktas į tai, kad tikrosios joninės ir kovalentinės jungtys slypi jungčių spektro galuose ir kad dauguma cheminių jungčių yra klasifikuojami tarp šių kraštutinumų.

Toliau Paulingas sukūrė obligacijų tipo slenkamąją skalę, kurią reguliuoja ryšyje dalyvaujančių atomų elektronegatyvumas.

Milžiniškas Paulingo indėlis į mūsų šiuolaikinį cheminių jungčių supratimą lėmė, kad jis buvo apdovanotas 1954 m. Nobelio premija už „cheminio sujungimo pobūdžio tyrimus ir jo taikymą išaiškinant sudėtingų medžiagų struktūrą“.

Gyvi daiktai yra sudaryti iš atomų, tačiau dažniausiai tie atomai ne tik plūduriuoja atskirai. Vietoj to, jie paprastai sąveikauja su kitais atomais (arba atomų grupėmis).

Pavyzdžiui, atomai gali būti sujungti stipriais ryšiais ir suskirstyti į molekules ar kristalus. Arba jie gali sudaryti laikinus silpnus ryšius su kitais atomais, kurie su jais susiduria.

Ir stiprūs ryšiai, jungiantys molekules, ir silpni ryšiai, sukuriantys laikinus ryšius, yra būtini mūsų kūno chemijai ir pačiam gyvenimui.

Atomai linkę organizuotis pagal kuo stabilesnius modelius, tai reiškia, kad jie linkę užbaigti ar užpildyti savo atokiausias elektronų orbitas.

Jie jungiasi su kitais atomais, kad tik tai padarytų. Jėga, sulaikanti atomus kolekcijose, vadinamose molekulėmis, vadinama chemine jungtimi.

Interatominių cheminių jungčių tipai

Metalinis ryšys

Metalinis ryšys yra jėga, sulaikanti atomus gryno metalo medžiagoje. Tokia kieta medžiaga susideda iš sandariai supakuotų atomų.

Daugeliu atvejų kiekvieno metalo atomo išorinis elektroninis apvalkalas sutampa su daugybe kaimyninių atomų. Dėl to valentiniai elektronai nuolat juda iš atomo į atomą ir nėra susieti su jokia konkrečia atomų pora.

2 paveikslas: metalinės jungties iliustracija

Metalai pasižymi keliomis išskirtinėmis savybėmis, tokiomis kaip gebėjimas vykdyti elektrą, maža jonizacijos energija ir mažas elektronegatyvumas (todėl jie lengvai atsisako elektronų, tai yra, jie yra katijonai).

Jų fizinės savybės apima blizgančią (blizgančią) išvaizdą, jos yra kaliojo ir kaliojo. Metalai turi kristalinę struktūrą. Tačiau metalai taip pat yra kaliojo ir kaliojo.

Šeštajame dešimtmetyje Paulius Drüde'as sugalvojo elektronų jūrų teoriją modeliuodamas metalus kaip atominių branduolių (atominiai branduoliai = teigiami branduoliai + vidinis elektronų apvalkalas) ir valentinių elektronų mišinį.

Šiame modelyje valentiniai elektronai yra laisvi, delokalizuoti, judrūs ir nesusieti su jokiu konkrečiu atomu.

Joninė jungtis

Joninės jungtys yra elektrostatinės. Jie atsiranda, kai elementas, turintis teigiamą krūvį, jungiasi su neigiamu krūviu kulonombinės sąveikos dėka.

Elementai, turintys mažą jonizacijos energiją, turi tendenciją lengvai prarasti elektronus, o elementai, turintys aukštą elektronų afinitetą, linkę įgyti juos, sukurdami atitinkamai katijonus ir anijonus, kurie sudaro joninius ryšius.

Junginiai, kuriuose yra joninių ryšių, sudaro joninius kristalus, kuriuose teigiami ir neigiamai įkrauti jonai svyruoja arti vienas kito, tačiau tarp teigiamų ir neigiamų jonų ne visada yra tiesioginė 1-1 koreliacija.

Joninės jungtys paprastai gali būti suskaidytos hidrinant arba pridedant vandens prie junginio.

Medžiagos, kurias laiko joniniai ryšiai (tokios kaip natrio chloridas), paprastai gali atskirti į tikruosius krūvius jonus, kai joms veikia išorinė jėga, pavyzdžiui, ištirpus vandenyje.

Be to, kieto pavidalo, atskiri atomai nėra traukiami prie atskiro kaimyno, bet sudaro milžiniškus tinklus, kuriuos traukia vienas kito elektrostatinė sąveika tarp kiekvieno atomo branduolio ir kaimyninių valentinių elektronų.

Patraukli jėga tarp kaimyninių atomų suteikia joninėms kietosioms medžiagoms ypač tvarkingą struktūrą, žinomą kaip joninė gardelė, kur priešingai įkrautos dalelės sulygiuoja viena su kita, kad sukurtų sandariai surištą standžią struktūrą.

3 paveikslas: natrio chlorido kristalas

Kovalentinis ryšys

Kovalentinis ryšys įvyksta, kai atomų dalijasi elektronų poros. Atomai jungiasi kovalentiškai su kitais atomais, kad įgytų daugiau stabilumo, kuris pasiekiamas suformavus visą elektronų apvalkalą.

Dalydamiesi tolimiausiais (valentiniais) elektronais, atomai gali užpildyti savo išorinį apvalkalą elektronais ir įgyti stabilumą.

4 paveikslas: Lewiso azoto molekulės kovalentinio ryšio schema

Nors sakoma, kad atomai dalijasi elektronais, kai sudaro kovalentinius ryšius, jie dažnai elektronų pasidalija nevienodai. Tik tada, kai du to paties elemento atomai sudaro kovalentinę jungtį, pasidalinti elektronai faktiškai pasiskirsto vienodai tarp atomų.

Kai skirtingų elementų atomai dalijasi elektronais per kovalentinį ryšį, elektronas bus traukiamas toliau to atomo link, kurio elektronegatyvumas yra didžiausias, gaunant polinę kovalentinę jungtį.

Palyginti su joniniais junginiais, kovalentiniai junginiai paprastai turi žemesnę lydymosi ir virimo temperatūrą ir turi mažiau tendenciją ištirpti vandenyje.

Kovalentiniai junginiai gali būti dujų, skysčio ar kieto būvio ir gerai neveikti elektros energijos ar šilumos.

Vandenilio jungtys

5 paveikslas: vandenilio ryšiai tarp dviejų vandens molekulių

Vandenilio jungtys arba vandenilio jungtys yra silpna vandenilio atomo, prijungto prie elektronegatyvaus elemento, sąveika su kitu elektronegatyviu elementu.

Poliariniame kovalentiniame ryšyje, kuriame yra vandenilio (pavyzdžiui, OH jungtis vandens molekulėje), vandenilis turės nedidelį teigiamą krūvį, nes jungiamieji elektronai stipriau traukiami kito elemento link.

Dėl šio nedidelio teigiamo krūvio vandenilis bus pritrauktas prie visų šalia esančių neigiamų krūvių.

Nuorodos į Van der Waalsą

Tai yra palyginti silpnos elektrinės jėgos, kurios pritraukia neutralias molekules viena prie kitos dujose, suskystintose ir sukietintose dujose ir beveik visuose organiniuose ir kietuose skysčiuose.

Jėgos pavadintos olandų fizikui Johanesui Diderikui van der Waalsui, kuris 1873 m. Pirmą kartą postulmavo šias tarpmolekulines jėgas kurdamas teoriją, paaiškinančią tikrų dujų savybes.

Van der Waals jėgos yra bendras terminas, naudojamas apibrėžti tarpmolekulinių jėgų pritraukimą tarp molekulių.

Yra dvi Van der Waals pajėgų klasės: Londono išsklaidymo pajėgos, kurios yra silpnos ir stipresnės dipolio-dipolio jėgos.

Nuorodos

1. Anthony Capri, AD (2003). Cheminis klijavimas: cheminio jungimo pobūdis. Gauta iš „visionlearning“ visionlearning.com
2. Camy Fung, NM (2015 m., Rugpjūčio 11 d.). Kovalentinės obligacijos. Paimta iš chem.libretexts chem.libretexts.org
3. Clarkas, J. (2017 m. Vasario 25 d.). Metalo klijavimas. Paimta iš chem.libretexts chem.libretexts.org
4. „Encyclopædia Britannica“. (2016 m. Balandžio 4 d.). Metalinis ryšys. Paimta iš britannica britannica.com.
5. „Encyclopædia Britannica“. (2016 m. Kovo 16 d.). Van der Waals pajėgos. Paimta iš britannica britannica.com
6. Kathryn Rashe, LP (2017 m., Kovo 11 d.). Van der Waals pajėgos. Paimta iš chem.libretexts chem.libretexts.org.
7. Khanas, S. (SF). Cheminiai ryšiai. Paimta iš khanacademy khanacademy.org.
8. Martinezas, E. (2017, balandžio 24). Kas yra atominis klijavimas? Paimta iš mokslų skyriaus sciencing.com.
9. „Wyzant, Inc.“ (SF). Obligacijos. Paimta iš wyzant wyzant.com.