2.1: Класифікація склеювання

Last updated
Save as PDF

Page ID: 20378

\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)

Зв'язок, в якій пара електронів зв'язує атоми А і В, називається ковалентним зв'язком, і записується вона як A-B або A:B Так як дві пари електронів беруть участь в подвійному зв'язку і три пари в потрійному зв'язку, вони позначаються A=B, A B або A:\(\equiv\) :B, або A: :B, або A: ::B відповідно. Ковалентний зв'язок - це проста, але дуже корисна концепція, запропонована Г.Н. Льюїсом на початку цього століття, і її представлення називається структурою Льюїса. Нерозділені пари валентних електронів називаються одинокими парами, і вони виражаються парою точок на кшталт A:.

Вправа\(\PageIndex{1}\)

Охарактеризуйте структури Льюїса молекули азоту N ₂ і молекули кисню O ₂.

Відповідь

: N: :N::
: O: :O:

Вісім електронів потрібні для заповнення s та трьох p орбіталів, і коли загальна кількість електронів, що використовуються для зв'язків та одиноких пар, становить вісім, виходить стабільна молекулярна структура. Це називається правилом октета і корисно при якісному обговоренні молекулярних структур сполук основної групи. Звичайно, це правило не застосовується до молекули водню, Н ₂, але застосовується до ковалентних молекул, таких як прості двоатомні молекули O ₂ або CO і навіть до складних органічних сполук. Для елементів після 3-го періоду кількість ковалентних зв'язків іноді становить п'ять (наприклад, pCl ₅) або шість (наприклад, SF ₆), а центральний атом цих молекул демонструє гіпервалентність. У цьому випадку, оскільки електрони s та p закінчуються, утворюючи більше чотирьох 2-електронних ковалентних зв'язків, колись вважалося, що електрони d частково беруть участь. Однак сучасна думка полягає в тому, що ці гіпервалентні зв'язки використовують лише орбіталі s та p, але замовлення облігацій нижчі, ніж у одиночних облігацій.

Електростатичний зв'язок між катіонами (позитивним іоном) і аніонами (негативним іоном), наприклад, в хлориді натрію, NaCl, називається іонним зв'язком. Так як сумарний електричний заряд в з'єднанні повинен дорівнювати нулю, то електричні заряди катіонів і аніонів рівні. Існує частковий внесок від ковалентних зв'язків навіть в іонній сполуці, і іони не обов'язково пов'язані лише електростатичною взаємодією.

Принцип електронейтральності Паулінга стверджує, що чистий електричний заряд кожного компонента сполуки по суті нейтральний. Як буде сказано пізніше, структури багатьох твердих сполук описуються як альтернативний масив катіонів і аніонів і класифікуються на кілька репрезентативних типів кристалів.

Атоми металів пов'язані між собою за допомогою електронів провідності, що походять від валентних електронів атомів металів. Зв'язок за рахунок електронів провідності в об'ємному металі називається металевим зв'язком.

Як правило, хімічні зв'язки можуть бути призначені будь-якому з трьох видів, згаданих вище, але нові сполуки синтезуються одна за одною, яка не завжди може бути класифікована простим 2-центровим ковалентним зв'язком електронної пари. Вони включають електронно-дефіцитні зв'язки в гідридах бору, координатні зв'язки в комплексах перехідних металів, зв'язки метал-метал в кластерних сполуках металів тощо, і нові поняття були введені в теорію зв'язків для обліку цих нових видів хімічних зв'язків. Як вже було описано, слабке зв'язуюче взаємодія під назвою взаємодія ван дер Ваальса було визнано в нейтральних атомних або молекулярних сполуках. Потенціал цієї взаємодії обернено пропорційний 6-й потужності відстані між атомами. Суміжна, але не зв'язана відстань між атомами оцінюється сумою радіуса ван дер Ваальса, присвоєного кожному атому.

Слабка взаємодія X-H-Y, яку атом водню утворює з атомами X, Y (азот, кисень, фтор тощо) з більшою електронегативністю, ніж водню, називається водневим зв'язком. Водень зв'язку відіграє важливу роль в льоду, структурі подвійної спіралі ДНК (дезоксирибонуклеїнової кислоти) і т.д.