Cheminis ryšys ir medžiagų savybės

Cheminis ryšys ir medžiagų savybės

Mokymosi tikslai

• Atpažinti joninį, kovalentinį, koordinacinį, metalinį ir vandenilinį ryšį.
• Sudaryti paprastų dalelių Luiso formules ir patikrinti valentinių elektronų skaičių.
• Atskirti ryšio poliškumą nuo visos molekulės poliškumo.
• Pagal sandarą prognozuoti medžiagos tirpumą, laidumą ir fazių virsmo temperatūrų tendencijas.

Sąvokos

Luiso formulė, joninis ryšys, kovalentinis ryšys, koordinacinis ryšys, metalinis ryšys, elektronų pora, molekulės geometrija, dipolis, vandenilinis ryšys.

Cheminis ryšys susidaro dėl elektrostatinės sąveikos tarp teigiamų branduolių ir elektronų. Ryšio bei dalelių sandara leidžia paaiškinti lydymosi temperatūrą, tirpumą, laidumą ir mechanines savybes.

Prisimink

• Joninis ryšys – elektrostatinė priešingo krūvio jonų trauka kristale.
• Kovalentinis ryšys – bendra atomų elektronų pora; jis gali būti nepolinis arba polinis.
• Metalinis ryšys sieja metalo katijonų gardelę su delokalizuotais valentiniais elektronais.
• Vandenilinis ryšys yra stipresnė tarpmolekulinė sąveika, kai H susietas su labai elektriškai neigiamu atomu ir sąveikauja su kitos dalelės laisvąja elektronų pora.

Luiso formulės

1. Suskaičiuok visus valentinius elektronus; jonui įvertink krūvį.
2. Parink centrinį atomą ir sujunk atomus viengubais ryšiais.
3. Užpildyk išorinių atomų oktetus, likusius elektronus dėk prie centrinio atomo.
4. Jei centriniam atomui trūksta okteto, sudaryk daugybinius ryšius.
5. Patikrink bendrą elektronų skaičių ir formalųjį krūvį.

Pavyzdžiui, $\ce{CO2}$ turi struktūrą $\ce{O=C=O}$. Kiekvienas C–O ryšys polinis, tačiau tiesinėje simetriškoje molekulėje ryšių dipoliai panaikina vienas kitą, todėl visa molekulė nepolinė.

Koordinacinis ryšys

Koordinacinis kovalentinis ryšys susidaro, kai abu ryšio elektronus pateikia viena dalelė. Susidarant amonio jonui, amoniako azoto laisvoji elektronų pora prisijungia protoną:

$\ce{NH3 + H+ -> NH4+}.$

Susidaręs N–H ryšys galutinėje dalelėje savybėmis neišskiriamas iš kitų N–H ryšių.

Sandara ir fizikinės savybės

Grafitas yra svarbi išimtis paprastam teiginiui „kovalentinis tinklas nelaidus“: jo sluoksniuose yra delokalizuotų elektronų, todėl grafitas laidus išilgai sluoksnių.

Vandenilinis ryšys ir vanduo

Vandeniliniai ryšiai tarp vandens molekulių padeda paaiškinti santykinai aukštą vandens virimo temperatūrą. Virinant vandenį pirmiausia įveikiamos tarpmolekulinės sąveikos, o ne suardomi kovalentiniai O–H ryšiai pačioje molekulėje.

Išspręstas pavyzdys

Palyginkime $\ce{CO2}$ ir $\ce{H2O}$ poliškumą. Abiejose molekulėse ryšiai su O yra poliniai. $\ce{CO2}$ yra tiesinė: du vienodi C–O dipoliai nukreipti priešingai ir susikompensuoja, todėl molekulė nepolinė. $\ce{H2O}$ yra kampinė, todėl O–H dipoliai nesusikompensuoja ir molekulė polinė. Taigi vien polinio ryšio nepakanka – būtina įvertinti geometriją.

Dažnos klaidos

• Joninis junginys vadinamas atskirų „molekulių“ rinkiniu. Taisyklingiau kalbėti apie jonų kristalą ir formulės vienetus.
• Ryšio poliškumas sutapatinamas su molekulės poliškumu, neįvertinus geometrijos.
• Vandenilinis ryšys nupiešiamas kaip kovalentinis ryšys molekulės viduje arba tarp bet kurio H ir bet kurio atomo.
• Teigiama, kad kietas $\ce{NaCl}$ laidus, nes turi jonų. Kietame kristale jonai nėra laisvai judantys.

Pasitikrink

1. Paaiškink, kodėl išlydytas $\ce{NaCl}$ laidus, o kietas – ne.
2. Kuri dalelė gali būti elektronų poros donorė koordinaciniam ryšiui: $\ce{NH3}$ ar $\ce{H+}$?
3. Kodėl poliniai C–O ryšiai nebūtinai reiškia, kad $\ce{CO2}$ molekulė polinė?

Santrauka

Ryšio tipas, dalelių geometrija ir tarpmolekulinės sąveikos kartu lemia medžiagos savybes. Prognozę visada grįsk konkrečiu sandaros modeliu ir paaiškink, kurios dalelės gali judėti ar sąveikauti.

Oficialūs šaltiniai

• SRC-BP-V1269 – Chemijos bendroji programa, IV gimnazijos klasė, cheminis ryšys ir medžiagų savybės.
• SRC-EMOKYKLA-CHEM – oficialus Bendrosios programos atvaizdavimas eMokykloje.
• SRC-IR-2025 – III–IV gimnazijos klasių įgyvendinimo rekomendacijos; naudota dalelių modelių ir savybių ryšiams.