Τι είναι χαρακτηριστικό ενός ομοιοπολικού δεσμού. Τύποι χημικών δεσμών: ιοντικοί, ομοιοπολικοί, μεταλλικοί

Ο ομοιοπολικός δεσμός είναι ο πιο κοινός τύπος χημικού δεσμού που εμφανίζεται όταν αλληλεπιδρά με τις ίδιες ή παρόμοιες τιμές ηλεκτραρνητικότητας.

Ο ομοιοπολικός δεσμός είναι ένας δεσμός μεταξύ ατόμων που χρησιμοποιεί κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων.

Από την ανακάλυψη του ηλεκτρονίου, έχουν γίνει πολλές προσπάθειες για την ανάπτυξη μιας ηλεκτρονικής θεωρίας χημικών δεσμών. Τα πιο επιτυχημένα ήταν τα έργα του Lewis (1916), ο οποίος πρότεινε να θεωρηθεί ο σχηματισμός ενός δεσμού ως συνέπεια της εμφάνισης ζευγών ηλεκτρονίων κοινών σε δύο άτομα. Για να γίνει αυτό, κάθε άτομο παρέχει τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων και προσπαθεί να περιβληθεί με μια οκτάδα ή διπλό ηλεκτρονίων, χαρακτηριστικό της εξωτερικής ηλεκτρονικής διαμόρφωσης των αδρανών αερίων. Γραφικά, ο σχηματισμός ομοιοπολικών δεσμών λόγω μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων σύμφωνα με τη μέθοδο Lewis απεικονίζεται χρησιμοποιώντας κουκκίδες που υποδεικνύουν τα εξωτερικά ηλεκτρόνια του ατόμου.

Σχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού σύμφωνα με τη θεωρία Lewis

Ο μηχανισμός σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού

Το κύριο σημάδι ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι η παρουσία ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων που ανήκει και στα δύο χημικά συνδεδεμένα άτομα, καθώς η παρουσία δύο ηλεκτρονίων στο πεδίο δράσης δύο πυρήνων είναι ενεργειακά πιο ευνοϊκή από την παρουσία κάθε ηλεκτρονίου στο πεδίο τον δικό της πυρήνα. Η εμφάνιση ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων δεσμών μπορεί να πραγματοποιηθεί μέσω διαφορετικών μηχανισμών, πιο συχνά μέσω ανταλλαγής και μερικές φορές μέσω δότη-δέκτη.

Σύμφωνα με την αρχή του μηχανισμού ανταλλαγής για το σχηματισμό ενός ομοιοπολικού δεσμού, καθένα από τα αλληλεπιδρώντα άτομα παρέχει τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων με αντιπαράλληλα σπιν στο σχηματισμό ενός δεσμού. Για παράδειγμα:

Το γενικό σχήμα για το σχηματισμό ομοιοπολικού δεσμού: α) από τον μηχανισμό ανταλλαγής. β) σύμφωνα με τον μηχανισμό δότη-δέκτη

Σύμφωνα με τον μηχανισμό δότη-δέκτη, ένας δεσμός δύο ηλεκτρονίων προκύπτει κατά την αλληλεπίδραση διαφόρων σωματιδίων. Ένας από αυτούς είναι δωρητής ΑΛΛΑ:έχει ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων (δηλαδή ένα που ανήκει σε ένα μόνο άτομο) και το άλλο είναι δέκτης ΣΤΟέχει ένα κενό τροχιακό.

Ένα σωματίδιο που παρέχει έναν δεσμό δύο ηλεκτρονίων (ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων) ονομάζεται δότης και ένα σωματίδιο με ελεύθερο τροχιακό που δέχεται αυτό το ζεύγος ηλεκτρονίων ονομάζεται δέκτης.

Ο μηχανισμός σχηματισμού ενός ομοιοπολικού δεσμού λόγω ενός νέφους δύο ηλεκτρονίων ενός ατόμου και ενός κενού τροχιακού ενός άλλου ονομάζεται μηχανισμός δότη-δέκτη.

Ο δεσμός δότη-δέκτη ονομάζεται αλλιώς ημιπολικός, καθώς ένα μερικό αποτελεσματικό θετικό φορτίο δ+ προκύπτει στο άτομο δότη (λόγω του γεγονότος ότι το αδιαίρετο ζεύγος ηλεκτρονίων του έχει αποκλίνει από αυτό) και ένα μερικό αποτελεσματικό αρνητικό φορτίο δ- προκύπτει σε το άτομο δέκτη (λόγω του γεγονότος ότι υπάρχει μετατόπιση στην κατεύθυνσή του του αδιαίρετου ζεύγους ηλεκτρονίων του δότη).

Ένα παράδειγμα απλού δότη ζεύγους ηλεκτρονίων είναι το ιόν Η. — , το οποίο έχει ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων. Ως αποτέλεσμα της προσθήκης ενός αρνητικού ιόντος υδριδίου σε ένα μόριο του οποίου το κεντρικό άτομο έχει ένα ελεύθερο τροχιακό (που υποδεικνύεται ως κενό κβαντικό κύτταρο στο διάγραμμα), για παράδειγμα, ВН 3 , σχηματίζεται ένα σύνθετο μιγαδικό ιόν ΒΝ 4 — με αρνητικό φορτίο (Ν — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4] -):

Ο δέκτης ζεύγους ηλεκτρονίων είναι ένα ιόν υδρογόνου ή απλά ένα πρωτόνιο H+. Η προσκόλλησή του σε ένα μόριο του οποίου το κεντρικό άτομο έχει ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, για παράδειγμα, στο NH 3, οδηγεί επίσης στο σχηματισμό ενός συμπλόκου ιόντος NH 4 +, αλλά με θετικό φορτίο:

Μέθοδος δεσμού σθένους

Πρώτα κβαντομηχανική θεωρία ομοιοπολικού δεσμούδημιουργήθηκε από τον Heitler και το Λονδίνο (το 1927) για να περιγράψει το μόριο του υδρογόνου και στη συνέχεια εφαρμόστηκε από τον Pauling σε πολυατομικά μόρια. Αυτή η θεωρία ονομάζεται μέθοδος δεσμού σθένους, τα κύρια σημεία των οποίων μπορούν να συνοψιστούν ως εξής:

Κάθε ζεύγος ατόμων σε ένα μόριο συγκρατείται από ένα ή περισσότερα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων, με τα τροχιακά ηλεκτρονίων των αλληλεπιδρώντων ατόμων να επικαλύπτονται.
Η αντοχή του δεσμού εξαρτάται από τον βαθμό επικάλυψης των τροχιακών ηλεκτρονίων.
η προϋπόθεση για το σχηματισμό ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι η αντικατεύθυνση των σπιν ηλεκτρονίων. Λόγω αυτού, προκύπτει ένα γενικευμένο τροχιακό ηλεκτρονίων με την υψηλότερη πυκνότητα ηλεκτρονίων στον διαπυρηνικό χώρο, το οποίο εξασφαλίζει την έλξη θετικά φορτισμένων πυρήνων μεταξύ τους και συνοδεύεται από μείωση της συνολικής ενέργειας του συστήματος.

Υβριδισμός ατομικών τροχιακών

Παρά το γεγονός ότι τα ηλεκτρόνια των s-, p- ή d- τροχιακών, που έχουν διαφορετικά σχήματα και διαφορετικούς προσανατολισμούς στο χώρο, συμμετέχουν στο σχηματισμό ομοιοπολικών δεσμών, σε πολλές ενώσεις αυτοί οι δεσμοί είναι ισοδύναμοι. Για να εξηγηθεί αυτό το φαινόμενο, εισήχθη η έννοια του «υβριδισμού».

Ο υβριδισμός είναι η διαδικασία ανάμειξης και ευθυγράμμισης τροχιακών σε σχήμα και ενέργεια, κατά την οποία οι πυκνότητες ηλεκτρονίων τροχιακών με παρόμοιες ενέργειες ανακατανέμονται, με αποτέλεσμα να γίνονται ισοδύναμες.

Οι κύριες διατάξεις της θεωρίας του υβριδισμού:

Κατά τον υβριδισμό, το αρχικό σχήμα και τα τροχιακά αλλάζουν αμοιβαία, ενώ σχηματίζονται νέα, υβριδισμένα τροχιακά, αλλά με την ίδια ενέργεια και το ίδιο σχήμα, που μοιάζουν με ακανόνιστο σχήμα οκτώ.
Ο αριθμός των υβριδισμένων τροχιακών είναι ίσος με τον αριθμό των τροχιακών εξόδου που εμπλέκονται στον υβριδισμό.
Τροχιακά με παρόμοιες ενέργειες (s- και p-τροχιακά του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου και d-τροχιακά του εξωτερικού ή προκαταρκτικού επιπέδου) μπορούν να συμμετέχουν στον υβριδισμό.
Τα υβριδισμένα τροχιακά είναι πιο επιμήκη προς την κατεύθυνση σχηματισμού χημικών δεσμών και επομένως παρέχουν καλύτερη επικάλυψη με τα τροχιακά του γειτονικού ατόμου, με αποτέλεσμα να γίνεται ισχυρότερο από τα μεμονωμένα μη υβριδικά τροχιακά που σχηματίζονται λόγω των ηλεκτρονίων.
Λόγω του σχηματισμού ισχυρότερων δεσμών και μιας πιο συμμετρικής κατανομής της πυκνότητας ηλεκτρονίων στο μόριο, προκύπτει ένα ενεργειακό κέρδος, το οποίο υπεραντιστάθμισε την κατανάλωση ενέργειας που απαιτείται για τη διαδικασία υβριδισμού.
Τα υβριδισμένα τροχιακά πρέπει να είναι προσανατολισμένα στο διάστημα κατά τέτοιο τρόπο ώστε να εξασφαλίζεται ο μέγιστος αμοιβαίος διαχωρισμός μεταξύ τους. σε αυτή την περίπτωση, η ενέργεια απώθησης είναι η μικρότερη.
Ο τύπος του υβριδισμού καθορίζεται από τον τύπο και τον αριθμό των τροχιακών εξόδου και αλλάζει το μέγεθος της γωνίας του δεσμού, καθώς και τη χωρική διαμόρφωση των μορίων.

Η μορφή των υβριδισμένων τροχιακών και των γωνιών σθένους (γεωμετρικές γωνίες μεταξύ των αξόνων συμμετρίας των τροχιακών) ανάλογα με τον τύπο του υβριδισμού: α) sp-υβριδισμός. β) υβριδισμός sp 2. γ) υβριδισμός sp 3

Κατά τον σχηματισμό μορίων (ή μεμονωμένων τμημάτων μορίων), εμφανίζονται συχνότερα οι ακόλουθοι τύποι υβριδισμού:

Γενικό σχήμα υβριδισμού sp

Οι δεσμοί που σχηματίζονται με τη συμμετοχή ηλεκτρονίων των sp-υβριδισμένων τροχιακών τοποθετούνται επίσης σε γωνία 180 0, γεγονός που οδηγεί σε γραμμικό σχήμα του μορίου. Αυτός ο τύπος υβριδισμού παρατηρείται στα αλογονίδια των στοιχείων της δεύτερης ομάδας (Be, Zn, Cd, Hg), των οποίων τα άτομα στην κατάσταση σθένους έχουν ασύζευκτα s- και p-ηλεκτρόνια. Η γραμμική μορφή είναι επίσης χαρακτηριστική για τα μόρια άλλων στοιχείων (0=C=0,HC≡CH), στα οποία σχηματίζονται δεσμοί από sp-υβριδισμένα άτομα.

Σχέδιο υβριδισμού sp 2 ατομικών τροχιακών και επίπεδου τριγωνικού σχήματος του μορίου, το οποίο οφείλεται στον υβριδισμό sp 2 ατομικών τροχιακών

Αυτός ο τύπος υβριδισμού είναι πιο χαρακτηριστικός για μόρια p-στοιχείων της τρίτης ομάδας, των οποίων τα άτομα σε διεγερμένη κατάσταση έχουν εξωτερική ηλεκτρονική δομή ns 1 np 2, όπου n είναι ο αριθμός της περιόδου στην οποία βρίσκεται το στοιχείο. Έτσι, στα μόρια των ВF 3 , BCl 3 , AlF 3 και σε άλλα σχηματίζονται δεσμοί λόγω sp 2 -υβριδοποιημένων τροχιακών του κεντρικού ατόμου.

Σχέδιο υβριδισμού sp 3 ατομικών τροχιακών

Η τοποθέτηση των υβριδισμένων τροχιακών του κεντρικού ατόμου σε γωνία 109 0 28` προκαλεί το τετραεδρικό σχήμα των μορίων. Αυτό είναι πολύ χαρακτηριστικό για κορεσμένες ενώσεις τετρασθενούς άνθρακα CH 4 , CCl 4 , C 2 H 6 και άλλα αλκάνια. Παραδείγματα ενώσεων άλλων στοιχείων με τετραεδρική δομή λόγω sp 3 υβριδισμού των τροχιακών σθένους του κεντρικού ατόμου είναι τα ιόντα: BH 4 - , BF 4 - , PO 4 3- , SO 4 2- , FeCl 4 - .

Γενικό σχήμα υβριδισμού sp 3d

Αυτός ο τύπος υβριδισμού απαντάται συχνότερα σε μη μεταλλικά αλογονίδια. Ένα παράδειγμα είναι η δομή του χλωριούχου φωσφόρου PCl 5 , κατά τον σχηματισμό του οποίου το άτομο φωσφόρου (P ... 3s 2 3p 3) περνά πρώτα σε διεγερμένη κατάσταση (P ... 3s 1 3p 3 3d 1) και στη συνέχεια υφίσταται υβριδισμό s 1 p 3 d - πέντε τροχιακά ενός ηλεκτρονίου γίνονται ισοδύναμα και προσανατολίζονται με τα επιμήκη άκρα τους στις γωνίες της νοητικής τριγωνικής διπυραμίδας. Αυτό καθορίζει το σχήμα του μορίου PCl 5, το οποίο σχηματίζεται όταν πέντε s 1 p 3 d-υβριδισμένα τροχιακά επικαλύπτονται με τροχιακά 3p πέντε ατόμων χλωρίου.

sp - Υβριδισμός. Όταν ένα s-i συνδυάζεται με ένα p-τροχιακά, προκύπτουν δύο sp-υβριδισμένα τροχιακά, που βρίσκονται συμμετρικά σε γωνία 180 0 .
sp 2 - Υβριδισμός. Ο συνδυασμός ενός s- και δύο p-τροχιακών οδηγεί στο σχηματισμό υβριδοποιημένων δεσμών sp 2 που βρίσκονται υπό γωνία 120 0, οπότε το μόριο παίρνει τη μορφή κανονικού τριγώνου.
sp 3 - Υβριδισμός. Ο συνδυασμός τεσσάρων τροχιακών - ένα s- και τρία p οδηγεί σε sp 3 - υβριδισμό, στον οποίο τέσσερα υβριδισμένα τροχιακά είναι συμμετρικά προσανατολισμένα στο χώρο στις τέσσερις κορυφές του τετραέδρου, δηλαδή σε γωνία 109 0 28 `.
sp 3 d - Υβριδισμός. Ο συνδυασμός ενός s-, τριών p- και ενός d-τροχιακού δίνει sp 3 d-υβριδισμό, ο οποίος καθορίζει τον χωρικό προσανατολισμό πέντε sp 3 d-υβριδισμένων τροχιακών στις κορυφές της τριγωνικής διπυραμίδας.
Άλλοι τύποι υβριδισμού. Στην περίπτωση του υβριδισμού sp 3 d 2, έξι υβριδισμένα τροχιακά sp 3 d 2 κατευθύνονται προς τις κορυφές του οκταέδρου. Ο προσανατολισμός των επτά τροχιακών στις κορυφές της πενταγωνικής διπυραμίδας αντιστοιχεί στον υβριδισμό sp 3 d 3 (ή μερικές φορές sp 3 d 2 f) των τροχιακών σθένους του κεντρικού ατόμου του μορίου ή του συμπλόκου.

Η μέθοδος υβριδισμού ατομικών τροχιακών εξηγεί τη γεωμετρική δομή ενός μεγάλου αριθμού μορίων, ωστόσο, σύμφωνα με πειραματικά δεδομένα, παρατηρούνται συχνότερα μόρια με ελαφρώς διαφορετικές γωνίες δεσμού. Για παράδειγμα, στα μόρια CH 4, NH 3 και H 2 O, τα κεντρικά άτομα βρίσκονται στην υβριδοποιημένη κατάσταση sp 3, επομένως θα περίμενε κανείς ότι οι γωνίες δεσμού σε αυτά είναι ίσες με τις τετραεδρικές (~ 109,5 0). Έχει αποδειχθεί πειραματικά ότι η γωνία δεσμού στο μόριο CH 4 είναι στην πραγματικότητα 109,5 0 . Ωστόσο, στα μόρια NH 3 και H 2 O, η τιμή της γωνίας δεσμού αποκλίνει από την τετραεδρική: είναι 107,3 0 στο μόριο NH 3 και 104,5 0 στο μόριο H 2 O. Τέτοιες αποκλίσεις εξηγούνται από την παρουσία ένα αδιαίρετο ζεύγος ηλεκτρονίων στα άτομα αζώτου και οξυγόνου. Ένα τροχιακό δύο ηλεκτρονίων, το οποίο περιέχει ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, λόγω της αυξημένης πυκνότητάς του, απωθεί τα τροχιακά σθένους ενός ηλεκτρονίου, γεγονός που οδηγεί σε μείωση της γωνίας δεσμού. Στο άτομο αζώτου στο μόριο NH 3, από τέσσερα sp 3 υβριδισμένα τροχιακά, τρία τροχιακά ενός ηλεκτρονίου σχηματίζουν δεσμούς με τρία άτομα Η και το τέταρτο τροχιακό περιέχει ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων.

Ένα αδέσμευτο ζεύγος ηλεκτρονίων, που καταλαμβάνει ένα από τα sp 3 υβριδισμένα τροχιακά που κατευθύνονται στις κορυφές του τετραέδρου, απωθεί τα τροχιακά ενός ηλεκτρονίου, προκαλεί ασύμμετρη κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων που περιβάλλει το άτομο αζώτου και ως αποτέλεσμα συμπιέζει τον δεσμό γωνία 107,3 0 . Παρόμοια εικόνα της μείωσης της γωνίας δεσμού από 109,5 0 σε 107 0 ως αποτέλεσμα της δράσης του μη κοινόχρηστου ζεύγους ηλεκτρονίων του ατόμου Ν παρατηρείται επίσης στο μόριο NCl 3.

Απόκλιση της γωνίας του δεσμού από το τετραεδρικό (109,5 0) στο μόριο: α) NH3; β) NCl3

Στο άτομο οξυγόνου στο μόριο H 2 O, τέσσερα sp 3 υβριδισμένα τροχιακά έχουν δύο τροχιακά ενός και δύο ηλεκτρονίων. Τα υβριδισμένα τροχιακά ενός ηλεκτρονίου συμμετέχουν στο σχηματισμό δύο δεσμών με δύο άτομα Η και δύο ζεύγη δύο ηλεκτρονίων παραμένουν αδιαίρετα, δηλαδή ανήκουν μόνο στο άτομο Η. Αυτό αυξάνει την ασυμμετρία της κατανομής της πυκνότητας ηλεκτρονίων γύρω από το άτομο Ο και μειώνει τη γωνία δεσμού σε σύγκριση με την τετραεδρική σε 104,5 0 .

Κατά συνέπεια, ο αριθμός των μη δεσμευμένων ζευγών ηλεκτρονίων του κεντρικού ατόμου και η τοποθέτησή τους σε υβριδισμένα τροχιακά επηρεάζει τη γεωμετρική διαμόρφωση των μορίων.

Χαρακτηριστικά ενός ομοιοπολικού δεσμού

Ένας ομοιοπολικός δεσμός έχει ένα σύνολο συγκεκριμένων ιδιοτήτων που καθορίζουν τα συγκεκριμένα χαρακτηριστικά ή χαρακτηριστικά του. Αυτά, εκτός από τα χαρακτηριστικά που ήδη θεωρούνται «ενέργεια δεσμού» και «μήκος δεσμού», περιλαμβάνουν: γωνία δεσμού, κορεσμό, κατευθυντικότητα, πολικότητα και παρόμοια.

1. Γωνία σθένους- αυτή είναι η γωνία μεταξύ γειτονικών αξόνων δεσμού (δηλαδή, υπό όρους γραμμές που διασχίζονται από τους πυρήνες των χημικά συνδεδεμένων ατόμων σε ένα μόριο). Η τιμή της γωνίας του δεσμού εξαρτάται από τη φύση των τροχιακών, τον τύπο υβριδισμού του κεντρικού ατόμου, την επιρροή των μη κοινών ζευγών ηλεκτρονίων που δεν συμμετέχουν στο σχηματισμό δεσμών.

2. Κορεσμός. Τα άτομα έχουν την ικανότητα να σχηματίζουν ομοιοπολικούς δεσμούς, οι οποίοι μπορούν να σχηματιστούν, πρώτον, σύμφωνα με τον μηχανισμό ανταλλαγής λόγω των ασύζευκτων ηλεκτρονίων ενός μη διεγερμένου ατόμου και λόγω των ασύζευκτων ηλεκτρονίων που προκύπτουν ως αποτέλεσμα της διέγερσής του και, δεύτερον, σύμφωνα με ο μηχανισμός δότη-δέκτη. Ωστόσο, ο συνολικός αριθμός δεσμών που μπορεί να σχηματίσει ένα άτομο είναι περιορισμένος.

Κορεσμός είναι η ικανότητα ενός ατόμου ενός στοιχείου να σχηματίζει έναν ορισμένο, περιορισμένο αριθμό ομοιοπολικών δεσμών με άλλα άτομα.

Έτσι, η δεύτερη περίοδος, που έχει τέσσερα τροχιακά στο εξωτερικό ενεργειακό επίπεδο (ένα s- και τρία p-), σχηματίζει δεσμούς, ο αριθμός των οποίων δεν υπερβαίνει τα τέσσερα. Τα άτομα στοιχείων άλλων περιόδων με μεγάλο αριθμό τροχιακών στο εξωτερικό επίπεδο μπορούν να σχηματίσουν περισσότερους δεσμούς.

3. Προσανατολισμός. Σύμφωνα με τη μέθοδο, ο χημικός δεσμός μεταξύ των ατόμων οφείλεται στην επικάλυψη τροχιακών, τα οποία, με εξαίρεση τα τροχιακά s, έχουν έναν συγκεκριμένο προσανατολισμό στο χώρο, ο οποίος οδηγεί στην κατεύθυνση του ομοιοπολικού δεσμού.

Ο προσανατολισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι μια τέτοια διάταξη της πυκνότητας ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων, η οποία καθορίζεται από τον χωρικό προσανατολισμό των τροχιακών σθένους και εξασφαλίζει τη μέγιστη επικάλυψη τους.

Δεδομένου ότι τα ηλεκτρονικά τροχιακά έχουν διαφορετικά σχήματα και διαφορετικούς προσανατολισμούς στο χώρο, η αμοιβαία επικάλυψη τους μπορεί να πραγματοποιηθεί με διάφορους τρόπους. Ανάλογα με αυτό διακρίνονται οι δεσμοί σ-, π- και δ.

Ένας δεσμός σίγμα (σ δεσμός) είναι μια επικάλυψη τροχιακών ηλεκτρονίων στα οποία η μέγιστη πυκνότητα ηλεκτρονίων συγκεντρώνεται κατά μήκος μιας φανταστικής γραμμής που συνδέει δύο πυρήνες.

Ένας δεσμός σίγμα μπορεί να σχηματιστεί από δύο ηλεκτρόνια s, ένα s και ένα p ηλεκτρόνιο, δύο ηλεκτρόνια p ή δύο ηλεκτρόνια d. Ένας τέτοιος δεσμός σ χαρακτηρίζεται από την παρουσία μιας περιοχής επικαλυπτόμενων τροχιακών ηλεκτρονίων, είναι πάντα μονός, δηλαδή σχηματίζεται από ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων.

Μια ποικιλία μορφών χωρικού προσανατολισμού «καθαρών» τροχιακών και υβριδισμένων τροχιακών δεν επιτρέπουν πάντα τη δυνατότητα επικάλυψης τροχιακών στον άξονα του δεσμού. Η επικάλυψη των τροχιακών σθένους μπορεί να συμβεί και στις δύο πλευρές του άξονα του δεσμού - η λεγόμενη "πλευρική" επικάλυψη, η οποία συμβαίνει συχνότερα κατά το σχηματισμό δεσμών π.

Ο δεσμός π (π-δεσμός) είναι η επικάλυψη τροχιακών ηλεκτρονίων, στην οποία η μέγιστη πυκνότητα ηλεκτρονίων συγκεντρώνεται και στις δύο πλευρές της γραμμής που συνδέει τους πυρήνες των ατόμων (δηλαδή από τον άξονα του δεσμού).

Ένας δεσμός pi μπορεί να σχηματιστεί από την αλληλεπίδραση δύο παράλληλων τροχιακών p, δύο d τροχιακών ή άλλων συνδυασμών τροχιακών των οποίων οι άξονες δεν συμπίπτουν με τον άξονα του δεσμού.

Σχέδια για το σχηματισμό π-δεσμών μεταξύ υπό όρους ατόμων Α και Β στην πλευρική επικάλυψη τροχιακών ηλεκτρονίων

4. Πολλαπλότητα.Αυτό το χαρακτηριστικό καθορίζεται από τον αριθμό των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων που δεσμεύουν τα άτομα. Ένας ομοιοπολικός δεσμός σε πολλαπλότητα μπορεί να είναι απλός (απλός), διπλός και τριπλός. Ένας δεσμός μεταξύ δύο ατόμων που χρησιμοποιούν ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων ονομάζεται απλός δεσμός (απλός), δύο ζεύγη ηλεκτρονίων - ένας διπλός δεσμός, τρία ζεύγη ηλεκτρονίων - ένας τριπλός δεσμός. Έτσι, στο μόριο υδρογόνου H 2, τα άτομα συνδέονται με έναν απλό δεσμό (H-H), στο μόριο οξυγόνου O 2 - διπλό (B \u003d O), στο μόριο αζώτου N 2 - τριπλό (N≡N). Ιδιαίτερη σημασία έχει η πολλαπλότητα των δεσμών σε οργανικές ενώσεις - υδρογονάνθρακες και τα παράγωγά τους: στο αιθάνιο C 2 H 6 εμφανίζεται ένας απλός δεσμός (C-C) μεταξύ των ατόμων C, στο αιθυλένιο C 2 H 4 - διπλός (C \u003d C) στο ακετυλένιο C 2 H 2 - τριπλό (C ≡ C) (C≡C).

Η πολλαπλότητα του δεσμού επηρεάζει την ενέργεια: με την αύξηση της πολλαπλότητας, η δύναμή του αυξάνεται. Η αύξηση της πολλαπλότητας οδηγεί σε μείωση της διαπυρηνικής απόστασης (μήκος δεσμού) και αύξηση της ενέργειας δέσμευσης.

Πολλαπλότητα δεσμών μεταξύ ατόμων άνθρακα: α) μονός σ-δεσμός σε αιθάνιο H3C-CH3. β) διπλός σ + π-δεσμός σε αιθυλένιο H2C = CH2; γ) τριπλός σ+π+π-δεσμός σε ακετυλένιο HC≡CH

5. Πολικότητα και πολικότητα. Η πυκνότητα ηλεκτρονίων ενός ομοιοπολικού δεσμού μπορεί να εντοπιστεί διαφορετικά στον διαπυρηνικό χώρο.

Η πολικότητα είναι μια ιδιότητα ενός ομοιοπολικού δεσμού, η οποία καθορίζεται από τη θέση της πυκνότητας ηλεκτρονίων στον διαπυρηνικό χώρο σε σχέση με τα συνδεδεμένα άτομα.

Ανάλογα με τη θέση της πυκνότητας ηλεκτρονίων στον διαπυρηνικό χώρο, διακρίνονται οι πολικοί και οι μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί. Μη πολικός δεσμός είναι ένας τέτοιος δεσμός στον οποίο το κοινό νέφος ηλεκτρονίων βρίσκεται συμμετρικά ως προς τους πυρήνες των συνδεδεμένων ατόμων και ανήκει εξίσου και στα δύο άτομα.

Τα μόρια με αυτόν τον τύπο δεσμού ονομάζονται μη πολικά ή ομοπυρηνικά (δηλαδή αυτά που περιλαμβάνουν άτομα ενός στοιχείου). Ένας μη πολικός δεσμός εμφανίζεται κατά κανόνα σε ομοπύρηνα μόρια (H 2, Cl 2, N 2, κ.λπ.) ή, σπανιότερα, σε ενώσεις που σχηματίζονται από άτομα στοιχείων με κοντινές τιμές ηλεκτραρνητικότητας, για παράδειγμα, SiC άνθρακα. Ένας πολικός (ή ετεροπολικός) δεσμός είναι ένας δεσμός στον οποίο το κοινό νέφος ηλεκτρονίων είναι ασύμμετρο και μετατοπίζεται σε ένα από τα άτομα.

Τα μόρια με πολικό δεσμό ονομάζονται πολικά ή ετεροπυρηνικά. Σε μόρια με πολικό δεσμό, το γενικευμένο ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται προς το άτομο με υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα. Ως αποτέλεσμα, ένα ορισμένο μερικό αρνητικό φορτίο (δ-), το οποίο ονομάζεται αποτελεσματικό, εμφανίζεται σε αυτό το άτομο και ένα άτομο με χαμηλότερη ηλεκτραρνητικότητα έχει μερικό θετικό φορτίο ίδιου μεγέθους, αλλά αντίθετο στο πρόσημο (δ+). Για παράδειγμα, έχει αποδειχθεί πειραματικά ότι το αποτελεσματικό φορτίο στο άτομο υδρογόνου στο μόριο υδροχλωρίου HCl είναι δΗ=+0,17 και στο άτομο χλωρίου δCl=-0,17 του απόλυτου φορτίου ηλεκτρονίου.

Για να προσδιοριστεί σε ποια κατεύθυνση θα μετατοπιστεί η πυκνότητα ηλεκτρονίων ενός πολικού ομοιοπολικού δεσμού, είναι απαραίτητο να συγκριθούν τα ηλεκτρόνια και των δύο ατόμων. Με σειρά αύξησης της ηλεκτραρνητικότητας, τα πιο κοινά χημικά στοιχεία τοποθετούνται με την ακόλουθη σειρά:

Τα πολικά μόρια ονομάζονται δίπολα - συστήματα στα οποία τα κέντρα βάρους των θετικών φορτίων των πυρήνων και των αρνητικών φορτίων των ηλεκτρονίων δεν συμπίπτουν.

Ένα δίπολο είναι ένα σύστημα που είναι μια συλλογή από δύο σημειακά ηλεκτρικά φορτία, ίσα σε μέγεθος και αντίθετα σε πρόσημο, που βρίσκονται σε κάποια απόσταση το ένα από το άλλο.

Η απόσταση μεταξύ των κέντρων έλξης ονομάζεται μήκος του διπόλου και συμβολίζεται με το γράμμα l. Η πολικότητα ενός μορίου (ή δεσμού) ποσοτικά χαρακτηρίζεται από τη διπολική ροπή μ, η οποία στην περίπτωση διατομικού μορίου ισούται με το γινόμενο του μήκους του διπόλου και της τιμής του φορτίου ηλεκτρονίου: μ=el.

Στις μονάδες SI, η διπολική ροπή μετριέται σε [C × m] (μέτρα Coulomb), αλλά πιο συχνά χρησιμοποιούν τη μονάδα εκτός συστήματος [D] (debye): 1D = 3,33 10 -30 C × m. Η τιμή του οι διπολικές ροπές των ομοιοπολικών μορίων ποικίλουν σε 0-4 D, και ιοντικές - 4-11D. Όσο μεγαλύτερο είναι το μήκος του διπόλου, τόσο πιο πολικό είναι το μόριο.

Ένα κοινό νέφος ηλεκτρονίων σε ένα μόριο μπορεί να εκτοπιστεί από ένα εξωτερικό ηλεκτρικό πεδίο, συμπεριλαμβανομένου του πεδίου ενός άλλου μορίου ή ιόντος.

Η πολωσιμότητα είναι μια αλλαγή στην πολικότητα ενός δεσμού ως αποτέλεσμα της μετατόπισης των ηλεκτρονίων που σχηματίζουν τον δεσμό υπό τη δράση ενός εξωτερικού ηλεκτρικού πεδίου, συμπεριλαμβανομένου του πεδίου δύναμης ενός άλλου σωματιδίου.

Η πολωσιμότητα ενός μορίου εξαρτάται από την κινητικότητα των ηλεκτρονίων, η οποία είναι όσο ισχυρότερη, τόσο μεγαλύτερη είναι η απόσταση από τους πυρήνες. Επιπλέον, η ικανότητα πόλωσης εξαρτάται από την κατεύθυνση του ηλεκτρικού πεδίου και από την ικανότητα των νεφών ηλεκτρονίων να παραμορφώνονται. Κάτω από τη δράση ενός εξωτερικού πεδίου, τα μη πολικά μόρια γίνονται πολικά και τα πολικά μόρια γίνονται ακόμη πιο πολικά, δηλαδή προκαλείται ένα δίπολο στα μόρια, το οποίο ονομάζεται ανηγμένο ή επαγόμενο δίπολο.

Σχέδιο σχηματισμού ενός επαγόμενου (μειωμένου) διπόλου από ένα μη πολικό μόριο υπό τη δράση του πεδίου δύναμης ενός πολικού σωματιδίου - ενός διπόλου

Σε αντίθεση με τα μόνιμα, τα επαγόμενα δίπολα προκύπτουν μόνο υπό τη δράση ενός εξωτερικού ηλεκτρικού πεδίου. Η πόλωση μπορεί να προκαλέσει όχι μόνο την πολικότητα του δεσμού, αλλά και τη ρήξη του, κατά την οποία συμβαίνει η μετάβαση του δεσμευτικού ζεύγους ηλεκτρονίων σε ένα από τα άτομα και σχηματίζονται αρνητικά και θετικά φορτισμένα ιόντα.

Η πολικότητα και η πολικότητα των ομοιοπολικών δεσμών καθορίζουν την αντιδραστικότητα των μορίων σε σχέση με τα πολικά αντιδραστήρια.

Ιδιότητες ενώσεων με ομοιοπολικό δεσμό

Οι ουσίες με ομοιοπολικούς δεσμούς χωρίζονται σε δύο άνισες ομάδες: τις μοριακές και τις ατομικές (ή μη μοριακές), οι οποίες είναι πολύ μικρότερες από τις μοριακές.

Οι μοριακές ενώσεις υπό κανονικές συνθήκες μπορεί να βρίσκονται σε διάφορες καταστάσεις συσσωμάτωσης: με τη μορφή αερίων (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), πτητικών υγρών (Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH ) ή στερεές κρυσταλλικές ουσίες, οι περισσότερες από τις οποίες, ακόμη και με πολύ ελαφριά θέρμανση, μπορούν να λιώσουν γρήγορα και να εξαχνωθούν εύκολα (S 8, P 4, I 2, ζάχαρη C 12 H 22 O 11, «ξηρός πάγος» CO 2).

Τα χαμηλά σημεία τήξης, εξάχνωσης και βρασμού των μοριακών ουσιών εξηγούνται από τις πολύ ασθενείς δυνάμεις της διαμοριακής αλληλεπίδρασης στους κρυστάλλους. Γι' αυτό οι μοριακοί κρύσταλλοι δεν χαρακτηρίζονται από υψηλή αντοχή, σκληρότητα και ηλεκτρική αγωγιμότητα (πάγος ή ζάχαρη). Επιπλέον, οι ουσίες με πολικά μόρια έχουν υψηλότερα σημεία τήξης και βρασμού από εκείνες με μη πολικά μόρια. Μερικά από αυτά είναι διαλυτά σε ή άλλους πολικούς διαλύτες. Και ουσίες με μη πολικά μόρια, αντίθετα, διαλύονται καλύτερα σε μη πολικούς διαλύτες (βενζόλιο, τετραχλωράνθρακας). Έτσι, το ιώδιο, του οποίου τα μόρια είναι μη πολικά, δεν διαλύεται σε πολικό νερό, αλλά διαλύεται σε μη πολικό CCl 4 και αλκοόλ χαμηλής πολικότητας.

Μη μοριακές (ατομικές) ουσίες με ομοιοπολικούς δεσμούς (διαμάντι, γραφίτης, πυρίτιο Si, χαλαζίας SiO 2 , καρβορούνδιο SiC και άλλα) σχηματίζουν εξαιρετικά ισχυρούς κρυστάλλους, με εξαίρεση τον γραφίτη, ο οποίος έχει δομή σε στρώματα. Για παράδειγμα, το κρυσταλλικό πλέγμα του διαμαντιού είναι ένα κανονικό τρισδιάστατο πλαίσιο στο οποίο κάθε υβριδισμένο άτομο άνθρακα sp 3 συνδέεται με τέσσερα γειτονικά άτομα C με δεσμούς σ. Στην πραγματικότητα, ολόκληρος ο κρύσταλλος του διαμαντιού είναι ένα τεράστιο και πολύ ισχυρό μόριο. Οι κρύσταλλοι πυριτίου Si, που χρησιμοποιείται ευρέως στη ραδιοηλεκτρονική και την ηλεκτρονική μηχανική, έχουν παρόμοια δομή. Εάν αντικαταστήσουμε τα μισά από τα άτομα C στο διαμάντι με άτομα Si χωρίς να διαταραχθεί η δομή του πλαισίου του κρυστάλλου, θα έχουμε έναν κρύσταλλο από άνθρακα - καρβίδιο του πυριτίου SiC - μια πολύ σκληρή ουσία που χρησιμοποιείται ως λειαντικό υλικό. Και εάν ένα άτομο Ο παρεμβάλλεται μεταξύ κάθε δύο ατόμων Si στο κρυσταλλικό πλέγμα του πυριτίου, τότε σχηματίζεται η κρυσταλλική δομή του χαλαζία SiO 2 - επίσης μια πολύ στερεή ουσία, μια ποικιλία της οποίας χρησιμοποιείται επίσης ως λειαντικό υλικό.

Οι κρύσταλλοι από διαμάντι, πυρίτιο, χαλαζία και παρόμοια δομή είναι ατομικοί κρύσταλλοι, είναι τεράστια "υπερμόρια", επομένως οι δομικοί τους τύποι δεν μπορούν να απεικονιστούν πλήρως, αλλά μόνο ως ξεχωριστό θραύσμα, για παράδειγμα:

Κρύσταλλοι από διαμάντι, πυρίτιο, χαλαζία

Οι μη μοριακοί (ατομικοί) κρύσταλλοι, που αποτελούνται από άτομα ενός ή δύο στοιχείων που συνδέονται μεταξύ τους με χημικούς δεσμούς, ανήκουν σε πυρίμαχες ουσίες. Οι υψηλές θερμοκρασίες τήξης οφείλονται στην ανάγκη να δαπανηθεί μεγάλη ποσότητα ενέργειας για τη διάσπαση ισχυρών χημικών δεσμών κατά την τήξη των ατομικών κρυστάλλων και όχι στην ασθενή διαμοριακή αλληλεπίδραση, όπως στην περίπτωση των μοριακών ουσιών. Για τον ίδιο λόγο, πολλοί ατομικοί κρύσταλλοι δεν λιώνουν όταν θερμαίνονται, αλλά αποσυντίθενται ή περνούν αμέσως σε κατάσταση ατμού (εξάχνωση), για παράδειγμα, ο γραφίτης εξαχνώνεται στους 3700 o C.

Οι μη μοριακές ουσίες με ομοιοπολικούς δεσμούς είναι αδιάλυτες στο νερό και άλλους διαλύτες, οι περισσότεροι από αυτούς δεν άγουν ηλεκτρικό ρεύμα (εκτός από τον γραφίτη, ο οποίος έχει ηλεκτρική αγωγιμότητα και τους ημιαγωγούς - πυρίτιο, γερμάνιο κ.λπ.).

ομοιοπολικό δεσμό

Χαρακτηριστικά ενός χημικού δεσμού. Παραγωγή μικτών γενών.

ΔΙΑΛΕΞΗ №3. Χημικός δεσμός και δομή μορίων. Σθένος.

Μόνο λίγα χημικά στοιχεία σε φυσικές συνθήκες βρίσκονται σε μονατομική κατάσταση (για παράδειγμα, αδρανή αέρια). Τα ελεύθερα άτομα άλλων στοιχείων σχηματίζουν πιο πολύπλοκα συστήματα - μόρια με πιο σταθερές ηλεκτρονικές διαμορφώσεις. Αυτό το φαινόμενο ονομάζεται σχηματισμός χημικού δεσμού.

χημικός δεσμός - Αυτή είναι η αλληλεπίδραση δύο ή περισσότερων ατόμων, ως αποτέλεσμα της οποίας σχηματίζεται ένα χημικά σταθερό δύο ή πολυατομικό σύστημα. Ο σχηματισμός ενός χημικού δεσμού συνοδεύεται από μείωση της συνολικής ενέργειας του συστήματος.

Η θεωρία των χημικών δεσμών βασίζεται σε ιδέες σχετικά με τις ηλεκτρονικές αλληλεπιδράσεις. Οι πιο σταθερές (ισχυρές) ομαδοποιήσεις ηλεκτρονίων είναι οι ολοκληρωμένες εξωτερικές στοιβάδες ηλεκτρονίων ατόμων αδρανών αερίων (δύο ηλεκτρονίων για το ήλιο και οκτώ ηλεκτρονίων για άλλα ευγενή αέρια). Οι ελλιπείς εξωτερικές στοιβάδες ηλεκτρονίων όλων των άλλων στοιχείων είναι ασταθείς και όταν τέτοια άτομα συνδυάζονται με άλλα άτομα, τα ηλεκτρονικά κελύφη τους αναδιατάσσονται. Ένας χημικός δεσμός σχηματίζεται από ηλεκτρόνια σθένους, αλλά πραγματοποιείται με διαφορετικούς τρόπους.

Σθένος ονομάζονται ηλεκτρόνια που συμμετέχουν στο σχηματισμό χημικών δεσμών, κυρίως πρόκειται για ηλεκτρόνια του τελευταίου ή προτελευταίου ενεργειακού επιπέδου.

Υπάρχουν διάφοροι τύποι χημικών δεσμών: ιονικοί, μεταλλικοί, ομοιοπολικοί και υδρογόνοι.

Το απλούστερο παράδειγμα ομοιοπολικού δεσμού είναι ο σχηματισμός μορίου υδρογόνου. Τα άτομα υδρογόνου έχουν ένα ηλεκτρονιακό κέλυφος ενός μη ζευγαρωμένου ηλεκτρονίου s, δηλ. λείπει ένα ηλεκτρόνιο για να ολοκληρωθεί το επίπεδο. Όταν τα άτομα υδρογόνου πλησιάζουν το ένα το άλλο μέχρι μια ορισμένη απόσταση, τα ηλεκτρόνια με αντιπαράλληλα σπιν αλληλεπιδρούν με το σχηματισμό γενικόςζεύγος ηλεκτρονίων. Ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της μερικής επικάλυψης των τροχιακών s και σε αυτή την περίπτωση, η μεγαλύτερη πυκνότητα δημιουργείται στην περιοχή των επικαλυπτόμενων τροχιακών.

Ο δεσμός των ατόμων που χρησιμοποιούν κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων ονομάζεται ομοιοπολική.

Ένα μόριο με ομοιοπολικό δεσμό μπορεί να γραφτεί με τη μορφή δύο τύπων: ηλεκτρονικού (ένα ηλεκτρόνιο υποδεικνύεται με τελεία) και δομικό (ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων υποδεικνύεται με μια ράβδο).

1. Μήκος συνδέσμου είναι η απόσταση μεταξύ των πυρήνων των ατόμων. Εκφράζεται σε nm. Ένας χημικός δεσμός είναι ισχυρότερος όσο μικρότερο είναι το μήκος του. Ωστόσο, το μέτρο της αντοχής του δεσμού είναι η ενέργειά του.

2. Ενέργεια δεσμού - αυτή είναι η ποσότητα ενέργειας που απελευθερώνεται κατά το σχηματισμό ενός χημικού δεσμού και, επομένως, αυτή είναι η εργασία που πρέπει να δαπανηθεί για τη διάσπαση του δεσμού. Εκφράζεται σε kJ/mol. Η ενέργεια του δεσμού αυξάνεται με τη μείωση του μήκους του δεσμού.

3. Κάτω κορεσμός κατανοούν την ικανότητα των ατόμων να σχηματίζουν περιορισμένο αριθμό ομοιοπολικών δεσμών. Για παράδειγμα, ένα άτομο υδρογόνου, που έχει ένα μη ζευγαρωμένο ηλεκτρόνιο, μπορεί να σχηματίσει έναν δεσμό και ένα διεγερμένο άτομο άνθρακα δεν μπορεί να σχηματίσει περισσότερους από τέσσερις δεσμούς. Λόγω του κορεσμού των δεσμών, τα μόρια έχουν μια ορισμένη σύνθεση. Ωστόσο, ακόμη και με κορεσμένους ομοιοπολικούς δεσμούς, μπορούν να σχηματιστούν πιο πολύπλοκα μόρια σύμφωνα με τον μηχανισμό δότη-δέκτη.

4. πολλαπλότητα καθορίζεται από τον αριθμό των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων, δηλ. τον αριθμό των χημικών δεσμών. Στο εξεταζόμενο μόριο υδρογόνου, καθώς και στα μόρια του φθορίου και του χλωρίου, ο δεσμός μεταξύ των ατόμων πραγματοποιείται λόγω ενός ζεύγους ηλεκτρονίων, ένας τέτοιος δεσμός ονομάζεται μονόκλινο. Σε ένα μόριο οξυγόνου διπλόκαι στο μόριο αζώτου - τριπλούς.

Επιπλέον, ένας ομοιοπολικός δεσμός μπορεί να είναι δύο τύπων:

1) Εάν τα νέφη ηλεκτρονίων επικαλύπτονται προς την κατεύθυνση μιας ευθείας γραμμής που συνδέει τους πυρήνες των ατόμων (δηλ. κατά μήκος άξονες επικοινωνίας ), ένας τέτοιος ομοιοπολικός δεσμός ονομάζεται σίγμα δεσμός . Οι ομοιοπολικοί δεσμοί σίγμα σχηματίζονται από επικαλυπτόμενα τροχιακά: s-s (μόριο υδρογόνου), s-p (υδροχλώριο) και p-p (μόριο χλωρίου).

2) Εάν τα τροχιακά p που κατευθύνονται κάθετα στον άξονα του δεσμού επικαλύπτονται, δύο περιοχές επικάλυψης σχηματίζονται και στις δύο πλευρές του άξονα του δεσμού και ένας τέτοιος δεσμός ονομάζεται πι δεσμός .

Παρά το γεγονός ότι η ενέργεια ενός δεσμού pi είναι μικρότερη από το σίγμα, η συνολική ενέργεια ενός διπλού, και ακόμη περισσότερο ενός τριπλού δεσμού, είναι μεγαλύτερη από έναν απλό.

5. Πόλωση Οι δεσμοί καθορίζονται από τη θέση ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων, εάν κατανέμεται στο χώρο συμμετρικά ως προς τους πυρήνες και των δύο ατόμων, τότε ένας τέτοιος ομοιοπολικός δεσμός ονομάζεται μη πολικό . Ένα παράδειγμα είναι τα διατομικά μόρια που αποτελούνται από άτομα του ίδιου στοιχείου, δηλ. απλές ουσίες.

Στην περίπτωση πολικός ομοιοπολικός δεσμός , το μόριο σχηματίζεται από άτομα διαφορετικών στοιχείων και το ηλεκτρονιακό νέφος του δεσμού, σε αυτή την περίπτωση, μετατοπίζεται στο άτομο με μεγαλύτερη σχετική ηλεκτραρνητικότητα. Για παράδειγμα, κατά τον σχηματισμό του μορίου HCl, το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται στο άτομο χλωρίου, αφού έχει μεγαλύτερη EO.

ΕΟ- αυτή είναι η ικανότητα των ατόμων των στοιχείων να προσελκύουν κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων προς τον εαυτό τους. Ένα άτομο περισσότερο από ένα στοιχείο EO παίρνει ένα αποτελεσματικό αρνητικό φορτίο d- και το δεύτερο άτομο παίρνει ένα αποτελεσματικό θετικό φορτίο d+. Ως αποτέλεσμα, υπάρχει δίπολο. Το μέτρο της πολικότητας του δεσμού είναι ηλεκτρική διπολική στιγμή .

6. ΠροσανατολισμόςΟ ομοιοπολικός δεσμός καθορίζει τη χωρική δομή των μορίων, δηλ. το γεωμετρικό τους σχήμα. Η κατευθυντικότητα ποσοτικοποιείται γωνία σθένους είναι η γωνία μεταξύ των χημικών δεσμών. Οι ομοιοπολικοί δεσμοί που σχηματίζονται από πολυσθενή άτομα έχουν πάντα χωρικό προσανατολισμό.

Εκτός από τα κοινά χαρακτηριστικά για κάθε χημικό δεσμό (ενέργεια, μήκος), ένας ομοιοπολικός δεσμός έχει πρόσθετα χαρακτηριστικά: πολλαπλότητα, κορεσμός, κατευθυντικότητα, σύζευξη, πολικότητακαι πόλωσης.

πολλαπλότητα

Μεταξύ των συνδεδεμένων ατόμων μπορούν να σχηματιστούν ένας, δύο ή τρεις ομοιοπολικοί δεσμοί.

Η πολλαπλότητα (ή η τάξη) ενός ομοιοπολικού δεσμού χαρακτηρίζεται από τον αριθμό των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων μεταξύ των συνδεδεμένων ατόμων.

Ένα ζεύγος ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων αντιπροσωπεύεται από μια γραμμή σύνδεσης - εγκεφαλικό του Αγίου Βαλεντίνου.

Με την παρουσία ενός ζεύγους ηλεκτρονίων μεταξύ των συνδεδεμένων ατόμων, μιλούν για έναν απλό (συνηθισμένο ή απλό) ομοιοπολικό δεσμό.

Για παράδειγμα, στα μόρια H 2 , F 2 , HF, H 2 O, NH 3 , CH 4 , CH 3 CH 3 ή σύνθετα ιόντα OH - , + , 2- , 2+ όλοι οι δεσμοί μεταξύ των ατόμων είναι συνηθισμένοι και είναι σ- δεσμούς.

Αν τα συνδεδεμένα άτομα έχουν δύο ή τρία κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων, υπάρχει διπλός ή τριπλός ομοιοπολικός δεσμός, αντίστοιχα, μεταξύ τους, ενώ ένας δεσμός είναι απαραίτητα δεσμός σ, τα υπόλοιπα είναι π-δεσμοί.

Παραδείγματα είναι μόρια ή πολυατομικά ιόντα, όπου υπάρχουν πολλαπλοί (διπλοί ή τριπλοί) δεσμοί μεταξύ των ατόμων: N≡N (άζωτο), H 2 C=CH 2 (αιθυλένιο), H 2 C=O (φορμαλδεΰδη), HC≡CH ( ακετυλένιο), Ο=Ν-Ο-, C≡N- (κυανίδιο - ιόν).

Με την αύξηση της πολλαπλότητας ενός ομοιοπολικού δεσμού, το μήκος του μειώνεται και η ισχύς του αυξάνεται:

Ωστόσο, μια αύξηση στην ενέργεια ενός ομοιοπολικού δεσμού, όπως φαίνεται από τις δεδομένες τιμές, δεν είναι ανάλογη με την αύξηση της πολλαπλότητάς του, η οποία υποδηλώνει διαφορά στις ενέργειες των σ- και π-δεσμών, και μι σ > Ε π . Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι η απόδοση των επικαλυπτόμενων ατομικών τροχιακών στο σχηματισμό ενός σ-μοριακού τροχιακού είναι υψηλότερη από ό,τι στον σχηματισμό ενός π-μοριακού τροχιακού.

Διαβρεκτό

Κάθε άτομο είναι σε θέση να σχηματίσει έναν ορισμένο αριθμό ομοιοπολικών δεσμών, χάρη στους οποίους τα μόρια έχουν μια συγκεκριμένη σύνθεση: H 2, H 2 O, PCl 5, CH 4.

Ο αριθμός των πιθανών ομοιοπολικών δεσμών που σχηματίζονται από ένα δεδομένο άτομο εξαρτάται από τον αριθμό των ασύζευκτων ηλεκτρονίων στο εξωτερικό ενεργειακό επίπεδο του ατόμου στο έδαφος και τις διεγερμένες καταστάσεις κατά τη διάρκεια του μηχανισμού ανταλλαγής, καθώς και από τον αριθμό των ελεύθερων τροχιακών στα εξωτερικά επίπεδα στο το κράτος δότη-δέκτη.

Κατά τον προσδιορισμό του αριθμού των ομοιοπολικών δεσμών που μπορεί να σχηματίσει ένα άτομο ενός δεδομένου στοιχείου μέσω του μηχανισμού ανταλλαγής, θα πρέπει να ληφθεί υπόψη ότι όταν ένα άτομο περνά σε διεγερμένη κατάσταση, ο αριθμός των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων του μπορεί να αυξηθεί ως αποτέλεσμα της η αποσύνθεση ορισμένων ζευγών ηλεκτρονίων και η μετάβαση των ηλεκτρονίων σε υψηλότερα ενεργειακά υποεπίπεδα. Εάν η ενέργεια που δαπανάται για τη διέγερση του ατόμου είναι μικρή, τότε μπορεί να αντισταθμιστεί από την ενέργεια του σχηματιζόμενου χημικού δεσμού και η διεγερμένη κατάσταση του ατόμου σταθεροποιείται.

Μια μικρή δαπάνη ενέργειας συνοδεύεται από τις μεταβάσεις ηλεκτρονίων σε υψηλότερα ενεργειακά υποεπίπεδα εντός του επιπέδου. Οι μεταβάσεις των ηλεκτρονίων από τα ενεργειακά υποεπίπεδα ενός επιπέδου στα υποεπίπεδα ενός άλλου επιπέδου απαιτούν πολλή ενέργεια, επομένως προκύπτουν οι διεγερμένες καταστάσεις των ατόμων των στοιχείων των τριών πρώτων περιόδων του Περιοδικού συστήματος χημικών στοιχείων του D. I. Mendeleev ως αποτέλεσμα τέτοιων μεταπτώσεων, δεν μπορεί να σταθεροποιηθεί με χημικούς δεσμούς.

Ας προσδιορίσουμε τα σθένη 1 των ατόμων των στοιχείων της πρώτης και δεύτερης περιόδου του περιοδικού συστήματος χημικών στοιχείων στη θεμελιώδη και διεγερμένη κατάσταση.

Το άτομο υδρογόνου έχει ένα ηλεκτρόνιο, επομένως το σθένος του είναι πάντα I.

Σε ένα άτομο ηλίου, δύο ηλεκτρόνια καταλαμβάνουν l μικρό- τροχιάς. Η αποσύνθεση και η μετάβαση ενός από αυτά τα ηλεκτρόνια σε υψηλότερο ενεργειακό επίπεδο απαιτεί πολλή ενέργεια, επομένως το άτομο ηλίου είναι χημικά αδρανές.

Τα σθένη των ατόμων λιθίου Li, του αζώτου N, του οξυγόνου O, του φθορίου F και του νέου Ne είναι ίσα με τον αριθμό των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων στη θεμελιώδη κατάσταση, καθώς η αποσύνθεση των ζευγών ηλεκτρονίων των ατόμων αυτών των στοιχείων είναι δυνατή μόνο όταν ένα ηλεκτρόνιο περνά στο υψηλότερο επίπεδο ενέργειας:

Από τα παραπάνω σχήματα ηλεκτρονικών τύπων, μπορεί να φανεί ότι το σθένος του ατόμου λιθίου είναι I, άζωτο - III, οξυγόνο - II, φθόριο - I, νέο - 0. Στα άτομα του βηρυλλίου Be, του βορίου B και του άνθρακα C , τα ζεύγη ηλεκτρονίων μπορούν να αποσυντεθούν και τα ηλεκτρόνια μπορούν να μεταφερθούν από το 2 μικρό- υποεπίπεδο έως κενά τροχιακά 2 R-υποεπίπεδο.

Η μετάβαση σε ένα υψηλότερο ενεργειακό υποεπίπεδο εντός του επιπέδου δεν απαιτεί μεγάλη δαπάνη ενέργειας και μπορεί να αντισταθμιστεί με το σχηματισμό ενός χημικού δεσμού. Και επομένως τέτοιες μεταβάσεις πραγματοποιούνται υπό τις συνθήκες συνηθισμένων χημικών αντιδράσεων. Επομένως, τα σθένη II, III και IV, που είναι εγγενή στα άτομα Be, B και C στη διεγερμένη κατάσταση, αντίστοιχα, είναι πιο χαρακτηριστικά από τα σθένη I και II, αντίστοιχα, των ατόμων B και C, τα οποία προσδιορίζονται από τον αριθμό των μη ζευγαρωμένων R-ηλεκτρόνια στη θεμελιώδη τους κατάσταση:

Ξεκινώντας από την τρίτη περίοδο, τα άτομα R-στοιχεία κατά τη διέγερση εξωτερικών ηλεκτρονίων μικρό- και R-υποεπίπεδα μπορούν να μετακινηθούν σε κενά ρε-υποεπίπεδο, το οποίο προκαλεί αύξηση του αριθμού των πιθανών χημικών δεσμών. Αυτό εξηγεί την ικανότητα των ατόμων φωσφόρου P να σχηματίζουν πέντε χημικούς δεσμούς (PCl 5), τα άτομα θείου S - τέσσερα (SO 2) ή έξι (SO 3) και τα άτομα χλωρίου Cl - τρία, πέντε και ακόμη και επτά (το λεγόμενο επεκτείνεται η οκτάδα ):

Στις περισσότερες περιπτώσεις, όταν σχηματίζεται ένας δεσμός, τα ηλεκτρόνια των συνδεδεμένων ατόμων μοιράζονται. Αυτός ο τύπος χημικού δεσμού ονομάζεται ομοιοπολικός δεσμός (το πρόθεμα "co-" στα λατινικά σημαίνει συμβατότητα, "σθένος" - έχοντας δύναμη). Τα συνδετικά ηλεκτρόνια βρίσκονται κυρίως στο χώρο μεταξύ των συνδεδεμένων ατόμων. Λόγω της έλξης των πυρήνων των ατόμων σε αυτά τα ηλεκτρόνια, σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός. Έτσι, ένας ομοιοπολικός δεσμός είναι ένας χημικός δεσμός που προκύπτει λόγω αύξησης της πυκνότητας ηλεκτρονίων στην περιοχή μεταξύ χημικά συνδεδεμένων ατόμων.

Η πρώτη θεωρία του ομοιοπολικού δεσμού ανήκει στον Αμερικανό φυσικοχημικό G.-N. Λουδοβίκος. Το 1916, πρότεινε ότι οι δεσμοί μεταξύ δύο ατόμων πραγματοποιούνται από ένα ζεύγος ηλεκτρονίων, με ένα κέλυφος οκτώ ηλεκτρονίων να σχηματίζεται συνήθως γύρω από κάθε άτομο (ο κανόνας της οκτάδας).

Μία από τις βασικές ιδιότητες ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι ο κορεσμός του. Με περιορισμένο αριθμό εξωτερικών ηλεκτρονίων στις περιοχές μεταξύ των πυρήνων, ένας περιορισμένος αριθμός ζευγών ηλεκτρονίων σχηματίζεται κοντά σε κάθε άτομο (και, κατά συνέπεια, ο αριθμός των χημικών δεσμών). Είναι αυτός ο αριθμός που σχετίζεται στενά με την έννοια του σθένους ενός ατόμου σε ένα μόριο (σθένος είναι ο συνολικός αριθμός ομοιοπολικών δεσμών που σχηματίζονται από ένα άτομο). Μια άλλη σημαντική ιδιότητα ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι ο προσανατολισμός του στο διάστημα. Αυτό εκδηλώνεται με την ίδια περίπου γεωμετρική δομή χημικών σωματιδίων με παρόμοια σύνθεση. Ένα χαρακτηριστικό του ομοιοπολικού δεσμού είναι επίσης η πόλωσή του.

Για την περιγραφή ενός ομοιοπολικού δεσμού, χρησιμοποιούνται κυρίως δύο μέθοδοι που βασίζονται σε διαφορετικές προσεγγίσεις για την επίλυση της εξίσωσης Schrödinger: η μέθοδος των μοριακών τροχιακών και η μέθοδος των δεσμών σθένους. Προς το παρόν, η μέθοδος των μοριακών τροχιακών χρησιμοποιείται σχεδόν αποκλειστικά στη θεωρητική χημεία. Ωστόσο, η μέθοδος των δεσμών σθένους, παρά τη μεγάλη πολυπλοκότητα των υπολογισμών, δίνει μια πιο οπτική αναπαράσταση του σχηματισμού και της δομής των χημικών σωματιδίων.

Παράμετροι ομοιοπολικού δεσμού

Το σύνολο των ατόμων που σχηματίζουν ένα χημικό σωματίδιο διαφέρει σημαντικά από το σύνολο των ελεύθερων ατόμων. Ο σχηματισμός ενός χημικού δεσμού οδηγεί, ειδικότερα, σε αλλαγή των ατομικών ακτίνων και της ενέργειάς τους. Υπάρχει επίσης μια ανακατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων: η πιθανότητα εύρεσης ηλεκτρονίων στο χώρο μεταξύ των δεσμευμένων ατόμων αυξάνεται.

Μήκος χημικού δεσμού

Όταν σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός, τα άτομα πάντα πλησιάζουν το ένα το άλλο - η απόσταση μεταξύ τους είναι μικρότερη από το άθροισμα των ακτίνων των απομονωμένων ατόμων:

r(A−B) r(A) + r(ΣΙ)

Η ακτίνα ενός ατόμου υδρογόνου είναι 53 pm, αυτή ενός ατόμου φθορίου είναι 71 pm και η απόσταση μεταξύ των πυρήνων των ατόμων σε ένα μόριο HF είναι 92 pm:

Η διαπυρηνική απόσταση μεταξύ των χημικά συνδεδεμένων ατόμων ονομάζεται μήκος χημικού δεσμού.

Σε πολλές περιπτώσεις, το μήκος δεσμού μεταξύ των ατόμων σε ένα μόριο μιας ουσίας μπορεί να προβλεφθεί γνωρίζοντας τις αποστάσεις μεταξύ αυτών των ατόμων σε άλλες χημικές ουσίες. Το μήκος δεσμού μεταξύ των ατόμων άνθρακα στο διαμάντι είναι 154 pm, μεταξύ των ατόμων αλογόνου σε ένα μόριο χλωρίου - 199 pm. Το μισό άθροισμα των αποστάσεων μεταξύ των ατόμων άνθρακα και χλωρίου που υπολογίζεται από αυτά τα δεδομένα είναι 177 pm, το οποίο συμπίπτει με το πειραματικά μετρημένο μήκος δεσμού στο μόριο CCl 4. Ταυτόχρονα, αυτό δεν συμβαίνει πάντα. Για παράδειγμα, η απόσταση μεταξύ των ατόμων υδρογόνου και βρωμίου σε διατομικά μόρια είναι 74 και 228 pm, αντίστοιχα. Ο αριθμητικός μέσος όρος αυτών των αριθμών είναι 151 pm, αλλά η πραγματική απόσταση μεταξύ των ατόμων σε ένα μόριο υδροβρωμίου είναι 141 pm, δηλαδή αισθητά μικρότερη.

Η απόσταση μεταξύ των ατόμων μειώνεται σημαντικά με το σχηματισμό πολλαπλών δεσμών. Όσο μεγαλύτερη είναι η πολλαπλότητα των δεσμών, τόσο μικρότερη είναι η διατομική απόσταση.

Μήκη ορισμένων απλών και πολλαπλών δεσμών

Γωνίες σθένους

Η κατεύθυνση των ομοιοπολικών δεσμών χαρακτηρίζεται από γωνίες σθένους - τις γωνίες μεταξύ των γραμμών που συνδέουν τα συνδεδεμένα άτομα. Ο γραφικός τύπος ενός χημικού σωματιδίου δεν φέρει πληροφορίες για τις γωνίες δεσμού. Για παράδειγμα, στο θειικό ιόν SO 4 2−, οι γωνίες δεσμού μεταξύ των δεσμών θείου-οξυγόνου είναι 109,5 o , και στο τετραχλωροπαλλαδικό ιόν 2− 90 o . Ο συνδυασμός μηκών δεσμού και γωνιών δεσμού σε ένα χημικό σωματίδιο καθορίζει τη χωρική του δομή. Για τον προσδιορισμό των γωνιών δεσμών, χρησιμοποιούνται πειραματικές μέθοδοι για τη μελέτη της δομής των χημικών ενώσεων. Οι γωνίες σθένους μπορούν να εκτιμηθούν θεωρητικά με βάση την ηλεκτρονική δομή ενός χημικού σωματιδίου.

Ενέργεια ομοιοπολικού δεσμού

Μια χημική ένωση σχηματίζεται από μεμονωμένα άτομα μόνο εάν είναι ενεργειακά ευνοϊκή. Εάν οι ελκτικές δυνάμεις υπερισχύουν των απωστικών δυνάμεων, η δυναμική ενέργεια των αλληλεπιδρώντων ατόμων μειώνεται, διαφορετικά αυξάνεται. Σε κάποια απόσταση (ίση με το μήκος του δεσμού r 0) αυτή η ενέργεια είναι ελάχιστη.

Έτσι, όταν σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός, απελευθερώνεται ενέργεια και όταν σπάσει, απορροφάται ενέργεια. Ενέργεια μι 0 , που είναι απαραίτητο για να διαχωριστούν τα άτομα και να αφαιρεθούν το ένα από το άλλο σε απόσταση στην οποία δεν αλληλεπιδρούν, ονομάζεται δεσμευτική ενέργεια. Για τα διατομικά μόρια, η ενέργεια δέσμευσης ορίζεται ως η ενέργεια διάστασης ενός μορίου σε άτομα. Μπορεί να μετρηθεί πειραματικά.

Σε ένα μόριο υδρογόνου, η ενέργεια δέσμευσης είναι αριθμητικά ίση με την ενέργεια που απελευθερώνεται κατά το σχηματισμό ενός μορίου H 2 από άτομα Η:

H + H \u003d H 2 + 432 kJ

Η ίδια ενέργεια πρέπει να δαπανηθεί για να σπάσει ο δεσμός H-H:

H 2 \u003d H + H - 432 kJ

Για τα πολυατομικά μόρια, αυτή η τιμή είναι υπό όρους και αντιστοιχεί στην ενέργεια μιας τέτοιας διαδικασίας κατά την οποία ένας δεδομένος χημικός δεσμός εξαφανίζεται, ενώ όλοι οι άλλοι παραμένουν αμετάβλητοι. Εάν υπάρχουν αρκετοί πανομοιότυποι δεσμοί (για παράδειγμα, για ένα μόριο νερού που περιέχει δύο δεσμούς οξυγόνου-υδρογόνου), η ενέργειά τους μπορεί να υπολογιστεί χρησιμοποιώντας Ο νόμος του Hess. Οι τιμές της ενέργειας της αποσύνθεσης του νερού σε απλές ουσίες, καθώς και οι ενέργειες της διάσπασης του υδρογόνου και του οξυγόνου σε άτομα είναι γνωστές:

2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2; 484 kJ/mol

H2 \u003d 2H; 432 kJ/mol

O 2 \u003d 2O; 494 kJ/mol

Δεδομένου ότι δύο μόρια νερού περιέχουν 4 δεσμούς, η ενέργεια του δεσμού οξυγόνου-υδρογόνου είναι:

μι(О−Н) \u003d (2. 432 + 494 + 484) / 4 \u003d 460,5 kJ / mol

Σε μόρια σύνθεσης ΑΒ nη διαδοχική αποκόλληση των ατόμων Β συνοδεύεται από ορισμένες (όχι πάντα ταυτόσημες) δαπάνες ενέργειας. Για παράδειγμα, οι ενεργειακές τιμές (kJ/mol) της διαδοχικής απομάκρυνσης των ατόμων υδρογόνου από ένα μόριο μεθανίου διαφέρουν σημαντικά:

	427		368		519		335
CH 4	→	CH 3	→	CH 2	→	CH	→	ΑΠΟ

Σε αυτήν την περίπτωση, η ενέργεια του δεσμού Α-Β ορίζεται ως η μέση τιμή της ενέργειας που δαπανάται σε όλα τα στάδια:

CH4 \u003d C + 4H; 1649 kJ/mol

μι(С−Н) = 1649 / 4 = 412 kJ/mol

Όσο μεγαλύτερη είναι η ενέργεια ενός χημικού δεσμού, τόσο ισχυρότερος είναι ο δεσμός.. Ο δεσμός θεωρείται ισχυρός ή ισχυρός εάν η ενέργειά του υπερβαίνει τα 500 kJ/mol (για παράδειγμα, 942 kJ/mol για το N 2), αδύναμος - εάν η ενέργειά του είναι μικρότερη από 100 kJ/mol (για παράδειγμα, 69 kJ/mol για το ΝΟ 2). Αν κατά την αλληλεπίδραση ατόμων απελευθερωθεί ενέργεια μικρότερη από 15 kJ/mol, τότε θεωρείται ότι δεν σχηματίζεται χημικός δεσμός, αλλά παρατηρείται διαμοριακή αλληλεπίδραση (π.χ. 2 kJ/mol για το Xe 2). Η αντοχή του δεσμού συνήθως μειώνεται με την αύξηση του μήκους του δεσμού.

Ένας απλός δεσμός είναι πάντα ασθενέστερος από πολλαπλούς δεσμούς -διπλούς και τριπλούς- μεταξύ των ίδιων ατόμων.

Ενέργειες κάποιων απλών και πολλαπλών δεσμών

Πολικότητα ομοιοπολικού δεσμού

Η πολικότητα ενός χημικού δεσμού εξαρτάται από τη διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων του δεσμού.

Ηλεκτραρνητικότηταείναι μια τιμή υπό όρους που χαρακτηρίζει την ικανότητα ενός ατόμου σε ένα μόριο να προσελκύει ηλεκτρόνια. Εάν, σε ένα διατομικό μόριο Α–Β, τα ηλεκτρόνια του δεσμού έλκονται στο άτομο Β πιο ισχυρά από ό,τι στο άτομο Α, τότε το άτομο Β θεωρείται πιο ηλεκτραρνητικό.

Η κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας χρησιμοποιήθηκε από τον L. Paulingγια ποσοτικά χαρακτηριστικά της ικανότητας των ατόμων να πολώνουν ομοιοπολικούς δεσμούς. Για μια ποσοτική περιγραφή της ηλεκτραρνητικότητας, εκτός από τα θερμοχημικά δεδομένα, χρησιμοποιούνται επίσης δεδομένα για τη γεωμετρία των μορίων (μέθοδος Sanderson) ή τα φασματικά χαρακτηριστικά (μέθοδος Gordy). Η κλίμακα Allred και Rochov χρησιμοποιείται επίσης ευρέως, στην οποία χρησιμοποιείται το ενεργό πυρηνικό φορτίο και η ατομική ομοιοπολική ακτίνα στον υπολογισμό. Η μέθοδος που προτείνει ο Αμερικανός φυσικοχημικός R. Mulliken (1896-1986) έχει την πιο ξεκάθαρη φυσική σημασία. Όρισε την ηλεκτραρνητικότητα ενός ατόμου ως το ήμισυ του αθροίσματος της συγγένειας ηλεκτρονίων και του δυναμικού ιοντισμού του. Οι τιμές ηλεκτροαρνητικότητας που βασίζονται στη μέθοδο Mulliken και επεκτείνονται σε ένα ευρύ φάσμα διαφόρων αντικειμένων ονομάζονται απόλυτες.

Το φθόριο έχει την υψηλότερη τιμή ηλεκτραρνητικότητας. Το λιγότερο ηλεκτραρνητικό στοιχείο είναι το καίσιο. Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά μεταξύ της ηλεκτραρνητικότητας δύο ατόμων, τόσο πιο πολικός είναι ο χημικός δεσμός μεταξύ τους.

Ανάλογα με το πώς συμβαίνει η ανακατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων κατά το σχηματισμό ενός χημικού δεσμού, διακρίνονται διάφοροι τύποι αυτού. Η περιοριστική περίπτωση της πόλωσης χημικού δεσμού είναι η πλήρης μετάβαση ενός ηλεκτρονίου από το ένα άτομο στο άλλο. Στην περίπτωση αυτή, σχηματίζονται δύο ιόντα, μεταξύ των οποίων εμφανίζεται ένας ιοντικός δεσμός. Για να σχηματίσουν δύο άτομα έναν ιοντικό δεσμό, η ηλεκτραρνητικότητα τους πρέπει να είναι πολύ διαφορετική. Εάν οι ηλεκτραρνητικότητες των ατόμων είναι ίσες (όταν τα μόρια σχηματίζονται από πανομοιότυπα άτομα), ο δεσμός ονομάζεται μη πολικό ομοιοπολικό. Τις περισσότερες φορές βρίσκεται πολικό ομοιοπολικόδεσμός - σχηματίζεται μεταξύ οποιωνδήποτε ατόμων που έχουν διαφορετικές τιμές ηλεκτραρνητικότητας.

Ποσοτικοποίηση πόλωσηΟι ("ιονικοί") δεσμοί μπορούν να χρησιμεύσουν ως αποτελεσματικά φορτία των ατόμων. Το ενεργό φορτίο ενός ατόμου χαρακτηρίζει τη διαφορά μεταξύ του αριθμού των ηλεκτρονίων που ανήκουν σε ένα δεδομένο άτομο σε μια χημική ένωση και του αριθμού των ηλεκτρονίων σε ένα ελεύθερο άτομο. Ένα άτομο ενός πιο ηλεκτραρνητικού στοιχείου έλκει τα ηλεκτρόνια πιο έντονα. Επομένως, τα ηλεκτρόνια είναι πιο κοντά του, και λαμβάνει κάποιο αρνητικό φορτίο, το οποίο ονομάζεται αποτελεσματικό, και ο σύντροφός του έχει το ίδιο θετικό φορτίο. Αν τα ηλεκτρόνια που σχηματίζουν δεσμό μεταξύ των ατόμων ανήκουν εξίσου σε αυτά, τα ενεργά φορτία είναι μηδενικά. Στις ιοντικές ενώσεις, τα ενεργά φορτία πρέπει να συμπίπτουν με τα φορτία των ιόντων. Και για όλα τα άλλα σωματίδια έχουν ενδιάμεσες τιμές.

Η καλύτερη μέθοδος για τον υπολογισμό των φορτίων των ατόμων σε ένα μόριο είναι η επίλυση της κυματικής εξίσωσης. Ωστόσο, αυτό είναι δυνατό μόνο με την παρουσία ενός μικρού αριθμού ατόμων. Ποιοτικά, η κατανομή φορτίου μπορεί να εκτιμηθεί χρησιμοποιώντας την κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας. Χρησιμοποιούνται επίσης διάφορες πειραματικές μέθοδοι. Για τα διατομικά μόρια, η πολικότητα του δεσμού μπορεί να χαρακτηριστεί και τα ενεργά φορτία των ατόμων μπορούν να προσδιοριστούν με βάση τη μέτρηση της διπολικής ροπής:

μ = q r,

όπου qείναι το φορτίο του διπολικού πόλου, το οποίο είναι ίσο με το ενεργό φορτίο για ένα διατομικό μόριο, r− διαπυρηνική απόσταση.

Η διπολική ροπή δεσμού είναι διανυσματική ποσότητα. Κατευθύνεται από το θετικά φορτισμένο μέρος του μορίου στο αρνητικό του μέρος. Με βάση τη μέτρηση της διπολικής ροπής, διαπιστώθηκε ότι στο μόριο HCl, το άτομο υδρογόνου έχει θετικό φορτίο +0,2 κλάσματα του φορτίου ηλεκτρονίου και το άτομο χλωρίου έχει αρνητικό φορτίο −0,2. Ως εκ τούτου, ο δεσμός H–Cl είναι ιοντικός κατά 20%. Και ο δεσμός Na–Cl είναι 90% ιοντικός.

1. Χωρικός Προσανατολισμός. Εάν τα νέφη ηλεκτρονίων επικαλύπτονται προς την κατεύθυνση μιας ευθείας γραμμής που συνδέει τους πυρήνες των ατόμων, μια τέτοια σύνδεση ονομάζεται s-ομόλογο(s–s επικάλυψη H 2, р–рCl 2, s–рHC1).

Όταν τα τροχιακά p που κατευθύνονται κάθετα στον άξονα του δεσμού επικαλύπτονται, σχηματίζονται δύο επικαλυπτόμενες περιοχές και στις δύο πλευρές του άξονα του δεσμού. Ένας τέτοιος ομοιοπολικός δεσμός ονομάζεται δεσμός p. Για παράδειγμα, σε ένα μόριο αζώτου, τα άτομα συνδέονται με έναν δεσμό s και δύο δεσμούς p.

Η κατεύθυνση του δεσμού καθορίζει τη χωρική δομή των μορίων, δηλαδή το σχήμα τους και χαρακτηρίζεται από την παρουσία μιας αυστηρά καθορισμένης γωνίας μεταξύ των δεσμών. Για παράδειγμα, η γωνία μεταξύ των δεσμών s σε ένα μόριο νερού είναι 104,5°.

2. Πολικότητα επικοινωνίαςκαθορίζεται από την ασυμμετρία στην κατανομή του κοινού νέφους ηλεκτρονίων κατά μήκος του άξονα του δεσμού.

Εάν τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων βρίσκονται συμμετρικά ως προς τους δύο πυρήνες, τότε ένας τέτοιος ομοιοπολικός δεσμός ονομάζεται μη πολικός.

Εάν τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων μετατοπιστούν σε ένα από τα άτομα (βρίσκονται ασύμμετρα ως προς τους πυρήνες διαφορετικών ατόμων), τότε ένας τέτοιος ομοιοπολικός δεσμός ονομάζεται πολικός.

Στην περίπτωση που το ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται προς ένα πιο ηλεκτραρνητικό άτομο, τα κέντρα (+) και (-) των φορτίων δεν συμπίπτουν και προκύπτει ένα σύστημα (ηλεκτρικό δίπολο) δύο ίσων σε μέγεθος, αλλά αντίθετα σε φορτία πρόσημου. , η απόσταση μεταξύ της οποίας ( μεγάλο) ονομάζεται μήκος διπόλου. Το μέτρο της πολικότητας των μορίων είναι δίπολη ηλεκτρική ροπή m, ίσο με το γινόμενο της απόλυτης τιμής του φορτίου ηλεκτρονίου
(q = 1,6 × 10 –19 C) ανά μήκος διπόλου μεγάλο:

m = q× μεγάλο.

Η μονάδα του m είναι το debye D, 1 D = 3,33×10 -30 C×m.

Ασκηση.Το μήκος του διπόλου του μορίου του HCl είναι 2,2×10 –9 εκ. Υπολογίστε την ηλεκτρική ροπή του διπόλου.

2,2×10 -9 cm = 2,2×10 -11 m

m = 1,6 × 10 -19 × 2,2 × 10 -11 = 3,52 × 10 -30 C × m = 3,52 × 10 -30 / 3,33 × 10 -30 = 1,06 D.

3. πολλαπλότηταΟ ομοιοπολικός δεσμός καθορίζεται από τον αριθμό των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων που συνδέουν τα άτομα. Ο δεσμός μεταξύ δύο ατόμων που χρησιμοποιούν ένα ζεύγος ηλεκτρονίων ονομάζεται απλός(δεσμοί H - C1, C - H, H - O κ.λπ.). Η επικοινωνία χρησιμοποιώντας δύο ζεύγη ηλεκτρονίων ονομάζεται διπλό(αιθυλένιο H 2 C \u003d CH 2) , χρησιμοποιώντας τρία ζεύγη ηλεκτρονίων τριπλούς(άζωτο Ν Ν, ακετυλένιο Η - C C - Η).

4.Μήκος συνδέσμουείναι η απόσταση ισορροπίας μεταξύ των πυρήνων των ατόμων. Το μήκος του δεσμού εκφράζεται σε νανόμετρα (nm). 1 nm = 10 -9 μ. Όσο μικρότερο είναι το μήκος του δεσμού, τόσο ισχυρότερος είναι ο χημικός δεσμός.

5. Ενέργεια δεσμούισούται με το έργο που πρέπει να δαπανηθεί για να διακοπεί η σύνδεση. Εκφράστε την ενέργεια δέσμευσης σε kilojoules ανά mol (kJ/mol). Η ενέργεια του δεσμού αυξάνεται με τη μείωση του μήκους του δεσμού και με την αύξηση της πολλαπλότητας του δεσμού. Η διαδικασία σχηματισμού δεσμού προχωρά με την απελευθέρωση ενέργειας (εξώθερμη διαδικασία),και η διαδικασία διάσπασης του δεσμού - με την απορρόφηση ενέργειας (ενδόθερμη διαδικασία).

Παραγωγή μικτών γενών

Παραγωγή μικτών γενών– ευθυγράμμιση τροχιακών σε σχήμα και ενέργεια.

Υβριδισμός Sp

Εξετάστε το παράδειγμα του υδριδίου του βηρυλλίου BeH 2 . Η ηλεκτρονική δομή του ατόμου Be στην κανονική κατάσταση είναι 1s 2 2s 2 . Ένα άτομο βηρυλλίου μπορεί να αλληλεπιδράσει με άτομα υδρογόνου μόνο σε διεγερμένη κατάσταση (s® p-μετάβαση).

Be - 1s 2 2s 1 2p 1

Οι δύο δεσμοί που σχηματίζονται πρέπει να είναι διαφορετικοί σε ενέργεια, αφού ο σχηματισμός του ενός σχετίζεται με την επικάλυψη δύο τροχιακών s, ο δεύτερος
σμήνος - s- και p-τροχιακά. Τότε τα άτομα υδρογόνου στο μόριο πρέπει επίσης να είναι χημικά άνισα: το ένα είναι πιο κινητό και αντιδραστικό από το άλλο. Πειραματικά, αυτό δεν συμβαίνει - και τα δύο άτομα υδρογόνου είναι ενεργειακά ισοδύναμα. Για να εξηγήσει αυτό το φαινόμενο, ο J.K. Οι Slater και L. Pauling πρότειναν ότι «κατά την ερμηνεία και τον υπολογισμό των γωνιών μεταξύ των δεσμών και του μήκους του δεσμού, είναι σκόπιμο να αντικατασταθούν οι δεσμοί που είναι κοντά σε ενέργεια με ίσο αριθμό ενεργειακά ισοδύναμων δεσμών». Οι συνδέσεις που προκύπτουν με αυτόν τον τρόπο είναι υβριδικές.

Έτσι, ένα s- και ένα p-τροχιακό του ατόμου του βηρυλλίου αντικαθίστανται από δύο ενεργειακά ισοδύναμα sp-τροχιακά που βρίσκονται σε γωνία 180° μεταξύ τους, δηλ. το μόριο έχει γραμμική δομή.

υβριδισμός sp 2

Εξετάστε το παράδειγμα ενός μορίου υδριδίου βορίου ВН 3. Η ηλεκτρονική δομή του ατόμου του βορίου στην κανονική κατάσταση είναι B - 1s 2 2s 2 2p 1 . Μπορεί να σχηματίσει μόνο έναν ομοιοπολικό δεσμό. Τρεις ομοιοπολικοί δεσμοί για το άτομο του βορίου είναι χαρακτηριστικοί μόνο στη διεγερμένη κατάσταση B* – 1s 2 2s 1 2p 2

Ένας δεσμός που σχηματίζεται από την επικάλυψη δύο τροχιακών s των ατόμων Β και Η δεν διαφέρει ενεργειακά από τους άλλους δύο, που σχηματίζονται από την επικάλυψη των τροχιακών s και p. Τρία sp 2-υβριδικά τροχιακά που βρίσκονται σε γωνία 120 περίπου μεταξύ τους, το μόριο έχει επίπεδη δομή. Μια παρόμοια εικόνα είναι χαρακτηριστική για οποιαδήποτε μόρια τεσσάρων ατόμων που σχηματίζονται από τρεις υβριδικούς δεσμούς sp 2, για παράδειγμα, για το χλωριούχο βόριο (BCl 3).

υβριδισμός sp 3

Εξετάστε το παράδειγμα του μεθανίου CH 4 . Στην κανονική κατάσταση, ένα άτομο άνθρακα με την ηλεκτρονική δομή 1s 2 2s 2 2p 2 μπορεί να δώσει μόνο δύο ομοιοπολικούς δεσμούς. Σε διεγερμένη κατάσταση, είναι ικανό να είναι τετρασθενές με ηλεκτρονική δομή 1s 2 2s 1 2p 3.

Ένα s- και τρία p-τροχιακά του ατόμου άνθρακα γίνονται υβριδικά και σχηματίζονται τέσσερα sp 3-υβριδικά, ενεργειακά ισοδύναμα τροχιακά. Το μόριο μεθανίου αποκτά τετραεδρική δομή. Στο κέντρο του τετραέδρου, του οποίου όλες οι κορυφές είναι γεωμετρικά ισοδύναμες, υπάρχει ένα άτομο άνθρακα και άτομα υδρογόνου στις κορυφές του. Η γωνία μεταξύ των δεσμών είναι 109 περίπου 28¢.

Οι δυνάμεις αλληλεπίδρασης μεταξύ των μορίων ονομάζονται van der Waals ή διαμοριακές. Αυτή η αλληλεπίδραση οφείλεται στην ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ μεμονωμένων μορίων και χαρακτηρίζεται από τα ακόλουθα χαρακτηριστικά:

Δρα σε σχετικά μεγάλες αποστάσεις, υπερβαίνοντας σημαντικά το μέγεθος των ίδιων των μορίων.

Χαρακτηρίζεται από χαμηλή ενέργεια, επομένως, εξασθενεί σημαντικά με την αύξηση της θερμοκρασίας.

Είναι μη κορεσμένο, δηλ. η αλληλεπίδραση αυτού του μορίου με το δεύτερο δεν αποκλείει παρόμοια επίδραση σε σχέση με το τρίτο, το τέταρτο κ.λπ.

Με την αύξηση των σχετικών μοριακών μαζών, οι δυνάμεις της διαμοριακής αλληλεπίδρασης αυξάνονται και, ως αποτέλεσμα, αυξάνονται τα σημεία τήξης και βρασμού των ουσιών.

Ασκηση. Υπολογίστε τη διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων ΔEO για τους δεσμούς O–H και O–Mg στην ένωση Mg(OH) 2 και προσδιορίστε ποιος από αυτούς τους δεσμούς είναι πιο πολικός. EO(H) = 2,1 eV, EO(O) = 3,5 eV, EO(Mg) = 1,2 eV.

Λύση:

ΔEO(O–H) = 3,5 – 2,1 = 1,4; ΔEO(O–Mg) = 3,5 – 1,2 = 2,3.

Έτσι, ο δεσμός Mg–O είναι πιο πολικός.

Όταν οι ενώσεις σχηματίζονται από στοιχεία που είναι πολύ διαφορετικά σε ηλεκτραρνητικότητα (τυπικά μέταλλα και τυπικά αμέταλλα), τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων μετατοπίζονται πλήρως σε ένα πιο ηλεκτραρνητικό άτομο. Για παράδειγμα, κατά τη διάρκεια της καύσης νατρίου σε χλώριο, το ασύζευκτο ηλεκτρόνιο 3s του ατόμου νατρίου ζευγαρώνει με το ηλεκτρόνιο 3p του ατόμου του χλωρίου. Το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται πλήρως στο άτομο χλωρίου (Δχ(Cl) = 2,83 eV, Δχ(Cl) = 0,93 eV). Για να προκύψει ένας ιονικός δεσμός, είναι απαραίτητο:

1. Η παρουσία ατόμου με έντονη τάση να δώσει ηλεκτρόνιο με σχηματισμό θετικά φορτισμένου ιόντος (κατιόν), δηλ. με χαμηλό EI. Το δυναμικό ιονισμού είναι η ενέργεια που πρέπει να δαπανηθεί για να αφαιρεθεί το 1ο ηλεκτρόνιο από την εξωτερική τροχιά. Όσο χαμηλότερο είναι το δυναμικό ιοντισμού, τόσο πιο εύκολα το άτομο χάνει ηλεκτρόνια, τόσο πιο έντονες είναι οι μεταλλικές ιδιότητες του στοιχείου. Το δυναμικό ιονισμού αυξάνεται μέσα σε μια περίοδο από αριστερά προς τα δεξιά, μειώνεται από πάνω προς τα κάτω.

Η διαδικασία της δωρεάς ηλεκτρονίων ονομάζεται οξείδωση.

2. Η παρουσία ατόμου με έντονη τάση προσκόλλησης ηλεκτρονίου με σχηματισμό αρνητικά φορτισμένων ιόντων (ανιόντων), δηλ. με μεγάλη ΝΑ. Η διαδικασία προσθήκης ηλεκτρονίων ονομάζεται αναγωγή.

Cl + e ® Cl –

Τυπικές ιοντικές ενώσεις σχηματίζονται από το συνδυασμό ατόμων μετάλλου των κύριων υποομάδων των ομάδων I και II με άτομα μη μετάλλων της κύριας υποομάδας της ομάδας VII (NaCl, KF, CaCl 2).

Δεν υπάρχει αιχμηρό όριο μεταξύ ιοντικών και ομοιοπολικών δεσμών. Στην αέρια φάση, οι ουσίες χαρακτηρίζονται από έναν καθαρά ομοιοπολικό πολικό δεσμό, αλλά οι ίδιες ουσίες στη στερεή κατάσταση χαρακτηρίζονται από έναν ιοντικό δεσμό.