Interatominės nuorodos: charakteristikos ir tipai

Interatominė jungtis yra cheminė jungtis, suformuota tarp atomų, kad susidarytų molekulės.

Nors šiandien mokslininkai paprastai sutinka, kad elektronai nesisuka aplink branduolį, per visą istoriją buvo manoma, kad kiekvienas elektronas orbituotas aplink atomo branduolį atskirame sluoksnyje.

Šiandien mokslininkai padarė išvadą, kad elektronai pakyla virš konkrečių atomų sričių ir nesukuria orbitų, tačiau valentų apvalkalas vis dar naudojamas elektronų prieinamumui apibūdinti.

Linusas Paulingas prisidėjo prie šiuolaikinio cheminių jungčių supratimo rašydamas knygą „Cheminės jungties pobūdis“, kuriame jis surinko idėjas iš Siro Isaako Niutono, Étienne François Geoffroy, Edward Frankland ir ypač Gilbert N. Lewis.

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 skalę, susijusią su obligacijų elektronų priskyrimu.

Milžiniškas Paulingo įnašas į mūsų šiuolaikinį supratimą apie cheminį ryšį paskatino jį apdovanoti 1954 m. Nobelio premija už tyrimą dėl cheminės jungties pobūdžio ir jos taikymo sudėtingų medžiagų struktūros išaiškinimui.

Gyvos būtybės yra sudarytos iš atomų, tačiau daugeliu atvejų šie atomai ne tik plaukioja atskirai. Vietoj to, jie paprastai sąveikauja su kitais atomais (ar atomų grupėmis).

Pavyzdžiui, atomai gali būti sujungti stipriais ryšiais ir suskirstyti į molekules arba kristalus. Arba jie gali sudaryti laikiną, silpną ryšį su kitais atomais, kurie susiduria su jais.

Tiek stiprios jungtys, kurios jungia molekules, tiek silpnosios obligacijos, kurios sukuria laikinus ryšius, yra būtinos mūsų kūno chemijai ir pačiai gyvybei.

Atomai linkę organizuoti save 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

Metalinė 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 Drüdė elektronų teoriją sukūrė, 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 tada, kai elementas su teigiamu įkrovimu prisijungia prie neigiamo krūvio dėl coulombinių sąveikų.

Elementai su mažomis jonizacijos energijomis yra linkę prarasti elektronus lengvai, o elementai, turintys didelį elektroninį ryšį, turi tendenciją gauti elektronus, gamindami atitinkamai katijonus ir anijonus, kurie sudaro jonų jungtis.

Junginiai, turintys jonų jungtis, sudaro joninius kristalus, kuriuose teigiamų ir neigiamų krūvių jonai artėja prie vienas kito, bet ne visada yra tiesioginis 1-1 koreliacija tarp teigiamų ir neigiamų jonų.

Joninės jungtys paprastai gali būti suskaidytos per hidrinimą arba vandens prijungimą prie junginio (Wyzant, Inc., SF).

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, kuriuos traukia vienas kito elektrostatinė sąveika tarp kiekvieno atomo branduolio ir gretimų valentų elektronų.

Lankstumo jėga tarp gretimų atomų suteikia joninėms kietosioms medžiagoms ypatingai tvarkingą struktūrą, vadinamą joniniu tinklu, kur dalelės, turinčios priešingą krūvį, sujungia viena su kita ir sukuria standžią sandariai sujungtą struktūrą (Anthony Capri, 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 apvalkalą.

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 susidaro polinis kovalentinis ryšys.

Palyginus su joniniais junginiais, kovalentiniai junginiai paprastai turi mažesnę lydymosi ir virimo temperatūrą ir yra mažiau linkę tirpti vandenyje.

Kovalentiniai junginiai gali būti dujų, skysčio arba kietos būsenos, o elektros ir šilumos šuliniai neveikia (Camy Fung, 2015).

Vandenilio tiltai

Vandenilio jungtys arba vandenilio jungtys yra silpna sąveika tarp vandenilio atomo, prijungto prie elektronegatyvinio elemento su kitu elektronegatyviniu elementu.

Poliariniame kovalentiniame ryšyje, kuriame yra vandenilis (pvz., OH jungtis vandens molekulėje), vandenilis turės nedidelį teigiamą krūvį, nes rišamieji elektronai yra labiau traukiami į kitą elementą.

Dėl šio nedidelio teigiamo krūvio vandenilį pritrauks bet koks kaimyninis neigiamas įkrovimas (Khan, SF).

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 pavadintos olandų fizikui Johannesui Diderikui van derui Waalui, kuris 1873 m. Pirmą kartą postulavo šias tarpmolekulines jėgas kuriant teoriją, kuri paaiškintų realių dujų savybes (Encyclopædia Britannica, 2016).

Van der Waals jėgos yra bendras terminas, naudojamas apibrėžti molekulinių molekulių tarpusavio jėgų pritraukimą.

Yra dviejų rūšių Van der Waals jėgos: Londono dispersijos jėgos, kurios yra silpnos ir stipresnės dipolio-dipolio jėgos (Kathryn Rashe, 2017).