Atomų ryšiai
Straipsnis iš OdontologijaWiki.
Vienas greta kito esantys atomai gali jungtis vienas su kitu ir sudaryti molekulę. Bet kurie ryšiai, sudaryti šių dviejų atomų, vadinami pirminiais ryšiais. Priklausomai nuo sąveikos tarp atomų laipsnio, susidaro viena iš trijų medžiagų būsenų, tokių, kaip kietas kūnas, skystis ar dujos. Šios būsenos vadinamos medžiagos fazėmis. Kiekvienai medžiagos fazei būdinga savita struktūra ir su ja susijusios savybės. Dujinėje fazėje atomų ir molekulių judėjimui beveik nėra kliūčių; skystoje fazėje pasipriešinimas laisvam judėjimui didesnis, tačiau molekulės vis tiek pakankamai lengvai juda viena kitos atžvilgiu. Kietame kūne atomai ir molekulės gali atlikti tik lokalius svyravimus.
Ryšio susidarymą lemia energija, kuri, susijungus dviem atomams, tampa mažesnė, nei buvo abiejų atomų atskirai. Iš čia seka, jog molekulės energija turi būti mažesnė, nei ją sudarančių atomų energijų suma.
Atomų poros energiją nulemia jų atstumas vienas nuo kito, tačiau priklausomybė nėra tiesinė ar išreiškiama nesudėtinga matematine lygtimi (Pav. Energijos ir atstumo tarp branduolių priklausomybė). Atomams esant toli vienas nuo kito, jų suminė energija yra lygi abiejų atomų energijų sumai (grafike kreivė artėja prie 0), atomams artėjant vienas prie kito, energija mažėja ir, esant tam tikram atstumui, pasiekia minimalią reikšmę. Esant šiam atstumui, atomai sudaro cheminį ryšį, kadangi kelių elementarių dalelių sistema siekia minimalios energijos būsenos. Toliau atomams artėjant vienas prie kito, energija vėl pradeda didėti dėl elektroninių apvalkalų stūmos, o vėliau - ir dėl atomų branduolių stūmos. Taigi, stūmos jėgos, priešingai nei traukos, veikia tik esant itin nedideliam atstumui tarp atomų.
Atomų sąveiką su kitais atomais nulemia jų elektronų konfigūracija. Kuo ši konfigūracija stabilesnė, nuo mažiau reaktyvus yra atomas. Itin mažu cheminiu aktyvumu pasižymi inertinės dujos, tokios, kaip helis, neonas, argonas. Tokį šių medžiagų elgesį nulemia visiškai elektronų užpildytos išorinės orbitos, dėl ko šie elementai negali nei prisijungti, nei atiduoti elektronų.
Atomai siekia minimalios energijos būsenos, kuri yra tuomet, kai išorinė elektorinė orbita yra visiškai užpildyta. Todėl kai kurie elementai yra linkę atiduoti nereikalingus elektronus, o kiti - juos prisijungti.
Turinys |
Pirminiai ryšiai
Kovalentinis ryšys
Tai yra paprasčiausias ir pats tvirčiausias ryšys, susidarantis tarp dviejų atomų jiems dalinantis elektronų porą. Vieno atomo išorinės orbitalės nesuporuoti elektronai linkę sudaryti porą su tokiais pat nesuporuotais išorinės orbitalės kito atomo elektronais. Metano molekulėje anglies atomas turi 4 nesuporuotus elektronus, todėl gali jungtis su 4 vandenilio atomais, kurių kiekvienas turi po vieną elektroną (Pav. Kovalentinio ryšio metano molekulėje schema).
Joninis ryšys
- Artimos sąvokos: Jonizacija
Ryšys, susidarantis tarp atomų, kurie gali atiduoti šalia atsiradusiam atomui vieną ar kelis savo elektronus, vadinamas joniniu. Vienas atomas gali atiduoti savo elektronus tik tuomet, jei kitas šalia atsiradęs atomas gali priimti tuos elektronus. Atomai, galintys atiduoti elektronus, paprastai yra periodinės elementų lentelės pirmose grupėse, priimančių - paskutinėse (išskyrus paskutinę aštuntą grupę). Elektronus atiduodantis atomas tampa teigiamai įkrautu (katijonu), o priimantis - neigiamai įkrautu (anijonu). Joninis ryšys yra palaikomas elektrostatinių jėgų tarp skirtingai įkrautų jonų.
Grynai joninis ryšys yra tik teorinis dalykas, iš tiesų, kiekvienas cheminis junginys su joniniu ryšiu turi ir kovalentinio bei metalinio ryšio sudedamųjų dalių. Joninis ryšys labiausiai pasireiškia tarp elementų su itin dideliu elektroneigiamumu.
Viena geriausiai žinomų medžiagų su joniniu ryšiu, yra natrio chloridas (valgomoji druska). Mažai elektroneigiamas natris perduoda savo išorinį elektroną stipriai elektroneigiamam chlorui, susidaro natrio katijonas ir chloro anijonas, ryšys tarp kurių palaikomas elektrostatinių jėgų dėl skirtingo susidariusių jonų krūvio.
Svarbiausias joninio ir kovalentinio ryšio skirtumas yra joninio ryšio nepoliškumas.
Metalinis ryšys
Tai yra ryšys, susidarantis tarp metalų atomų, kuomet laisvi elektronai nepriklauso jokiam atomui bei nėra dalinami tarp dviejų atomų, kaip kovalentinio ryšio atveju. Toks ryšys susidaro tarp lengvai elektronus atiduodančių atomų. Elektronai yra tarsi bendri visos metalo atomų branduolių gardelės, sudarytos iš teigiamų branduolių (Pav. Metalinis ryšys varyje). Metalinis ryšys yra nepolinis arba labai silpnai polinis dėl nedidelio elektroneigiamumo skirtumo tarp elementų.
Antriniai ryšiai
Ryšių energija
Viena svarbiausių ryšio charakteristikų, yra ryšio energija. Ryšio energija yra energijos kiekis, reikalingas atskirti du medžiagos atomus vienas nuo kito. Sisteminiai energijos vienetai yra kilodžauliai moliui. Energija gali būti išreiškiama ir vienetais, lygiais molio elektronų kinetinei energijai, jiems pereinant per vieno volto potencialų skirtumą (elektronvoltais moliui). Pastarasis vienetas yra apie 96,5 karto didesnis, nei kJ/mol. Apačioje pateikti dydžiai yra kilodžauliais moliui medžiagos.
Vandenilio atomo ryšio energijos su kai kuriais kitais atomais, kJ/mol:
- H–H 436
- H–C 413
- H–N 391
- H–O 366
- H–F 568
- H–Cl 432
- H–Br 366
Anglies atomo ryšio energijos su kitais atomais, kJ/mol:
- C–H 413
- C–C 348
- C=C 614
- C≡C 839
- C–N 308
- C–O 360
- C–F 488
- C–Cl 330
- C–Br 288
- C–I 216
- C–S 272
Azoto atomo ryšio energijos su kitais atomais, kJ/mol:
- N–H 391
- N–C 308
- N–N 170
- N≡N 945
Deguonies atomo ryšio energijos su kitais atomais, kJ/mol:
- O–H 366
- O–C 360
- O–O 145
- O=O 498
Halogenų atomų (fluoro, chloro, bromo, jodo) ryšio energijos su kitais atomais, kJ/mol:
- F–H 568
- F–F 158
- F–C 488
- Cl–H 432
- Cl–C 330
- Cl–Cl 243
- Br–H 366
- Br–C 288
- Br–Br 193
- I–H 298
- I–C 216
- I–I 151
Sieros atomo ryšio energijos su kitais atomais, kJ/mol:
- C–S 272
