Metališkasis ryšys

Šioje temoje aptariamas metališkasis ryšys, kuris susidaro tarp metalų atomų dėl laisvai judančių elektronų ir teigiamųjų jonų sąveikos. Sužinoma, kaip metalų savybės, tokios kaip laidumas ir kalumas, yra susijusios su šiuo ryšiu. Taip pat išmokstama, kad metališkojo ryšio stiprumas priklauso nuo valentinių elektronų skaičiaus.

Donorinis akceptorinis ryšys
Donorinis-akceptorinis ryšys, dar vadinamas koordinaciniu ryšiu, yra kovalentinio ryšio tipas, susidarantis, kai viena dalelė (donoras) pateikia bendram naudojimui elektronų porą, o kita dalelė (akceptorius) šiai porai suteikia laisvą orbitalę. Donoras yra atomas ar jonas su laisva elektronų pora, o akceptorius – atomas ar jonas su neužpildyta valentine orbitale.
Donorinis-akceptorinis ryšys
Donorinis-akceptorinis ryšys (arba koordinacinis ryšys) susidaro, kai vienas atomas (donoras) atiduoda savo elektronų porą kitam atomui (akceptoriui), turinčiam laisvą orbitalę. Pavyzdžiui, amonio jono (\(NH_4^+\)) susidarymas, kai azoto atomas atiduoda savo elektronų porą vandenilio jonui, yra donorinio-akceptorinio ryšio pavyzdys. Kitas pavyzdys - kompleksinių junginių, tokių kaip \([Cu(NH_3)_4]SO_4\), susidarymas, kur koordinacinis ryšys atsiranda tarp centrinio metalo jono (kompleksėdario) ir ligandų (neutralių molekulių ar jonų).
Donorinis-akceptorinis ryšys
Donorinis-akceptorinis ryšys yra kovalentinio ryšio atmaina, kai bendrą elektronų porą ryšiui sudaryti tiekia tik vienas atomas (donoras), o kitas atomas ar jonas (akceptorius) turi laisvą orbitalę šiai porai priimti. Šis ryšys dar vadinamas koordinaciniu. Donoras turi turėti bent vieną laisvą (nepasidalintą) elektronų porą, o akceptorius – laisvą (neužpildytą) orbitalę.
Metališkasis ryšys
Metališkasis ryšys susidaro tarp metalų atomų kristalinėje gardelėje. Jis apibūdinamas kaip teigiamai įkrautų metalo jonų, esančių gardelės mazguose, ir laisvai judančių, bendrų visiems jonams valentinių elektronų ("elektronų jūra" arba "elektronų dujos") elektrostatinė sąveika. Šie elektronai yra delokalizuoti – nepriklauso konkrečiam atomui, o juda visame metalo tūryje.
Metališkasis ryšys
Metališkasis ryšys yra cheminis ryšys, jungiantis metalų atomus. Jis atsiranda dėl elektrostatinės sąveikos tarp teigiamų metalo jonų, sudarančių kristalinę gardelę, ir nepriskirtų konkretiems atomams, laisvai judančių valentinių elektronų visame metalo gabale. Šie judrūs, delokalizuoti elektronai vadinami „elektronų jūra“ arba „elektronų dujomis“. Metalų atomų valentinės orbitalės persikloja, sudarydamos bendras energijos juostas, kuriomis elektronai gali laisvai judėti.
Metališkasis ryšys
Metališkasis ryšys susidaro metaluose dėl valentinių elektronų delokalizacijos. Tai reiškia, kad valentiniai elektronai nėra griežtai susieti su konkrečiais atomais, bet juda laisvai visame metalo tūryje, sudarydami „elektronų jūrą“ arba „elektronų debesį“. Šis „elektronų debesis“ sąveikauja su teigiamai įkrautais metalo jonais (atomais, netekusiais valentinių elektronų), sukurdama stiprų elektrostatinį ryšį. Metališkojo ryšio stiprumas priklauso nuo valentinių elektronų skaičiaus, kuriuos atomas gali atiduoti, ir nuo atomo spindulio.
Vandenilinis ryšys
Vandenilinis ryšys yra elektrostatinės prigimties trauka tarp vandenilio atomo, prijungto prie labai elektroneigiamo atomo (pvz., F, O, N), ir kito netoliese esančio elektroneigiamo atomo. Dėl didelio elektroneigiamumo skirtumo, ryšys tarp vandenilio ir elektroneigiamo atomo (pvz., O-H, N-H, F-H) yra labai poliarus, vandenilio atomas įgyja žymų dalinį teigiamą krūvį (\(oldsymbol{oldsymbol{\delta}}+\)), o elektroneigiamas atomas – dalinį neigiamą krūvį (\(oldsymbol{oldsymbol{\delta}}-\)). Šis \(H^{oldsymbol{oldsymbol{\delta}}+}\) gali sąveikauti su kito elektroneigiamo atomo (\(B^{oldsymbol{oldsymbol{\delta}}-}\)), turinčio laisvą elektronų porą, neigiamu poliumi.
Vandenilinis ryšys
Vandenilinis ryšys yra specifinė tarpmolekulinė (kartais vidinė molekulinė) sąveika. Jis susidaro tarp vandenilio atomo, kovalentiškai susijungusio su labai elektroneigiamu atomu (dažniausiai F, O, N), ir kito elektroneigiamo atomo (turinčio laisvą elektronų porą) gretimoje molekulėje ar tos pačios molekulės kitoje dalyje. Dėl didelio elektroneigumo skirtumo vandenilio atomas įgyja ryškų dalinį teigiamą krūvį (\(\delta+\)), o F, O ar N – dalinį neigiamą krūvį (\(\delta-\)), kas leidžia susidaryti elektrostatinei traukai.
Vandenilinis ryšys
Vandenilinis ryšys yra silpna cheminė sąveika, atsirandanti tarp vandenilio atomo, kuris yra kovalentiškai surištas su labai elektroneigiamu atomu (dažniausiai deguonimi, azotu arba fluoru), ir kito elektroneigiamo atomo, turinčio laisvą elektronų porą. Dėl mažo vandenilio atomo spindulio ir didelio dalinio teigiamo krūvio (\(\delta^+\)), jis gali stipriai sąveikauti su kito atomo laisva elektronų pora, sudarydamas vandenilinį ryšį. Vandenilinis ryšys paaiškina anomaliai aukštas amoniako (\(NH_3\)), vandens (\(H_2O\)) ir vandenilio fluorido (\(HF\)) virimo temperatūras, palyginti su kitais panašios molekulinės masės junginiais.

Prisijungti

arba
Real 2
„X“ yra inovatyvi mokymosi platforma, kurios tikslas – teikti aukštos kokybės mokymo medžiagą įvairiausių klasių mokiniams. Patyrusių specialistų parengtas turinys skatina smalsumą, padeda išsamiau ir giliau suprasti mokomus dalykus bei sėkmingai pasiruošti akademiniams iššūkiams.
Atsisiųsk programėlę:
Susisiek su mumis: info@knowledgenestapp.com