ομοιοπολικός χημικός δεσμόςεμφανίζεται μεταξύ ατόμων με κοντινές ή ίσες τιμές ηλεκτραρνητικότητας. Ας υποθέσουμε ότι το χλώριο και το υδρογόνο τείνουν να παίρνουν ηλεκτρόνια και να παίρνουν τη δομή του πλησιέστερου ευγενούς αερίου, τότε κανένας από τους δύο δεν θα δώσει ένα ηλεκτρόνιο στον άλλο. Πώς συνδέονται τελικά; Είναι απλό - θα μοιραστούν μεταξύ τους, σχηματίζεται ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων.

Τώρα εξετάστε τα διακριτικά χαρακτηριστικά ενός ομοιοπολικού δεσμού.

Σε αντίθεση με τις ιοντικές ενώσεις, τα μόρια των ομοιοπολικών ενώσεων συγκρατούνται μεταξύ τους με «ενδομοριακές δυνάμεις», οι οποίες είναι πολύ πιο αδύναμες από τους χημικούς δεσμούς. Από αυτή την άποψη, ο ομοιοπολικός δεσμός είναι χαρακτηριστικός διαβρεκτό– ο σχηματισμός περιορισμένου αριθμού ομολόγων.

Είναι γνωστό ότι τα ατομικά τροχιακά προσανατολίζονται στο διάστημα με συγκεκριμένο τρόπο, επομένως, όταν σχηματίζεται ένας δεσμός, η επικάλυψη των νεφών ηλεκτρονίων εμφανίζεται σε μια συγκεκριμένη κατεύθυνση. Εκείνοι. μια τέτοια ιδιότητα ενός ομοιοπολικού δεσμού πραγματοποιείται ως προσανατολισμός.

Εάν ένας ομοιοπολικός δεσμός σε ένα μόριο σχηματίζεται από πανομοιότυπα άτομα ή άτομα με ίση ηλεκτραρνητικότητα, τότε ένας τέτοιος δεσμός δεν έχει πολικότητα, δηλαδή η πυκνότητα των ηλεκτρονίων κατανέμεται συμμετρικά. Λέγεται μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός ( H2, Cl2, O2 ). Οι δεσμοί μπορεί να είναι απλοί, διπλοί ή τριπλοί.

Εάν η ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων διαφέρει, τότε όταν συνδυάζονται, η πυκνότητα ηλεκτρονίων κατανέμεται άνισα μεταξύ των ατόμων και των μορφών ομοιοπολικός πολικός δεσμός(HCl, H 2 O, CO), η πολλαπλότητα των οποίων μπορεί επίσης να είναι διαφορετική. Όταν σχηματίζεται αυτός ο τύπος δεσμού, ένα πιο ηλεκτραρνητικό άτομο αποκτά μερικό αρνητικό φορτίο και ένα άτομο με χαμηλότερη ηλεκτραρνητικότητα αποκτά μερικό θετικό φορτίο (δ- και δ+). Σχηματίζεται ένα ηλεκτρικό δίπολο, στο οποίο φορτία αντίθετου πρόσημου βρίσκονται σε μια ορισμένη απόσταση μεταξύ τους. Η διπολική ροπή χρησιμοποιείται ως μέτρο της πολικότητας του δεσμού:

Η πολικότητα της ένωσης είναι τόσο πιο έντονη, τόσο μεγαλύτερη είναι η διπολική ροπή. Τα μόρια θα είναι μη πολικά εάν η διπολική ροπή είναι μηδέν.

Σε σχέση με τα παραπάνω χαρακτηριστικά, μπορεί να συναχθεί το συμπέρασμα ότι οι ομοιοπολικές ενώσεις είναι πτητικές και έχουν χαμηλά σημεία τήξης και βρασμού. Το ηλεκτρικό ρεύμα δεν μπορεί να περάσει μέσα από αυτές τις συνδέσεις, επομένως είναι κακοί αγωγοί και καλοί μονωτές. Όταν εφαρμόζεται θερμότητα, πολλές ενώσεις με ομοιοπολικό δεσμό αναφλέγονται. Ως επί το πλείστον, πρόκειται για υδρογονάνθρακες, καθώς και για οξείδια, σουλφίδια, αλογονίδια μη μετάλλων και μέταλλα μεταπτώσεως.

Κατηγορίες,

Δεν υπάρχει ενοποιημένη θεωρία χημικού δεσμού· υπό όρους, ο χημικός δεσμός χωρίζεται σε ομοιοπολικό (καθολικός τύπος δεσμού), ιοντικό (ειδική περίπτωση ομοιοπολικού δεσμού), μεταλλικό και υδρογόνο.

ομοιοπολικό δεσμό

Ο σχηματισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι δυνατός με τρεις μηχανισμούς: ανταλλαγή, δότη-δέκτη και δοτικό (Lewis).

Σύμφωνα με μηχανισμός ανταλλαγήςο σχηματισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού συμβαίνει λόγω της κοινωνικοποίησης κοινών ζευγών ηλεκτρονίων. Σε αυτή την περίπτωση, κάθε άτομο τείνει να αποκτήσει ένα κέλυφος αδρανούς αερίου, δηλ. λάβετε το ολοκληρωμένο επίπεδο εξωτερικής ενέργειας. Ο σχηματισμός ενός χημικού δεσμού τύπου ανταλλαγής απεικονίζεται χρησιμοποιώντας τύπους Lewis, στους οποίους κάθε ηλεκτρόνιο σθένους ενός ατόμου αντιπροσωπεύεται με τελείες (Εικ. 1).

Ρύζι. 1 Σχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού στο μόριο HCl από τον μηχανισμό ανταλλαγής

Με την ανάπτυξη της θεωρίας της δομής του ατόμου και της κβαντομηχανικής, ο σχηματισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού αναπαρίσταται ως επικάλυψη ηλεκτρονικών τροχιακών (Εικ. 2).

Ρύζι. 2. Σχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού λόγω επικάλυψης νεφών ηλεκτρονίων

Όσο μεγαλύτερη είναι η επικάλυψη των ατομικών τροχιακών, τόσο ισχυρότερος είναι ο δεσμός, τόσο μικρότερο είναι το μήκος του δεσμού και τόσο μεγαλύτερη είναι η ενέργειά του. Ένας ομοιοπολικός δεσμός μπορεί να σχηματιστεί με την επικάλυψη διαφορετικών τροχιακών. Ως αποτέλεσμα της επικάλυψης τροχιακών s-s, s-p, καθώς και τροχιακών d-d, p-p, d-p από τους πλευρικούς λοβούς, σχηματίζεται ένας δεσμός. Κάθετα στη γραμμή που συνδέει τους πυρήνες των 2 ατόμων, σχηματίζεται ένας δεσμός. Ένας - και ένας - δεσμοί μπορούν να σχηματίσουν έναν πολλαπλό (διπλό) ομοιοπολικό δεσμό, χαρακτηριστικό οργανικών ουσιών της κατηγορίας των αλκενίων, αλκαδιενίων κ.λπ. Οι δεσμοί ενός και δύο σχηματίζουν έναν πολλαπλό (τριπλό) ομοιοπολικό δεσμό, χαρακτηριστικό των οργανικών ουσίες της κατηγορίας των αλκυνίων (ακετυλένια).

Ο σχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού μηχανισμός δότη-δέκτηεξετάστε το παράδειγμα του κατιόντος αμμωνίου:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Το άτομο αζώτου έχει ένα ελεύθερο μεμονωμένο ζεύγος ηλεκτρονίων (ηλεκτρόνια που δεν εμπλέκονται στο σχηματισμό χημικών δεσμών εντός του μορίου) και το κατιόν υδρογόνου έχει ένα ελεύθερο τροχιακό, επομένως είναι δότης και δέκτης ηλεκτρονίων, αντίστοιχα.

Ας εξετάσουμε τον δοτικό μηχανισμό του σχηματισμού ενός ομοιοπολικού δεσμού χρησιμοποιώντας το παράδειγμα ενός μορίου χλωρίου.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Το άτομο χλωρίου έχει ένα ελεύθερο μεμονωμένο ζεύγος ηλεκτρονίων και κενά τροχιακά, επομένως, μπορεί να εμφανίσει τις ιδιότητες τόσο ενός δότη όσο και ενός δέκτη. Επομένως, όταν σχηματίζεται ένα μόριο χλωρίου, το ένα άτομο χλωρίου δρα ως δότης και το άλλο ως δέκτης.

Κύριος χαρακτηριστικά ομοιοπολικού δεσμούείναι: κορεσμός (κορεσμένοι δεσμοί σχηματίζονται όταν ένα άτομο συνδέει τόσα ηλεκτρόνια όσα του επιτρέπουν οι ικανότητες σθένους του· ακόρεστοι δεσμοί σχηματίζονται όταν ο αριθμός των συνδεδεμένων ηλεκτρονίων είναι μικρότερος από τις δυνατότητες σθένους του ατόμου). κατευθυντικότητα (αυτή η τιμή σχετίζεται με τη γεωμετρία του μορίου και την έννοια της "γωνίας σθένους" - η γωνία μεταξύ των δεσμών).

Ιοντικός δεσμός

Δεν υπάρχουν ενώσεις με καθαρό ιοντικό δεσμό, αν και αυτό γίνεται κατανοητό ως μια τέτοια χημικά δεσμευμένη κατάσταση ατόμων στην οποία δημιουργείται ένα σταθερό ηλεκτρονικό περιβάλλον του ατόμου με την πλήρη μετάβαση της συνολικής πυκνότητας ηλεκτρονίων σε ένα άτομο ενός πιο ηλεκτραρνητικού στοιχείου . Ο ιοντικός δεσμός είναι δυνατός μόνο μεταξύ ατόμων ηλεκτραρνητικών και ηλεκτροθετικών στοιχείων που βρίσκονται σε κατάσταση αντίθετα φορτισμένων ιόντων - κατιόντων και ανιόντων.

ΟΡΙΣΜΟΣ

Ιόνονομάζονται ηλεκτρικά φορτισμένα σωματίδια που σχηματίζονται με την αποκόλληση ή τη σύνδεση ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο.

Κατά τη μεταφορά ενός ηλεκτρονίου, τα άτομα των μετάλλων και των μη μετάλλων τείνουν να σχηματίζουν μια σταθερή διαμόρφωση του ηλεκτρονιακού κελύφους γύρω από τον πυρήνα τους. Ένα άτομο μη μετάλλου δημιουργεί ένα κέλυφος του επόμενου αδρανούς αερίου γύρω από τον πυρήνα του και ένα άτομο μετάλλου δημιουργεί ένα κέλυφος του προηγούμενου αδρανούς αερίου (Εικ. 3).

Ρύζι. 3. Σχηματισμός ιοντικού δεσμού χρησιμοποιώντας το παράδειγμα μορίου χλωριούχου νατρίου

Τα μόρια στα οποία υπάρχει ένας ιονικός δεσμός στην καθαρή του μορφή βρίσκονται σε κατάσταση ατμού μιας ουσίας. Ο ιονικός δεσμός είναι πολύ ισχυρός, σε σχέση με αυτό, οι ουσίες με αυτόν τον δεσμό έχουν υψηλό σημείο τήξης. Σε αντίθεση με τους ομοιοπολικούς δεσμούς, οι ιοντικοί δεσμοί δεν χαρακτηρίζονται από κατευθυντικότητα και κορεσμό, καθώς το ηλεκτρικό πεδίο που δημιουργείται από ιόντα δρα εξίσου σε όλα τα ιόντα λόγω σφαιρικής συμμετρίας.

μεταλλικός δεσμός

Ένας μεταλλικός δεσμός πραγματοποιείται μόνο σε μέταλλα - αυτή είναι μια αλληλεπίδραση που συγκρατεί άτομα μετάλλου σε ένα μόνο πλέγμα. Στον σχηματισμό του δεσμού συμμετέχουν μόνο τα ηλεκτρόνια σθένους των ατόμων μετάλλου, που ανήκουν σε ολόκληρο τον όγκο του. Στα μέταλλα, τα ηλεκτρόνια αποσπώνται συνεχώς από τα άτομα, τα οποία κινούνται σε όλη τη μάζα του μετάλλου. Τα άτομα μετάλλου, χωρίς ηλεκτρόνια, μετατρέπονται σε θετικά φορτισμένα ιόντα, τα οποία τείνουν να παίρνουν κινούμενα ηλεκτρόνια προς το μέρος τους. Αυτή η συνεχής διαδικασία σχηματίζει το λεγόμενο «αέριο ηλεκτρονίων» μέσα στο μέταλλο, το οποίο δεσμεύει σταθερά όλα τα άτομα μετάλλου μεταξύ τους (Εικ. 4).

Ο μεταλλικός δεσμός είναι ισχυρός, επομένως, τα μέταλλα χαρακτηρίζονται από υψηλό σημείο τήξης και η παρουσία ενός "αερίου ηλεκτρονίου" δίνει στα μέταλλα ελαττότητα και ολκιμότητα.

δεσμός υδρογόνου

Ο δεσμός υδρογόνου είναι μια συγκεκριμένη διαμοριακή αλληλεπίδραση, επειδή η εμφάνιση και η ισχύς του εξαρτώνται από τη χημική φύση της ουσίας. Σχηματίζεται μεταξύ μορίων στα οποία ένα άτομο υδρογόνου συνδέεται με ένα άτομο με υψηλή ηλεκτραρνητικότητα (O, N, S). Η εμφάνιση ενός δεσμού υδρογόνου εξαρτάται από δύο λόγους, πρώτον, το άτομο υδρογόνου που σχετίζεται με ένα ηλεκτραρνητικό άτομο δεν έχει ηλεκτρόνια και μπορεί εύκολα να εισαχθεί στα νέφη ηλεκτρονίων άλλων ατόμων, και δεύτερον, έχοντας ένα s-τροχιακό σθένους, το υδρογόνο Το άτομο μπορεί να δεχτεί ένα μοναχικό ζεύγος ηλεκτρονίων ενός ηλεκτραρνητικού ατόμου και να σχηματίσει δεσμό μαζί του μέσω του μηχανισμού δότη-δέκτη.

Υπάρχουν τέσσερις κύριοι τύποι χημικών δεσμών:

1. Ομοιοπολικός δεσμόςπραγματοποιείται από κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων.Σχηματίζεται σε το αποτέλεσμα αλληλεπικαλυπτόμενων νεφών ηλεκτρονίων (τροχιακών) ατόμων μη μετάλλων.Όσο μεγαλύτερη είναι η επικάλυψη των νεφών ηλεκτρονίων, τόσο ισχυρότερος είναι ο χημικός δεσμός. Ένας ομοιοπολικός δεσμός μπορεί να είναι πολικός ή μη πολικός. ομοιοπολική μη πολικήσύνδεσηεμφανίζεται μεταξύ ατόμων του ίδιου είδους που έχουν την ίδια ηλεκτραρνητικότητα. (Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι η ιδιότητα των ατόμων να προσελκύουν ηλεκτρόνια προς τον εαυτό τους.) Για παράδειγμα, ο σχηματισμός ενός μορίου υδρογόνου μπορεί να φανεί από το διάγραμμα:

H . + . h=h( : ) H H 2

ή Χ . + . Η=Η-Η

Παρομοίως, σχηματίζονται μόρια O 2, Cl 2, N 2, F 2 κ.λπ.

Ένας μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός είναι συμμετρικός. Ένα νέφος ηλεκτρονίων που σχηματίζεται από ένα κοινό (κοινό) ζεύγος ηλεκτρονίων ανήκει εξίσου σε δύο άτομα.

πολικό ομοιοπολικόσύνδεσηεμφανίζεται μεταξύ ατόμων των οποίων η ηλεκτραρνητικότητα διαφέρει, αλλά ελάχιστα. Σε αυτή την περίπτωση, το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται προς ένα πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο, για παράδειγμα, όταν σχηματίζεται ένα μόριο υδροχλωρίου, το νέφος ηλεκτρονίων του δεσμού μετατοπίζεται προς το άτομο χλωρίου. Λόγω αυτής της μετατόπισης, το άτομο χλωρίου αποκτά μερικό αρνητικό φορτίο και το άτομο υδρογόνου αποκτά μερικό θετικό φορτίο και το μόριο που προκύπτει είναι πολικό.

H + Cl = H Cl H → Cl HCl

Τα μόρια HBr, HI, HF, H 2 O, CH 4 κ.λπ. σχηματίζονται παρόμοια.

ομοιοπολικούς δεσμούςυπάρχουν μονόκλινο(που πραγματοποιείται από ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων), διπλό(που υλοποιείται από δύο κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων), τριπλούς(που υλοποιείται από τρία κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων). Για παράδειγμα, το αιθάνιο έχει όλους τους απλούς δεσμούς, το αιθυλένιο έχει διπλό δεσμό και το ακετυλένιο έχει έναν τριπλό δεσμό.

Αιθάνιο: CH 3 -CH 3 Αιθυλένιο: CH 2 \u003d CH 2 Ακετυλένιο: CH ≡ CH

2. Ιωνικός δεσμόςεμφανίζεται σε ενώσεις που σχηματίζονται από άτομα στοιχείων που διαφέρουν πολύ σε ηλεκτραρνητικότητα, δηλαδή με έντονα αντίθετες ιδιότητες (άτομα μετάλλου και μη μετάλλου). Τα ιόντα είναι φορτισμένα σωματίδια στα οποία μετατρέπονται τα άτομα ως αποτέλεσμα της ανάκρουσης ή της προσκόλλησης ηλεκτρονίων.

Ένας ιοντικός δεσμός σχηματίζεται λόγω της ηλεκτροστατικής έλξης αντίθετα φορτισμένων ιόντων.Για παράδειγμα, ένα άτομο νατρίου, δωρίζοντας το ηλεκτρόνιό του, μετατρέπεται σε θετικά φορτισμένο ιόν και ένα άτομο χλωρίου, δεχόμενο αυτό το ηλεκτρόνιο, μετατρέπεται σε αρνητικά φορτισμένο ιόν. Λόγω της ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ ιόντων νατρίου και χλωρίου, προκύπτει ένας ιοντικός δεσμός:

Na + Cl Na + + Cl – Na + Cl –

Τα μόρια χλωριούχου νατρίου υπάρχουν μόνο σε κατάσταση ατμού. Στη στερεή (κρυσταλλική) κατάσταση, οι ιοντικές ενώσεις αποτελούνται από κανονικά διατεταγμένα θετικά και αρνητικά ιόντα. Δεν υπάρχουν μόρια σε αυτή την περίπτωση.

Ένας ιονικός δεσμός μπορεί να θεωρηθεί ως ακραία περίπτωση ομοιοπολικού δεσμού.

3. Μεταλλικός δεσμόςυπάρχει σε μέταλλα και κράματα. Εκτελείται λόγω της έλξης μεταξύ ιόντων μετάλλου και κοινωνικοποιημένων ηλεκτρονίων (αυτά είναι ηλεκτρόνια σθένους που έχουν αφήσει τις τροχιές τους και κινούνται σε όλο το κομμάτι μετάλλου μεταξύ ιόντων - "αέριο ηλεκτρονίων").

4. Δεσμός υδρογόνου- αυτό είναι ένα είδος δεσμού που εμφανίζεται μεταξύ του ατόμου υδρογόνου ενός μορίου, το οποίο έχει μερικό θετικό φορτίο, και του ηλεκτραρνητικού ατόμου ενός άλλου ή του ίδιου μορίου. Ο δεσμός υδρογόνου μπορεί να είναι διαμοριακός και ενδομοριακός. HF…HF…HF Υποδηλώνεται με τελείες. Πιο αδύναμο από το ομοιοπολικό.

Αυτό το άρθρο λέει για το τι είναι ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός. Περιγράφονται οι ιδιότητές του, τα είδη των ατόμων που το σχηματίζουν. Δείχνεται η θέση του ομοιοπολικού δεσμού μεταξύ άλλων τύπων ατομικών ενώσεων.

Φυσική ή χημεία;

Υπάρχει ένα τέτοιο φαινόμενο στην κοινωνία: ένα μέρος μιας ομοιογενούς ομάδας θεωρεί το άλλο λιγότερο έξυπνο, πιο αδέξιο. Για παράδειγμα, οι Βρετανοί γελούν με τους Ιρλανδούς, οι μουσικοί που παίζουν έγχορδα - με τους τσελίστες, τους κατοίκους της Ρωσίας - με τους εκπροσώπους της εθνότητας Chukchi. Δυστυχώς, η επιστήμη δεν αποτελεί εξαίρεση: οι φυσικοί θεωρούν τους χημικούς ως επιστήμονες δεύτερης κατηγορίας. Ωστόσο, το κάνουν μάταια: μερικές φορές είναι πολύ δύσκολο να ξεχωρίσεις πού είναι η φυσική και πού είναι η χημεία. Ένα τέτοιο παράδειγμα μπορεί να είναι οι μέθοδοι σύνδεσης ατόμων σε μια ουσία (για παράδειγμα, ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός): η δομή ενός ατόμου είναι αναμφισβήτητα φυσική, η παραγωγή θειούχου σιδήρου από σίδηρο και θείο με ιδιότητες που διαφέρουν και από τα δύο Το Fe και το S είναι ακριβώς χημεία, αλλά να πώς από δύο διαφορετικά άτομα προκύπτει ένας ομοιογενής συνδυασμός - ούτε το ένα ούτε το άλλο. Αυτό είναι κάτι ενδιάμεσο, αλλά παραδοσιακά η επιστήμη των δεσμών μελετάται ως κλάδος της χημείας.

Ηλεκτρονικά επίπεδα

Ο αριθμός και η διάταξη των ηλεκτρονίων σε ένα άτομο καθορίζεται από τέσσερις κβαντικούς αριθμούς: τον κύριο, τον τροχιακό, τον μαγνητικό και τον σπιν. Έτσι, σύμφωνα με τον συνδυασμό όλων αυτών των αριθμών, υπάρχουν μόνο δύο ηλεκτρόνια s στο πρώτο τροχιακό, δύο ηλεκτρόνια s και έξι ηλεκτρόνια p στο δεύτερο, κ.ο.κ. Καθώς αυξάνεται το φορτίο του πυρήνα, αυξάνεται και ο αριθμός των ηλεκτρονίων, γεμίζοντας όλο και περισσότερα νέα επίπεδα. Οι χημικές ιδιότητες μιας ουσίας καθορίζονται από το πόσα και ποια ηλεκτρόνια βρίσκονται στο κέλυφος των ατόμων τους. Ένας ομοιοπολικός δεσμός, πολικός και μη πολικός, σχηματίζεται εάν υπάρχει ένα ελεύθερο ηλεκτρόνιο το καθένα στα εξωτερικά τροχιακά δύο ατόμων.

Σχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού

Αρχικά, πρέπει να σημειωθεί ότι είναι λάθος να λέμε "τροχία" και "θέση" σε σχέση με ηλεκτρόνια στο ηλεκτρονιακό κέλυφος των ατόμων. Σύμφωνα με την αρχή του Heisenberg, είναι αδύνατο να προσδιοριστεί η ακριβής θέση ενός στοιχειώδους σωματιδίου. Σε αυτή την περίπτωση, θα ήταν πιο σωστό να μιλάμε για ένα νέφος ηλεκτρονίων, σαν να «αλείφεται» γύρω από τον πυρήνα σε μια συγκεκριμένη απόσταση. Έτσι, εάν δύο άτομα (μερικές φορές τα ίδια, μερικές φορές διαφορετικά χημικά στοιχεία) έχουν ένα ελεύθερο ηλεκτρόνιο το καθένα, μπορούν να τα συνδυάσουν σε ένα κοινό τροχιακό. Έτσι, και τα δύο ηλεκτρόνια ανήκουν σε δύο άτομα ταυτόχρονα. Με αυτόν τον τρόπο, για παράδειγμα, σχηματίζεται ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός.

Ιδιότητες ομοιοπολικών δεσμών

Υπάρχουν τέσσερις ιδιότητες ενός ομοιοπολικού δεσμού: κατευθυντικότητα, κορεσμός, πολικότητα, πολικότητα. Ανάλογα με την ποιότητά τους, οι χημικές ιδιότητες της προκύπτουσας ουσίας θα αλλάξουν: ο κορεσμός δείχνει πόσους δεσμούς μπορεί να δημιουργήσει αυτό το άτομο, η κατευθυντικότητα δείχνει τη γωνία μεταξύ των δεσμών, η πόλωση καθορίζεται από τη μετατόπιση της πυκνότητας προς έναν από τους συμμετέχοντες του δεσμού. Η πολικότητα, από την άλλη πλευρά, συνδέεται με μια τέτοια έννοια όπως η ηλεκτραρνητικότητα και δείχνει πώς ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός διαφέρει από έναν πολικό. Σε γενικές γραμμές, η ηλεκτραρνητικότητα ενός ατόμου είναι η ικανότητα να προσελκύει (ή να απωθεί) τα ηλεκτρόνια των γειτόνων σε σταθερά μόρια. Για παράδειγμα, τα πιο ηλεκτραρνητικά χημικά στοιχεία είναι το οξυγόνο, το άζωτο, το φθόριο, το χλώριο. Εάν η ηλεκτραρνητικότητα δύο διαφορετικών ατόμων είναι η ίδια, εμφανίζεται ένας ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός. Τις περισσότερες φορές αυτό συμβαίνει εάν δύο άτομα της ίδιας χημικής ουσίας συνδυάζονται σε ένα μόριο, για παράδειγμα H 2, N 2, Cl 2. Αλλά αυτό δεν ισχύει απαραίτητα: στα μόρια PH 3, ο ομοιοπολικός δεσμός είναι επίσης μη πολικός.

Νερό, κρύσταλλο, πλάσμα

Στη φύση, υπάρχουν διάφοροι τύποι δεσμών: υδρογόνοι, μεταλλικοί, ομοιοπολικοί (πολικοί, μη πολικοί), ιονικοί. Η σύνδεση δίνεται από τη δομή του μη γεμισμένου κελύφους ηλεκτρονίων και καθορίζει τόσο τη δομή όσο και τις ιδιότητες της ουσίας. Όπως υποδηλώνει το όνομα, ένας μεταλλικός δεσμός βρίσκεται μόνο σε κρυστάλλους ορισμένων χημικών ουσιών. Είναι ο τύπος του δεσμού μεταξύ ατόμων μετάλλου που καθορίζει την ικανότητά τους να διεξάγουν ηλεκτρικό ρεύμα. Στην πραγματικότητα, ο σύγχρονος πολιτισμός είναι χτισμένος σε αυτό το ακίνητο. Το νερό, η πιο σημαντική ουσία για τον άνθρωπο, είναι το αποτέλεσμα του ομοιοπολικού δεσμού ενός ατόμου οξυγόνου και δύο ατόμων υδρογόνου. Η γωνία μεταξύ αυτών των δύο συνδέσεων καθορίζει τις μοναδικές ιδιότητες του νερού. Πολλές ουσίες, εκτός από το νερό, έχουν χρήσιμες ιδιότητες μόνο επειδή τα άτομα τους συνδέονται με ομοιοπολικό δεσμό (πολικό και μη πολικό). Ο ιονικός δεσμός υπάρχει συχνότερα στους κρυστάλλους. Οι πιο αποκαλυπτικές είναι οι χρήσιμες ιδιότητες των λέιζερ. Τώρα είναι διαφορετικά: με ένα λειτουργικό ρευστό με τη μορφή αερίου, υγρού, ακόμη και οργανικής βαφής. Αλλά το λέιζερ στερεάς κατάστασης εξακολουθεί να έχει τη βέλτιστη αναλογία ισχύος, μεγέθους και κόστους. Ωστόσο, ένας ομοιοπολικός μη πολικός χημικός δεσμός, όπως και άλλοι τύποι αλληλεπίδρασης ατόμων στα μόρια, είναι εγγενής σε ουσίες σε τρεις καταστάσεις συσσωμάτωσης: στερεό, υγρό, αέριο. Για την τέταρτη κατάσταση συσσωμάτωσης της ύλης, το πλάσμα, δεν έχει νόημα να μιλάμε για σύνδεση. Στην πραγματικότητα, είναι ένα πολύ ιονισμένο θερμαινόμενο αέριο. Ωστόσο, στην κατάσταση πλάσματος μπορεί να υπάρχουν μόρια ουσιών που είναι στερεά υπό κανονικές συνθήκες - μέταλλα, αλογόνα κ.λπ. Είναι αξιοσημείωτο ότι αυτή η αθροιστική κατάσταση της ύλης καταλαμβάνει τον μεγαλύτερο όγκο του Σύμπαντος: τα αστέρια, τα νεφελώματα, ακόμη και ο διαστρικός χώρος είναι ένα μείγμα διαφορετικών τύπων πλάσματος. Τα μικρότερα σωματίδια που μπορούν να διαπεράσουν τα ηλιακά πάνελ των δορυφόρων επικοινωνίας και να απενεργοποιήσουν το σύστημα GPS είναι το σκονισμένο πλάσμα χαμηλής θερμοκρασίας. Έτσι, ο οικείος στους ανθρώπους κόσμος, στον οποίο είναι σημαντικό να γνωρίζουμε το είδος του χημικού δεσμού των ουσιών, είναι ένα πολύ μικρό μέρος του σύμπαντος γύρω μας.

Ρύζι. 2.1.Ο σχηματισμός μορίων από άτομα συνοδεύεται από ανακατανομή ηλεκτρονίων τροχιακών σθένουςκαι οδηγεί σε κέρδος σε ενέργειαγιατί η ενέργεια των μορίων είναι μικρότερη από την ενέργεια των ατόμων που δεν αλληλεπιδρούν. Το σχήμα δείχνει ένα διάγραμμα του σχηματισμού ενός μη πολικού ομοιοπολικού χημικού δεσμού μεταξύ ατόμων υδρογόνου.

§2 Χημικός δεσμός

Υπό κανονικές συνθήκες, η μοριακή κατάσταση είναι πιο σταθερή από την ατομική κατάσταση. (εικ.2.1). Ο σχηματισμός μορίων από άτομα συνοδεύεται από ανακατανομή ηλεκτρονίων σε τροχιακά σθένους και οδηγεί σε κέρδος ενέργειας, καθώς η ενέργεια των μορίων είναι μικρότερη από την ενέργεια των ατόμων που δεν αλληλεπιδρούν(Παράρτημα 3). Οι δυνάμεις που συγκρατούν τα άτομα στα μόρια έχουν λάβει ένα γενικευμένο όνομα χημικός δεσμός.

Ο χημικός δεσμός μεταξύ των ατόμων πραγματοποιείται από ηλεκτρόνια σθένους και έχει ηλεκτρική φύση . Υπάρχουν τέσσερις κύριοι τύποι χημικών δεσμών: ομοιοπολική,ιωνικός,μέταλλοκαι υδρογόνο.

1 Ομοιοπολικός δεσμός

Ένας χημικός δεσμός που πραγματοποιείται από ζεύγη ηλεκτρονίων ονομάζεται ατομικός ή ομοιοπολικός. . Οι ενώσεις με ομοιοπολικούς δεσμούς ονομάζονται ατομικές ή ομοιοπολικές. .

Όταν εμφανίζεται ένας ομοιοπολικός δεσμός, εμφανίζεται μια επικάλυψη νεφών ηλεκτρονίων ατόμων που αλληλεπιδρούν, συνοδευόμενη από απελευθέρωση ενέργειας (Εικ. 2.1). Σε αυτή την περίπτωση, ένα νέφος με αυξημένη αρνητική πυκνότητα φορτίου δημιουργείται μεταξύ θετικά φορτισμένων ατομικών πυρήνων. Λόγω της δράσης των δυνάμεων έλξης Coulomb μεταξύ των αντίθετων φορτίων, η αύξηση της πυκνότητας αρνητικού φορτίου ευνοεί την προσέγγιση των πυρήνων.

Ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται από ασύζευκτα ηλεκτρόνια στα εξωτερικά κελύφη των ατόμων . Σε αυτή την περίπτωση σχηματίζονται ηλεκτρόνια με αντίθετα σπιν ζεύγος ηλεκτρονίων(Εικ. 2.2), κοινό στα αλληλεπιδρώντα άτομα. Εάν έχει προκύψει ένας ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ ατόμων (ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων), τότε ονομάζεται απλός, δύο διπλός κ.λπ.

Η ενέργεια είναι ένα μέτρο της αντοχής ενός χημικού δεσμού. μι sv που δαπανήθηκαν για την καταστροφή του δεσμού (απολαβή ενέργειας κατά το σχηματισμό μιας ένωσης από μεμονωμένα άτομα). Συνήθως αυτή η ενέργεια μετριέται ανά 1 mol ουσίεςκαι εκφράζονται σε kilojoules ανά mol (kJ ∙ mol -1). Η ενέργεια ενός απλού ομοιοπολικού δεσμού είναι στην περιοχή από 200–2000 kJmol–1.

Ρύζι. 2.2.Ο ομοιοπολικός δεσμός είναι ο πιο γενικός τύπος χημικού δεσμού που εμφανίζεται λόγω της κοινωνικοποίησης ενός ζεύγους ηλεκτρονίων μέσω ενός μηχανισμού ανταλλαγής. (ένα), όταν καθένα από τα αλληλεπιδρώντα άτομα παρέχει ένα ηλεκτρόνιο ή μέσω του μηχανισμού δότη-δέκτη (σι)όταν ένα ζεύγος ηλεκτρονίων μοιράζεται από ένα άτομο (δότη) με ένα άλλο άτομο (δέκτη).

Ένας ομοιοπολικός δεσμός έχει ιδιότητες κορεσμός και Συγκεντρώνω . Ο κορεσμός ενός ομοιοπολικού δεσμού νοείται ως η ικανότητα των ατόμων να σχηματίζουν έναν περιορισμένο αριθμό δεσμών με τους γείτονές τους, που καθορίζεται από τον αριθμό των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων σθένους τους. Η κατευθυντικότητα ενός ομοιοπολικού δεσμού αντανακλά το γεγονός ότι οι δυνάμεις που συγκρατούν τα άτομα το ένα κοντά στο άλλο κατευθύνονται κατά μήκος της ευθείας γραμμής που συνδέει τους ατομικούς πυρήνες. Εκτός, Ο ομοιοπολικός δεσμός μπορεί να είναι πολικός ή μη πολικός .

Πότε μη πολικόΣε έναν ομοιοπολικό δεσμό, ένα νέφος ηλεκτρονίων που σχηματίζεται από ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων κατανέμεται στο χώρο συμμετρικά σε σχέση με τους πυρήνες και των δύο ατόμων. Ένας μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ατόμων απλών ουσιών, για παράδειγμα, μεταξύ πανομοιότυπων ατόμων αερίων που σχηματίζουν διατομικά μόρια (O 2, H 2, N 2, Cl 2, κ.λπ.).

Πότε πολικόςΟ ομοιοπολικός δεσμός δεσμός νέφους ηλεκτρονίων μετατοπίζεται σε ένα από τα άτομα. Ο σχηματισμός ενός πολικού ομοιοπολικού δεσμού μεταξύ των ατόμων είναι χαρακτηριστικός των πολύπλοκων ουσιών. Μόρια πτητικών ανόργανων ενώσεων μπορούν να χρησιμεύσουν ως παράδειγμα: HCl, H 2 O, NH 3 κ.λπ.

Ο βαθμός μετατόπισης του κοινού νέφους ηλεκτρονίων σε ένα από τα άτομα κατά το σχηματισμό ενός ομοιοπολικού δεσμού (βαθμός πολικότητας ενός δεσμού ) καθορίζεται κυρίως από το φορτίο των ατομικών πυρήνων και την ακτίνα των ατόμων που αλληλεπιδρούν .

Όσο μεγαλύτερο είναι το φορτίο του ατομικού πυρήνα, τόσο ισχυρότερο έλκει ένα νέφος ηλεκτρονίων. Ταυτόχρονα, όσο μεγαλύτερη είναι η ατομική ακτίνα, τόσο πιο αδύναμα τα εξωτερικά ηλεκτρόνια συγκρατούνται κοντά στον ατομικό πυρήνα. Η αθροιστική επίδραση αυτών των δύο παραγόντων εκφράζεται στη διαφορετική ικανότητα διαφορετικών ατόμων να «τραβούν» το νέφος των ομοιοπολικών δεσμών προς τον εαυτό τους.

Η ικανότητα ενός ατόμου σε ένα μόριο να έλκει ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του ονομάζεται ηλεκτραρνητικότητα. . Έτσι, η ηλεκτραρνητικότητα χαρακτηρίζει την ικανότητα ενός ατόμου να πολώνει έναν ομοιοπολικό δεσμό: όσο μεγαλύτερη είναι η ηλεκτραρνητικότητα ενός ατόμου, τόσο περισσότερο το ηλεκτρονιακό νέφος ενός ομοιοπολικού δεσμού μετατοπίζεται προς αυτό .

Ένας αριθμός μεθόδων έχουν προταθεί για την ποσοτικοποίηση της ηλεκτραρνητικότητας. Παράλληλα, η μέθοδος που πρότεινε ο Αμερικανός χημικός Robert S. Mulliken, ο οποίος προσδιόρισε την ηλεκτραρνητικότητα  ένα άτομο ως το ήμισυ του αθροίσματος της ενέργειάς του μι μισυγγένειες ηλεκτρονίων και ενέργειας μι Εγώιονισμός ατόμων:

. (2.1)

Ενέργεια ιονισμούενός ατόμου ονομάζεται η ενέργεια που πρέπει να δαπανηθεί για να «αποκοπεί» ένα ηλεκτρόνιο από αυτό και να το απομακρυνθεί σε άπειρη απόσταση. Η ενέργεια ιοντισμού προσδιορίζεται με φωτοϊοντισμό ατόμων ή με βομβαρδισμό ατόμων με ηλεκτρόνια που επιταχύνονται σε ηλεκτρικό πεδίο. Αυτή η μικρότερη τιμή της ενέργειας των φωτονίων ή των ηλεκτρονίων, που καθίσταται επαρκής για τον ιονισμό των ατόμων, ονομάζεται ενέργεια ιοντισμού τους μι Εγώ. Συνήθως αυτή η ενέργεια εκφράζεται σε ηλεκτρονιοβολτ (eV): 1 eV = 1,610 -19 J.

Τα άτομα είναι τα πιο πρόθυμα να δώσουν τα εξωτερικά τους ηλεκτρόνια. μέταλλα, τα οποία περιέχουν μικρό αριθμό μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων (1, 2 ή 3) στο εξωτερικό περίβλημα. Αυτά τα άτομα έχουν τη χαμηλότερη ενέργεια ιονισμού. Έτσι, η τιμή της ενέργειας ιονισμού μπορεί να χρησιμεύσει ως μέτρο της μεγαλύτερης ή μικρότερης «μεταλλικότητας» του στοιχείου: όσο χαμηλότερη είναι η ενέργεια ιονισμού, τόσο ισχυρότερη πρέπει να εκφράζεται μέταλλοιδιότητεςστοιχείο.

Στην ίδια υποομάδα του περιοδικού συστήματος στοιχείων του D.I. Mendeleev, με αύξηση του τακτικού αριθμού του στοιχείου, η ενέργεια ιονισμού του μειώνεται (Πίνακας 2.1), η οποία σχετίζεται με αύξηση της ατομικής ακτίνας (Πίνακας 1.2) και , κατά συνέπεια, με εξασθένηση του δεσμού των εξωτερικών ηλεκτρονίων με έναν πυρήνα. Για στοιχεία της ίδιας περιόδου, η ενέργεια ιονισμού αυξάνεται με την αύξηση του σειριακού αριθμού. Αυτό οφείλεται σε μείωση της ατομικής ακτίνας και αύξηση του πυρηνικού φορτίου.

Ενέργεια μι μι, που απελευθερώνεται όταν ένα ηλεκτρόνιο συνδέεται με ένα ελεύθερο άτομο, ονομάζεται συγγένεια ηλεκτρονίων(εκφράζεται και σε eV). Η απελευθέρωση (και όχι η απορρόφηση) ενέργειας όταν ένα φορτισμένο ηλεκτρόνιο συνδέεται με ορισμένα ουδέτερα άτομα εξηγείται από το γεγονός ότι τα άτομα με γεμάτα εξωτερικά κελύφη είναι τα πιο σταθερά στη φύση. Επομένως, για εκείνα τα άτομα στα οποία αυτά τα κελύφη είναι «ελαφρώς απλήρωτα» (δηλαδή, λείπουν 1, 2 ή 3 ηλεκτρόνια πριν την πλήρωση), είναι ενεργειακά ωφέλιμο να προσκολλώνται ηλεκτρόνια στον εαυτό τους, μετατρέποντας σε αρνητικά φορτισμένα ιόντα 1 . Τέτοια άτομα περιλαμβάνουν, για παράδειγμα, άτομα αλογόνου (Πίνακας 2.1) - στοιχεία της έβδομης ομάδας (κύρια υποομάδα) του περιοδικού συστήματος του D.I. Mendeleev. Η συγγένεια ηλεκτρονίων των ατόμων μετάλλου είναι συνήθως μηδενική ή αρνητική, δηλ. είναι ενεργειακά δυσμενές να προσκολλούν επιπλέον ηλεκτρόνια, απαιτείται πρόσθετη ενέργεια για να διατηρηθούν μέσα στα άτομα. Η συγγένεια ηλεκτρονίων των μη μετάλλων ατόμων είναι πάντα θετική και όσο μεγαλύτερη, όσο πιο κοντά στο ευγενές (αδρανές) αέριο βρίσκεται το αμέταλλο στο περιοδικό σύστημα. Αυτό δείχνει αύξηση μη μεταλλικές ιδιότητεςκαθώς πλησιάζουμε στο τέλος της περιόδου.

Από όλα όσα ειπώθηκαν, είναι σαφές ότι η ηλεκτραρνητικότητα (2.1) των ατόμων αυξάνεται κατά την κατεύθυνση από αριστερά προς τα δεξιά για στοιχεία κάθε περιόδου και μειώνεται στην κατεύθυνση από πάνω προς τα κάτω για στοιχεία της ίδιας ομάδας της περιοδικής Mendeleev. Σύστημα. Δεν είναι δύσκολο, ωστόσο, να κατανοήσουμε ότι για να χαρακτηρίσουμε τον βαθμό πολικότητας ενός ομοιοπολικού δεσμού μεταξύ των ατόμων, δεν είναι η απόλυτη τιμή της ηλεκτραρνητικότητας που είναι σημαντική, αλλά ο λόγος της ηλεκτραρνητικότητας των ατόμων που σχηματίζουν τον δεσμό. Να γιατί Στην πράξη, χρησιμοποιούν τις σχετικές τιμές της ηλεκτραρνητικότητας(Πίνακας 2.1), λαμβάνοντας την ηλεκτραρνητικότητα του λιθίου ως μονάδα.

Για να χαρακτηριστεί η πολικότητα ενός ομοιοπολικού χημικού δεσμού, χρησιμοποιείται η διαφορά στη σχετική ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων. Συνήθως ο δεσμός μεταξύ των ατόμων Α και Β θεωρείται αμιγώς ομοιοπολικός, εάν |  ΕΝΑ – σι|0,5.