A molekulák szerkezete
1916-ben bemutatta az első rendkívül egyszerűsített elmélete szerkezetének molekulák, amelyek használt elektronikus benyújtása az elmélet az amerikai fizikai kémikus G.Lyuisa (1875-1946), valamint a német tudós V.Kosselya. Lewis elmélete szerint két atom valence elektronja vesz részt kémiai kötés kialakításában egy diatom molekulában. Ezért például a hidrogénmolekulában a valence-löket helyett elektronikus párt kémiai kötést hoztunk létre:
Az elektronpár által kémiai kötést kovalens kötésnek nevezik. A hidrogén-fluorid molekula a következőképpen van ábrázolva:
Ellentétben az egyszerű molekuláris anyagok (H2, F2, N2, O2) molekulák komplex anyagok (HF, NO, H2O, NH3), hogy az előbbi nem rendelkezik dipólus momentum, és a második - vannak. A dipólus pillanat m a q töltés abszolút értékének termékével határozható meg két ellentétes töltés közötti távolsággal r:
A diatomi molekula dipólus pillanatát kétféle módon határozhatjuk meg. Először is, mivel a molekula elektromosan semleges, a Z 'molekula teljes pozitív töltése (ez egyenlő az atommagok töltéseinek összegével: Z' = ZA + ZB) ismert. A belső nukleáris távolság megismerésével meg tudja határozni a molekula pozitív töltésének súlypontjának elhelyezkedését. Az m molekulák értéke megtalálható a kísérletből. Ezért megtalálható r ', a molekula pozitív és teljes negatív töltésének súlypontja közötti távolság:
Másodszor, feltételezhetjük, hogy amikor a kémiai kötést létrehozó elektronikai párt az egyik atomra helyezik át, akkor a második atomon megjelenik a "q" felesleges negatív töltés, és töltés + q. Az atomok közötti távolság:
Ezért, tudva m, kiszámíthatjuk a töltést q ".
A dipólusmomentuma a molekula HF 6.4CH 10-30 KlCh m, internukleáris távolság egyenlő HF 0.917CH 10-10 m Számítás q. „Ad: Q” = 0,4 elemi töltés (vagyis elektron töltése). Ha a fluoratomon felesleges negatív töltés jelenik meg, akkor az elektronpár, amely kémiai kötést képez a HF molekulában, a fluoratomra tolódik. Az ilyen kémiai kötést kovalens poláris kötésnek nevezik. Az A2 típus molekulái nem rendelkeznek dipólus pillanattal. A kémiai kötéseket, amelyek ezeket a molekulákat alkotják, kovalens nempoláris kötéseknek nevezzük.
Kossel elmélete az aktív fémek (lúgos és alkáliföldfémek) és az aktív nemmetálok (halogének, oxigén, nitrogén) által képzett molekulák leírására szolgál. A fématomok külső valens elektronjai távol tartják az atom magjától, ezért viszonylag gyengén tartják a fématom. A periódusos rendszer ugyanazon sorában elhelyezkedő kémiai elemek atomjainál a balról jobbra történő áthaladáskor a mag töltése folyamatosan növekszik, és további elektronok találhatók ugyanabban az elektronikus rétegben. Ez azzal a ténnyel jár, hogy a külső elektronhurok összenyomódik, és az elektronok egyre szilárdabban maradnak az atomban. Ezért lehetővé válik MeX molekulát gyengén tartott külső vegyérték-elektron a fém, hogy lépjen a energiaráfordítás, egyenlő az ionizációs potenciál, elektron a vegyérték héj nemfémes atom az energia felszabadítását egyenlő a elektron-affinitása. Ennek eredményeképpen két ion keletkezik: Me + és X-. Ezeknek az ionoknak az elektrosztatikus kölcsönhatása kémiai kötés. Ezt a kapcsolatot ionosnak hívták.
Ha MeX meghatározza a dipólusmomentum a molekulák a gőz, úgy tűnik, hogy a töltés a fématom nem megy teljesen a nem-fématom, és egy kémiai kötést ezen molekulák a legjobban, mint egy erősen poláris kovalens kötés. A Me + negatív fémkationok és az X- nem fématomok negatív anionjai általában ezeknek az anyagoknak a kristályrácsos helyén léteznek. De ebben az esetben minden pozitív fémion elsődlegesen elektrosztatikusan kölcsönhatásba lép a nem-fémek legközelebbi anionjaival, majd fémkationokkal stb. Vagyis ionos kristályokban a kémiai kötések átszállnak, és minden egyes ion végül kölcsönhatásba lép a kristályba belépő összes többi ionnal, ami óriási molekula.
Az atomok világosan meghatározott jellemzőivel, például atommagok töltésével, ionizációs potenciálokkal, elektron affinitással, kevésbé meghatározott tulajdonságokkal rendelkeznek a kémia területén. Az egyik az elektronegativitás. Az amerikai kémikus, L. Pauling bevezette a tudományba. Először az első három időszak elemeit tekintjük az első ionizációs potenciálra és az elektron-affinitásra vonatkozó adatokra.
Az ionizációs potenciál szabályosságait és az elektron-affinitást az atomok valencia elektronhéjainak szerkezetével magyarázzák. Egy elektron izolált nitrogénatomhoz való affinitása jóval kisebb, mint az alkálifém atomokra, bár a nitrogén egy aktív nem-fém. Molekulákban van, amikor kölcsönhatásba lépnek más kémiai elemek atomjával, hogy a nitrogén bizonyítja, hogy aktív nem-fém. Ezt L.Poling próbálta ki, amely "elektronegativitást" jelentett be, mivel a kémiai elemek atomjai képesek arra, hogy egy elektronpárat maguk felé mozgassanak kovalens poláris kötések kialakításakor. A kémiai elemek elektronegativitási skáláját L.Poling javasolta. A kondíció nélküli dimenzió nélküli egységekben a legnagyobb elektrifikát a fluor - 4,0 - oxigén - 3,5, a klór és a nitrogén - 3,0, a bróm - 2,8. Az atomok elektronegativitásának változása természetesen teljes egészében megfelel az időszakos rendszerben kifejtett törvényeknek. Ezért az "elektronegativitás" fogalmának alkalmazása egyszerűen egy másik nyelvre fordítja azokat a mintákat, amelyek a fémek és nemfémek tulajdonságaiban bekövetkezett változásokhoz kapcsolódnak, és amelyek már a Periodikus Rendszerben is tükröződnek.
Sok szilárd állapotú fém szinte tökéletesen kristályos. A kristályrács helyén atomok vagy pozitív fémionok találhatók a kristályban. Azok a fématomok elektronjai, amelyekből pozitív ionok képződtek, elektrongáz formájában vannak a kristályrács csomópontjai közötti térben, és minden atomhoz és ionhoz tartoznak. Meghatározzák a fémek jellegzetes fémes fényét, nagy elektromos vezetőképességét és hővezető képességét. A vegyes kötés típusát, amelyet a szocializált elektronok egy fémkristályban hajtanak végre, fémes kötésnek nevezik.
1819-ben a francia tudósok, P.Dyulong és A.Pti kísérletileg megállapították, hogy a kristályos állapotban szinte minden fém moláris hőkapacitása 25 J / mol. Most könnyen megmagyarázhatjuk, miért van ez így. A fémek atomjai a kristályrács csomópontjaiban folyamatosan mozognak - oszcilláló mozgásokat tesznek. Ez a komplex mozgás három egymásba merőleges síkban három egyszerű vibrációs mozgásra bomlik. Minden vibrációs mozgás megfelel saját energia és változás törvényének növekvő hőmérséklet - a sajátos hő. Az atomok bármilyen vibrációs mozgásának specifikus hõ határértéke R = az univerzális gázállandó. Az atomok három független rezgésmozgása egy kristályban megegyezik a 3R-val egyenértékű hővel. Amikor a fémeket melegítik, nagyon alacsony hőmérsékleten kezdve, hőteljesítményük nulláról növekszik. Szobahőmérsékleten és magasabb hőmérsékleten a legtöbb fém hőkapacitása elérheti a 3R maximális értékét.
Fűtött állapotban a fémek kristályrácsja megsemmisül, és megolvadtá válik. További melegítés után a fémek elpárolognak. Párban sok fém létezik Me2 molekulák formájában. Ezekben a molekulákban a fématomok képesek kovalens nempoláris kötéseket alkotni.