A szilárdsági tulajdonságait ennek kommunikációra kovalens jellegű hosszú kapcsolat (szóköz internukleáris) és

1. A szilárdsági tulajdonságait kovalens kommunikációra karakter hosszú kapcsolat (szóköz internukleáris) és energia kötési energia.

2. Az polaritását kovalens kötés. A molekulák A magot tartalmazó atomok az azonos elem, egy vagy több elektron pár egyformán tartozik mindkét atom, minden atom mag azonos erővel vonzza a pár a kötő elektronok. Az ilyen kötés az úgynevezett nem-poláris kovalens kötés. Ha egy elektronpár képező kémiai kötés van tolva az egyik atommagba, a link az úgynevezett poláris kovalens kötés.

3. telítettség kovalens Communication a képességét, egy atom, hogy részt csak egy bizonyos számú kovalens kötés, a telítettség jellemzi vegyértékével az atom. Mennyiségi intézkedések száma vegyérték elektronok nem párosítani az atom saját alapállapot és a gerjesztett állapotok.

4. A hangsúly a kovalens kötés. A legstabilabb kovalens svyaziobrazuyutsya irányában a maximális átfedés atomi pályák, hogy olyan intézkedés az orientáció a kötés szöge.

5. A hibridizációs kovalens kötés - a hibridizáció atomi pályák áthelyezzük, vagyis van egy összehangolása energia és formában. Ott SP, SP2, SP3 hibridizáció. SP - így lineáris molekulát (szög 1800), SP2 - lapos háromszög formában a molekula (a szög 1200), SP3 - tetraéderes alakja (szög 109028).

6. A multiplicitás kovalens kötésekkel vagy delokolizatsiya kommunikációs - száma között képződő kötések atomok nevezzük multiplicitás (sorrendben) kapcsolat. A növekvő sokaságának (sorrendben) kommunikációs kapcsolat megváltozott, és a hossza az energiát.

6.Tipy kémiai kötés. Ion, a fém kapcsolat

A fémes kötés Normális körülmények között a fémekre, kivéve a higany Hg léteznek kristályok formájában. Kölcsönhatás megtartása fématomok egyetlen chip, az úgynevezett fém kötőanyagot.

A természet a fémes kötés hasonló egy kovalens kötés: mindkét típusú kommunikációs alapuló szocializációjává vegyérték elektronok. Azonban, a száma fématomok kisebb, mint a több betöltetlen elektron pályák. Az elektronokat gyengén birtokában a kernel. Így tudnak mozogni az egyik orbitális a másikra. Annak érdekében, hogy fogadjon el egy stabil állapot, és ez a szerkezet egy inert gáz, fématomok meglehetősen könnyen adott vegyérték-elektron elektronok, egyre pozitív ionok töltéssel. Ezen belül a rács olyan vegyérték elektronok, amelyek nem tartoznak kifejezetten a néhány atom. Mivel a kis méret, több vagy kevesebb, az elektronok szabadon mozoghassanak a térfogata a kristályrács, ezért nagyszámú mnogotsentrirovannyh pályák. Az elektronok ezekben pályák -ról egyszer több atomot.

Hála a szabad mozgását elektronok fémek nagymértékben elektromos vezetőképesség és a hővezető képessége.

Az ereje a fémes kötés kevesebb, mint egy kovalens kötés 3-4 alkalommal. A fémes kötés nem egy végleges irányt a térben. Az elektronok ütközve ionokkal képez semleges részecskék, amelyek elveszítik elektronok közvetlenül :. Elektronikus gázok a fénysugarakat.

Ennek eredményeként a mozgás a rácson belül az elektronok képesek átvitelére hőenergiát melegítjük fűtetlen területeken, ez magyarázza a vezetőképesség.

Ha a terhelés a fém deformálódik tönkretétele nélkül a rács, fémek jellemzi alakíthatósága, alakíthatóság.

Ionos kémiai kötés, úgy hajtjuk végre, elektrosztatikus vonzás közötti ionok, az úgynevezett ionos kötéssel. Vegyületek, melyekben ionok nevezzük ionos vonzás. Ionos vegyületek tagjai csak az egyes molekulák a gőz állapotban. A szilárd (kristályos) állapotban, ionos vegyületek tagjai szabályosan elrendezett pozitív és negatív ionok. A molekulák ebben az esetben nem. Ionos vegyületek alkotnak élesen különböző nagyságú elektronegativitása fő elemeit alcsoportok I és II, valamint jelentős csoportját alcsoportokra VI és VII csoportok. Attól függően, hogy a nagysága a elektronegativitási az összes elem vannak osztva:

1. elektropozitív (elemei csoportok 1-3)

2. elektrotritsatelnye (minden egyéb elem)

Ionos kötéssel kialakított elemek közötti nagyon különböző elektronegativitása.

Ionos vegyületek viszonylag kevés. Például, szervetlen sók: NH4CI (NH4 + ammóniumiont, és klorid-ion Cl-), és saltlike szerves vegyületek: alkoholátok, karbonsavak sói, amin sói a nem-poláros kovalens kötés és az ionos kötés - két korlátozó esetben elektronsűrűség eloszlás.

Apoláros kommunikációs megfelel egyenletes eloszlását kötőanyag elektron felhő két azonos atomok. Fordítva, ha az ionos kötés kötés elektron felhő szinte teljes egészében tulajdonosa az egyik az atomok.

A legtöbb, a vegyületek kémiai kötések közötti közbenső ilyen típusú kommunikáció, vagyis ezek végzett poláris kovalens kötés.

Az ionizációs potenciál - energia kell fordított eltávolítására az 1. a külső elektron pályák, ahol az atom viszünk át egy semleges a pozitív töltésű ion (kation).

Az alsó az ionizációs potenciál, a könnyebb atomot veszít elektronokat, annál kifejezettebb a fémes tulajdonságai egy elektron. Az ionizációs potenciálja növekszik időszakon belül balról jobbra, fentről lefelé csökken.

Ionos kötéssel van kialakítva mozgatásával egy vagy több elektron egy atomot egy másik atom külső héj.

Atom adományoz egy elektron válik pozitív töltésű és kapott - negatív töltésű közötti kapcsolat ellentétes töltésű ionok történik elektrosztatikus erők a vonzás.

ionos kötés kialakulása végbemegy a oktaéderes szabályt. E szabály értelmében úgy atom vagy veszít elektronokat oszt úgy, hogy az elektron felhő neki megfelel legközelebbi inert gáz.

7.Osnovnye molekuláris kölcsönhatások. Intermolekuláris erők. hidrogénkötés

Intermolekuláris kölcsönhatások, molekulák közötti kölcsönhatások önmagában nem vezet a törés vagy a kialakulását az új kémiai kötések. Intermolekuláris kölcsönhatások határozzák meg a különbség az ideális reális gázok, folyadékok és létező molekuláris kristályok. Intermolekuláris kölcsönhatások függ számos szerkezeti, spektroszkópiai, termodinamikai, termikus és egyéb tulajdonságait az anyagok. A megjelenése intermolekuláris kölcsönhatások fogalmak nevéhez J. D. Van der Waals erők, amelyek magyarázatára tulajdonságainak valós gázok és folyadékok 1873-ban javasolt állapotegyenlet, amely figyelembe veszi az intermolekuláris kölcsönhatást. Ezért, az intermolekuláris kölcsönhatás erők gyakran nevezik van der Waals-erők.

Típusai intermolekuláris vzaimodeystviyOsnovu intermolekuláris kölcsönhatások képezik a Coulomb-erő között az elektronok és a magok egy molekula, és a másik sejtmagok és elektronok. A kísérletileg meghatározott tulajdonságai az anyag manifeszt átlagolt kölcsönhatást, ami függ a távolság R molekulák közötti, a kölcsönös orientáció, szerkezetét, és fizikai jellemzői (dipólus momentum, polarizálhatóság, stb). A magas R, jelentős mértékben meghaladó lineáris méretei L molekulák magukat, miáltal a elektronhéjak molekulák nem fedik egymást, az erejét a intermolekuláris kölcsönhatás lehet ésszerűen három csoportba sorolhatjuk - elektrosztatikus polarizációs (indukció) és diszperziós. Elektrosztatikus erő néha a tájékozódásban, de pontatlan, mivel a kölcsönös tájékozódás a molekulák lehetnek részben azért is, polarizáció erők, ha anizotrop molekulákat.