Ni nini sifa ya kifungo cha ushirika? Aina za vifungo vya kemikali: ionic, covalent, metali

Uunganishaji wa mshikamano ni aina ya kawaida ya uunganishaji wa kemikali, unaofanywa na mwingiliano na maadili sawa au sawa ya elektronegativity.

Kifungo cha ushirikiano ni kifungo kati ya atomi kwa kutumia jozi za elektroni zilizoshirikiwa.

Baada ya ugunduzi wa elektroni, majaribio mengi yalifanywa ili kuendeleza nadharia ya elektroniki ya kuunganisha kemikali. Iliyofanikiwa zaidi ni kazi za Lewis (1916), ambaye alipendekeza kuzingatia uundaji wa dhamana kama matokeo ya kuonekana kwa jozi za elektroni zinazofanana kwa atomi mbili. Ili kufanya hivyo, kila chembe huchangia idadi sawa ya elektroni na hujaribu kuzunguka yenyewe na octet au doublet ya elektroni tabia ya usanidi wa elektroni wa nje wa gesi nzuri. Kielelezo, uundaji wa vifungo vya ushirikiano kutokana na elektroni ambazo hazijaoanishwa kwa kutumia njia ya Lewis huonyeshwa kwa kutumia nukta zinazoonyesha elektroni za nje za atomi.

Uundaji wa dhamana ya ushirikiano kulingana na nadharia ya Lewis

Utaratibu wa kuunda dhamana ya ushirikiano

Kipengele kikuu cha dhamana ya ushirikiano ni uwepo wa jozi ya elektroni ya kawaida ya atomi zote mbili zilizounganishwa na kemikali, kwani uwepo wa elektroni mbili katika uwanja wa hatua ya nuclei mbili ni nzuri zaidi kuliko uwepo wa kila elektroni kwenye uwanja. kiini chake mwenyewe. Uundaji wa jozi ya dhamana ya elektroni inaweza kutokea kwa njia tofauti, mara nyingi kwa kubadilishana, na wakati mwingine kupitia taratibu za wafadhili-wapokeaji.

Kulingana na kanuni ya utaratibu wa kubadilishana wa uundaji wa dhamana shirikishi, kila moja ya atomi zinazoingiliana hutoa idadi sawa ya elektroni zilizo na mizunguko ya antiparallel kuunda dhamana. Mfano:

Mpango wa jumla wa kuunda dhamana ya ushirikiano: a) kulingana na utaratibu wa kubadilishana; b) kulingana na utaratibu wa wafadhili-mkubali

Kwa mujibu wa utaratibu wa kukubali wafadhili, dhamana ya elektroni mbili hutokea wakati chembe tofauti zinaingiliana. Mmoja wao ni wafadhili A: ina jozi ya elektroni ambazo hazijashirikiwa (yaani, moja ambayo ni ya atomi moja tu), na nyingine ni kipokeaji. KATIKA- ina orbital iliyo wazi.

Chembe inayotoa elektroni mbili (jozi ya elektroni zisizoshirikiwa) kwa kuunganisha inaitwa wafadhili, na chembe iliyo na obiti iliyo wazi ambayo inakubali jozi hii ya elektroni inaitwa kipokeaji.

Utaratibu wa uundaji wa dhamana ya ushirikiano kutokana na wingu la elektroni mbili la atomi moja na obiti iliyo wazi ya nyingine inaitwa utaratibu wa kupokea wafadhili.

Bondi ya kipokezi cha wafadhili inaitwa kwa njia nyingine semipolar, kwa kuwa chaji chanya ifaayo δ+ hutokana na atomi ya wafadhili (kutokana na ukweli kwamba jozi yake ya elektroni ambayo haijashirikiwa imejitenga nayo), na chaji hasi yenye ufanisi kiasi δ- inaonekana kwenye atomi ya kukubali (kutokana na , kwamba kuna mabadiliko katika mwelekeo wake wa jozi ya elektroni isiyoshirikiwa ya wafadhili).

Mfano wa wafadhili rahisi wa jozi ya elektroni ni H ion — , ambayo ina jozi ya elektroni ambayo haijashirikiwa. Kama matokeo ya kuongezwa kwa ioni ya hidridi hasi kwa molekuli ambayo atomi ya kati ina obiti ya bure (iliyoonyeshwa kwenye mchoro kama seli tupu ya quantum), kwa mfano BH 3, ioni tata BH 4 huundwa. — na malipo hasi (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4 ] -) :

Kipokeaji cha jozi ya elektroni ni ioni ya hidrojeni, au protoni ya H + tu. Kuongezewa kwake kwa molekuli ambayo atomi ya kati ina jozi ya elektroni isiyoshirikiwa, kwa mfano kwa NH 3, pia husababisha kuundwa kwa ion tata NH 4 +, lakini kwa malipo mazuri:

Njia ya dhamana ya Valence

Kwanza nadharia ya kimakanika ya quantum ya uunganishaji wa ushirikiano iliundwa na Heitler na London (mwaka wa 1927) kuelezea molekuli ya hidrojeni, na baadaye ilitumiwa na Pauling kwa molekuli za polyatomic. Nadharia hii inaitwa njia ya dhamana ya valence, masharti makuu ambayo yanaweza kufupishwa kama ifuatavyo:

kila jozi ya atomi katika molekuli inashikiliwa pamoja na jozi moja au zaidi zilizoshirikiwa za elektroni, na obiti za elektroni za atomi zinazoingiliana zinaingiliana;
nguvu ya dhamana inategemea kiwango cha mwingiliano wa orbitals ya elektroni;
hali ya kuundwa kwa dhamana ya covalent ni antidirection ya spins ya elektroni; kwa sababu ya hii, obiti ya elektroni ya jumla huibuka na wiani wa juu zaidi wa elektroni katika nafasi ya nyuklia, ambayo inahakikisha mvuto wa viini vilivyochajiwa vyema kwa kila mmoja na inaambatana na kupungua kwa jumla ya nishati ya mfumo.

Mseto wa obiti za atomiki

Licha ya ukweli kwamba elektroni kutoka kwa s-, p- au d-orbitals, ambazo zina maumbo tofauti na mwelekeo tofauti katika nafasi, hushiriki katika uundaji wa vifungo vya ushirikiano, katika misombo mingi vifungo hivi vinageuka kuwa sawa. Ili kuelezea jambo hili, dhana ya "mseto" ilianzishwa.

Mseto ni mchakato wa kuchanganya na upatanishi wa obiti katika sura na nishati, wakati ambapo msongamano wa elektroni wa obiti karibu na nishati husambazwa tena, kama matokeo ambayo huwa sawa.

Masharti ya kimsingi ya nadharia ya mseto:

Wakati wa mseto, sura ya awali na obiti hubadilika kwa pande zote, na obiti mpya, zilizochanganywa huundwa, lakini kwa nishati sawa na sura sawa, kukumbusha takwimu isiyo ya kawaida ya nane.
Idadi ya obiti mseto ni sawa na idadi ya obiti za pato zinazohusika katika mseto.
Obiti zilizo na nishati sawa (s- na p-orbitals za kiwango cha nishati ya nje na d-orbitali za viwango vya nje au vya awali) zinaweza kushiriki katika mseto.
Mizunguko ya mseto imeinuliwa zaidi katika mwelekeo wa malezi ya vifungo vya kemikali na kwa hivyo hutoa mwingiliano bora na obiti za atomi ya jirani, kwa sababu hiyo, inakuwa na nguvu zaidi kuliko ile inayoundwa na elektroni za orbitals zisizo za mseto.
Kwa sababu ya uundaji wa vifungo vyenye nguvu na usambazaji wa ulinganifu zaidi wa wiani wa elektroni kwenye molekuli, faida ya nishati hupatikana, ambayo hulipa fidia kwa matumizi ya nishati inayohitajika kwa mchakato wa mseto.
Orbiti za mseto lazima zielekezwe katika nafasi kwa njia ya kuhakikisha umbali wa juu wa pande zote kutoka kwa kila mmoja; katika kesi hii nishati ya repulsion ni ndogo.
Aina ya mseto imedhamiriwa na aina na idadi ya obiti za kutoka na hubadilisha saizi ya pembe ya dhamana pamoja na usanidi wa anga wa molekuli.

Umbo la obiti mseto na pembe za dhamana (pembe za kijiometri kati ya shoka za ulinganifu wa obiti) kulingana na aina ya mseto: a) sp-mseto; b) sp 2 mseto; c) sp 3 mseto

Wakati wa kuunda molekuli (au vipande vya molekuli), aina zifuatazo za mseto hutokea mara nyingi:

Mpango wa jumla wa mseto wa sp

Vifungo vinavyotengenezwa na ushiriki wa elektroni kutoka kwa orbitals ya sp-hybridized pia huwekwa kwa pembe ya 180 0, ambayo inaongoza kwa sura ya mstari wa molekuli. Aina hii ya mseto huzingatiwa katika halidi za vipengele vya kundi la pili (Kuwa, Zn, Cd, Hg), atomi ambazo katika hali ya valence zina elektroni zisizo na s- na p. Umbo la mstari pia ni tabia ya molekuli za vipengele vingine (0=C=0,HC≡CH), ambamo vifungo vinaundwa na atomi za sp-hybridized.

Mpango wa sp 2 mseto wa obiti za atomiki na umbo bapa la pembetatu ya molekuli, ambayo ni kwa sababu ya mseto wa sp 2 wa obiti za atomiki.

Aina hii ya mseto ni ya kawaida kwa molekuli za vitu vya kikundi cha tatu, atomi ambazo katika hali ya msisimko zina muundo wa elektroniki wa nje ns 1 np 2, ambapo n ni idadi ya kipindi ambacho kitu hicho kiko. . Kwa hivyo, katika molekuli BF 3, BCl 3, AlF 3 na vifungo vingine huundwa kwa sababu ya sp 2 orbitals iliyochanganywa ya atomi ya kati.

Mpango wa sp 3 mseto wa obiti za atomiki

Kuweka obiti mseto za atomi ya kati kwa pembe ya 109 0 28` husababisha molekuli kuwa na umbo la tetrahedral. Hii ni kawaida sana kwa misombo iliyojaa ya kaboni ya tetravalent CH 4, CCl 4, C 2 H 6 na alkanes nyingine. Mifano ya misombo ya vipengele vingine vilivyo na muundo wa tetrahedral kutokana na sp 3 -mseto wa orbitals ya valence ya atomi ya kati ni ioni zifuatazo: BH 4 -, BF 4 -, PO 4 3-, SO 4 2-, FeCl 4 - .

Mpango wa jumla wa mseto wa sp 3d

Aina hii ya mseto mara nyingi hupatikana katika halidi zisizo za metali. Mfano ni muundo wa kloridi ya fosforasi PCl 5, wakati wa malezi ambayo atomi ya fosforasi (P ... 3s 2 3p 3) kwanza huenda katika hali ya msisimko (P ... 3s 1 3p 3 3d 1), na kisha hupitia s 1 p 3 d-mseto - obiti tano za elektroni moja huwa sawa na huelekezwa kwa ncha zake zilizoinuliwa kuelekea pembe za bipiramidi ya akili tatu. Hii huamua umbo la molekuli ya PCl 5, ambayo huundwa kwa kuingiliana kwa obiti tano za 1 p 3 d-mseto na obiti 3p za atomi tano za klorini.

sp - Mseto. Wakati s-i moja na p-orbital moja zimeunganishwa, obiti mbili za mseto wa sp huibuka, ziko kwa ulinganifu kwa pembe ya 180 0.
sp 2 - Mseto. Mchanganyiko wa p-orbitals moja na mbili husababisha kuundwa kwa vifungo vya sp 2 -mseto ulio kwenye pembe ya 120 0, hivyo molekuli inachukua sura ya pembetatu ya kawaida.
sp 3 - Mseto. Mchanganyiko wa obiti nne - moja s- na tatu p - husababisha sp 3 - mseto, ambapo obiti nne za mseto zimeelekezwa kwa ulinganifu katika nafasi kwa wima nne za tetrahedron, ambayo ni, kwa pembe ya 109 0 28 `. .
sp 3 d - Mseto. Mchanganyiko wa s-, tatu p- na d-orbitali moja hutoa sp 3 d-mseto, ambayo huamua mwelekeo wa anga wa obiti tano za sp 3 d-mseto kwa vipeo vya bipiramidi ya pembetatu.
Aina zingine za mseto. Katika kesi ya mseto wa sp 3 d 2, obiti sita za sp 3 d 2 za mseto zinaelekezwa kwenye vipeo vya octahedron. Mwelekeo wa obiti saba kwa vipeo vya bipiramidi ya pentagonal inafanana na sp 3 d 3 mseto (au wakati mwingine sp 3 d 2 f) ya obiti ya valence ya atomi ya kati ya molekuli au tata.

Njia ya mseto wa obiti za atomiki inaelezea muundo wa kijiometri wa idadi kubwa ya molekuli, hata hivyo, kulingana na data ya majaribio, molekuli zilizo na pembe tofauti za dhamana huzingatiwa mara nyingi zaidi. Kwa mfano, katika molekuli CH 4, NH 3 na H 2 O, atomi za kati ziko katika hali ya mseto ya sp 3, kwa hivyo mtu angetarajia kwamba pembe za dhamana ndani yao ni tetrahedral (~ 109.5 0). Imethibitishwa kwa majaribio kuwa pembe ya dhamana katika molekuli ya CH 4 kwa kweli ni 109.5 0. Hata hivyo, katika molekuli za NH 3 na H 2 O, thamani ya angle ya dhamana hutoka kwenye tetrahedral moja: ni sawa na 107.3 0 katika molekuli ya NH 3 na 104.5 0 katika molekuli ya H 2. Kupotoka vile kunaelezwa na uwepo wa jozi ya elektroni isiyoshirikiwa kwenye atomi za nitrojeni na oksijeni. Obiti ya elektroni mbili, ambayo ina jozi ya elektroni isiyoshirikiwa, kwa sababu ya kuongezeka kwa msongamano hufukuza orbitals ya valence ya elektroni moja, ambayo inasababisha kupungua kwa angle ya dhamana. Kwa atomi ya nitrojeni katika molekuli ya NH 3, kati ya obiti nne za sp 3-mseto, obiti tatu za elektroni moja huunda vifungo vyenye atomi tatu za H, na obiti ya nne ina jozi ya elektroni ambazo hazijashirikiwa.

Jozi ya elektroni isiyounganishwa ambayo inachukua moja ya obiti ya sp 3 -mseto iliyoelekezwa kuelekea wima ya tetrahedron, ikirudisha obiti ya elektroni moja, husababisha usambazaji usio na usawa wa msongamano wa elektroni unaozunguka atomi ya nitrojeni na, kwa sababu hiyo, kukandamiza dhamana. pembe kwa 107.3 0. Picha sawa ya kupungua kwa angle ya dhamana kutoka 109.5 0 hadi 107 0 kama matokeo ya hatua ya jozi ya elektroni isiyoshirikiwa ya atomi ya N inazingatiwa katika molekuli ya NCl 3.

Kupotoka kwa pembe ya dhamana kutoka kwa tetrahedral (109.5 0) katika molekuli: a) NH3; b) NCl3

Atomi ya oksijeni katika molekuli ya H 2 O ina obiti mbili za elektroni moja na mbili-elektroni mbili kwa kila obiti nne za sp 3 zilizochanganywa. Obiti za mseto za elektroni moja hushiriki katika uundaji wa vifungo viwili na atomi mbili za H, na jozi mbili za elektroni mbili hazijashirikiwa, ambayo ni, mali ya atomi ya H. Hii huongeza asymmetry ya usambazaji wa wiani wa elektroni karibu na atomi ya O na hupunguza pembe ya dhamana ikilinganishwa na ile ya tetrahedral hadi 104.5 0.

Kwa hivyo, idadi ya jozi za elektroni ambazo hazijaunganishwa za atomi ya kati na uwekaji wao katika obiti za mseto huathiri usanidi wa kijiometri wa molekuli.

Tabia za dhamana ya ushirikiano

Kifungo cha ushirikiano kina seti ya sifa maalum ambazo huamua sifa zake maalum, au sifa. Hizi, pamoja na sifa zilizojadiliwa tayari za "nishati ya dhamana" na "urefu wa dhamana," ni pamoja na: angle ya dhamana, kueneza, mwelekeo, polarity, na kadhalika.

1. Pembe ya dhamana- hii ni pembe kati ya shoka za dhamana zilizo karibu (yaani, mistari ya masharti inayotolewa kupitia viini vya atomi zilizounganishwa kwa kemikali kwenye molekuli). Ukubwa wa angle ya dhamana inategemea asili ya obiti, aina ya mseto wa atomi ya kati, na ushawishi wa jozi za elektroni zisizoshirikiwa ambazo hazishiriki katika uundaji wa vifungo.

2. Kueneza. Atomi zina uwezo wa kuunda vifungo vya ushirika, ambavyo vinaweza kuunda, kwanza, na utaratibu wa kubadilishana kwa sababu ya elektroni ambazo hazijachoshwa za atomi isiyo na msisimko na kwa sababu ya elektroni ambazo hazijaunganishwa ambazo huibuka kama matokeo ya msisimko wake, na pili, na wafadhili. -utaratibu wa kikubali. Walakini, jumla ya idadi ya vifungo ambavyo atomi inaweza kuunda ni mdogo.

Kueneza ni uwezo wa atomi ya kipengele kuunda idadi fulani, ndogo ya vifungo shirikishi na atomi zingine.

Kwa hiyo, ya kipindi cha pili, ambacho kina obiti nne kwenye ngazi ya nishati ya nje (moja s- na tatu p-), fomu ya vifungo, idadi ambayo haizidi nne. Atomi za vipengele vya vipindi vingine na idadi kubwa ya obiti kwenye ngazi ya nje zinaweza kuunda vifungo zaidi.

3. Kuzingatia. Kulingana na njia, dhamana ya kemikali kati ya atomi ni kwa sababu ya mwingiliano wa obiti, ambayo, isipokuwa s-orbitals, ina mwelekeo fulani katika nafasi, ambayo inaongoza kwa mwelekeo wa dhamana ya covalent.

Mwelekeo wa dhamana ya covalent ni mpangilio wa wiani wa elektroni kati ya atomi, ambayo imedhamiriwa na mwelekeo wa anga wa orbitals ya valence na kuhakikisha mwingiliano wao wa juu.

Kwa kuwa obiti za elektroni zina maumbo tofauti na mwelekeo tofauti katika nafasi, mwingiliano wao wa pande zote unaweza kufikiwa kwa njia tofauti. Kulingana na hili, vifungo vya σ-, π- na δ vinajulikana.

Kifungo cha sigma (σ bond) ni mwingiliano wa obiti za elektroni hivi kwamba msongamano wa juu wa elektroni hujilimbikizia kwenye mstari wa kuwaza unaounganisha viini viwili.

Kifungo cha sigma kinaweza kuundwa na elektroni mbili, s na p elektroni moja, elektroni mbili za p, au elektroni mbili za d. Dhamana kama hiyo ya σ ina sifa ya uwepo wa mkoa mmoja wa mwingiliano wa obiti za elektroni; daima ni moja, ambayo ni, huundwa na jozi moja tu ya elektroni.

Aina mbalimbali za mwelekeo wa anga wa obiti "safi" na obiti mseto hairuhusu kila wakati uwezekano wa kuingiliana kwa obiti kwenye mhimili wa dhamana. Kuingiliana kwa obiti za valence kunaweza kutokea kwa pande zote mbili za mhimili wa dhamana-kinachojulikana kama "lateral" kuingiliana, ambayo mara nyingi hutokea wakati wa kuundwa kwa vifungo π.

Kifungo cha pi (π bond) ni mwingiliano wa obiti za elektroni ambapo msongamano wa juu wa elektroni hujilimbikizia kila upande wa mstari unaounganisha viini vya atomiki (yaani, mhimili wa dhamana).

Kifungo cha pi kinaweza kuundwa kwa mwingiliano wa obiti mbili za p sambamba, obiti mbili za d, au michanganyiko mingine ya obiti ambayo shoka zake haziwiani na mhimili wa dhamana.

Mipango ya uundaji wa vifungo π kati ya atomi za masharti A na B na mwingiliano wa kando wa obiti za elektroniki.

4. Wingi. Tabia hii imedhamiriwa na idadi ya jozi za kawaida za elektroni zinazounganisha atomi. Dhamana ya ushirikiano inaweza kuwa moja (moja), mara mbili au tatu. Kifungo kati ya atomi mbili kwa kutumia jozi moja ya elektroni iliyoshirikiwa inaitwa dhamana moja, jozi za elektroni mbili bondi mbili, na jozi tatu za elektroni ni dhamana tatu. Kwa hivyo, katika molekuli ya hidrojeni H 2 atomi zimeunganishwa na dhamana moja (H-H), katika molekuli ya oksijeni O 2 - kwa dhamana mbili (B = O), katika molekuli ya nitrojeni N 2 - kwa dhamana tatu (N ≡N). Msururu wa vifungo ni muhimu sana katika misombo ya kikaboni - hidrokaboni na derivatives yao: katika ethane C 2 H 6 kuna dhamana moja (C-C) kati ya atomi za C, katika ethilini C 2 H 4 kuna dhamana mbili (C = C) katika asetilini C 2 H 2 - mara tatu (C ≡ C) (C≡C).

Uwiano wa dhamana huathiri nishati: kadiri wingi unavyoongezeka, nguvu zake huongezeka. Kuongezeka kwa wingi husababisha kupungua kwa umbali wa nyuklia (urefu wa dhamana) na ongezeko la nishati ya kisheria.

Msururu wa vifungo kati ya atomi za kaboni: a) bondi moja σ katika ethane H3C-CH3; b) dhamana ya σ + π mara mbili katika ethilini H2C = CH2; c) dhamana ya σ+π+π mara tatu katika asetilini HC≡CH

5. Polarity na polarizability. Uzito wa elektroni wa dhamana ya covalent inaweza kuwa iko tofauti katika nafasi ya nyuklia.

Polarity ni mali ya dhamana ya ushirikiano, ambayo imedhamiriwa na eneo la msongamano wa elektroni katika nafasi ya nyuklia kuhusiana na atomi zilizounganishwa.

Kulingana na eneo la msongamano wa elektroni katika nafasi ya nyuklia, vifungo vya polar na nonpolar covalent vinajulikana. Kifungo kisicho na ncha ni kifungo ambamo wingu la elektroni la kawaida liko kwa ulinganifu kuhusiana na viini vya atomi zilizounganishwa na ni sawa na atomi zote mbili.

Molekuli zilizo na aina hii ya dhamana huitwa nonpolar au homonuclear (yaani, zile zilizo na atomi za kitu kimoja). Kifungo cha nonpolar kawaida hujidhihirisha katika molekuli za homonuclear (H 2, Cl 2, N 2, nk) au, chini ya kawaida, katika misombo inayoundwa na atomi za vipengele vilivyo na maadili sawa ya electronegativity, kwa mfano, carborundum SiC. Polar (au heteropolar) ni dhamana ambayo wingu la elektroni kwa ujumla halina ulinganifu na hubadilishwa kuelekea moja ya atomi.

Molekuli zilizo na vifungo vya polar huitwa polar, au heteronuclear. Katika molekuli zilizo na kifungo cha polar, jozi ya elektroni ya jumla huhamishwa kuelekea atomi yenye uwezo wa juu wa elektroni. Kama matokeo, chaji fulani cha hasi cha sehemu (δ-) inaonekana kwenye atomi hii, ambayo inaitwa ufanisi, na atomi iliyo na elektroni ya chini ina chaji chanya ya sehemu (δ+) ya ukubwa sawa lakini kinyume katika ishara. Kwa mfano, imethibitishwa kimajaribio kuwa chaji yenye ufanisi kwenye atomi ya hidrojeni katika molekuli ya HCl ya kloridi hidrojeni ni δH=+0.17, na kwenye atomi ya klorini δCl=-0.17 ya chaji kamili ya elektroni.

Ili kuamua ni mwelekeo gani wiani wa elektroni wa dhamana ya polar covalent itabadilika, ni muhimu kulinganisha elektroni za atomi zote mbili. Ili kuongeza uwezo wa kielektroniki, vitu vya kawaida vya kemikali huwekwa katika mlolongo ufuatao:

Molekuli za polar zinaitwa dipoles - mifumo ambayo vituo vya mvuto wa malipo mazuri ya nuclei na mashtaka hasi ya elektroni hazifanani.

Dipole ni mfumo ambao ni mchanganyiko wa chaji mbili za umeme, sawa kwa ukubwa na kinyume kwa ishara, ziko umbali fulani kutoka kwa kila mmoja.

Umbali kati ya vituo vya kivutio huitwa urefu wa dipole na huteuliwa na herufi l. Polarity ya molekuli (au dhamana) inaonyeshwa kwa kiasi kikubwa na wakati wa dipole μ, ambayo katika kesi ya molekuli ya diatomic ni sawa na bidhaa ya urefu wa dipole na malipo ya elektroni: μ=el.

Katika vitengo vya SI, muda wa dipole hupimwa kwa [C × m] (mita za Coulomb), lakini kitengo cha ziada cha mfumo [D] (debye) hutumiwa mara nyingi zaidi: 1D = 3.33 · 10 -30 C × m. Thamani ya muda wa dipole wa molekuli covalent inatofautiana katika 0-4 D, na ionic - 4-11 D. Kadiri dipole inavyozidi kuongezeka, ndivyo molekuli inavyokuwa polar.

Wingu la elektroni lililoshirikiwa katika molekuli linaweza kuhamishwa chini ya ushawishi wa uwanja wa nje wa umeme, pamoja na uwanja wa molekuli nyingine au ioni.

Polarizability ni mabadiliko katika polarity ya dhamana kama matokeo ya kuhamishwa kwa elektroni zinazounda dhamana chini ya ushawishi wa uwanja wa nje wa umeme, pamoja na uwanja wa nguvu wa chembe nyingine.

Polarizability ya molekuli inategemea uhamaji wa elektroni, ambayo ni nguvu zaidi ya umbali kutoka kwa nuclei. Kwa kuongeza, polarizability inategemea mwelekeo wa uwanja wa umeme na juu ya uwezo wa mawingu ya elektroni kuharibika. Chini ya ushawishi wa uwanja wa nje, molekuli zisizo za polar huwa polar, na molekuli za polar huwa polar zaidi, yaani, dipole huingizwa kwenye molekuli, ambayo inaitwa dipole iliyopunguzwa au iliyosababishwa.

Mpango wa malezi ya dipole iliyosababishwa (iliyopunguzwa) kutoka kwa molekuli isiyo ya polar chini ya ushawishi wa uwanja wa nguvu wa chembe ya polar - dipole

Tofauti na wale wa kudumu, dipoles zilizosababishwa hutokea tu chini ya hatua ya uwanja wa nje wa umeme. Polarization inaweza kusababisha sio tu polarizability ya dhamana, lakini pia kupasuka kwake, wakati ambapo uhamisho wa jozi ya elektroni ya kuunganisha kwa moja ya atomi hutokea na ioni za kushtakiwa vibaya na vyema zinaundwa.

Polarity na polarizability ya vifungo covalent huamua reactivity ya molekuli kuelekea vitendanishi polar.

Mali ya misombo yenye vifungo vya covalent

Dutu zilizo na vifungo vya covalent zimegawanywa katika vikundi viwili visivyo sawa: Masi na atomiki (au zisizo za Masi), ambazo kuna chache sana kuliko zile za Masi.

Chini ya hali ya kawaida, misombo ya Masi inaweza kuwa katika hali mbalimbali za mkusanyiko: kwa namna ya gesi (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), vinywaji vyenye tete (Br 2, H 2 O), C 2 H 5 OH ) au vitu dhabiti vya fuwele, ambavyo vingi, hata vikiwa na joto kidogo sana, vinaweza kuyeyuka haraka na kufifia kwa urahisi (S 8, P 4, I 2, sukari C 12 H 22 O 11, "barafu kavu" CO. 2).

Kiwango cha chini cha kuyeyuka, usablimishaji na joto la kuchemsha la dutu za Masi huelezewa na nguvu dhaifu sana za mwingiliano wa intermolecular katika fuwele. Ndiyo maana fuwele za Masi hazijulikani na nguvu kubwa, ugumu na conductivity ya umeme (barafu au sukari). Katika kesi hii, vitu vilivyo na molekuli ya polar vina kiwango cha juu cha kuyeyuka na kuchemsha kuliko wale walio na zisizo za polar. Baadhi yao ni mumunyifu ndani au vimumunyisho vingine vya polar. Kinyume chake, vitu vilivyo na molekuli zisizo za polar hupasuka bora katika vimumunyisho visivyo vya polar (benzene, tetrakloridi kaboni). Kwa hivyo, iodini, ambayo molekuli sio polar, haina kufuta katika maji ya polar, lakini hupasuka katika CCl 4 isiyo ya polar na pombe ya chini ya polar.

Dutu zisizo za Masi (atomiki) zilizo na vifungo vya ushirikiano (almasi, grafiti, silicon Si, quartz SiO 2, carborundum SiC na wengine) huunda fuwele kali sana, isipokuwa grafiti, ambayo ina muundo wa layered. Kwa mfano, kimiani ya fuwele ya almasi ni mfumo wa kawaida wa pande tatu ambapo kila atomi ya kaboni iliyochanganywa ya sp 3 inaunganishwa na atomi nne za jirani zilizo na vifungo vya σ. Kwa kweli, kioo chote cha almasi ni molekuli moja kubwa na yenye nguvu sana. Fuwele za silicon, ambazo hutumiwa sana katika umeme wa redio na uhandisi wa umeme, zina muundo sawa. Ukibadilisha nusu ya atomi za C katika almasi na atomi za Si bila kusumbua muundo wa mfumo wa fuwele, utapata kioo cha carborundum - silicon carbide SiC - dutu ngumu sana inayotumiwa kama nyenzo ya abrasive. Na ikiwa kwenye kimiani ya kioo ya silicon atomi ya O imeingizwa kati ya kila atomi mbili za Si, basi muundo wa kioo wa quartz SiO 2 huundwa - pia dutu ngumu sana, aina mbalimbali ambazo hutumiwa pia kama nyenzo ya abrasive.

Fuwele za almasi, silicon, quartz na miundo kama hiyo ni fuwele za atomiki; ni "supermolecules" kubwa, kwa hivyo fomula zao za kimuundo haziwezi kuonyeshwa kwa ukamilifu, lakini tu katika mfumo wa kipande tofauti, kwa mfano:

Fuwele za almasi, silicon, quartz

Fuwele zisizo za Masi (atomiki), zinazojumuisha atomi za elementi moja au mbili zilizounganishwa na vifungo vya kemikali, zimeainishwa kama vitu vya kinzani. Viwango vya juu vya kuyeyuka husababishwa na hitaji la kutumia kiasi kikubwa cha nishati ili kuvunja vifungo vikali vya kemikali wakati wa kuyeyusha fuwele za atomiki, na sio kwa mwingiliano dhaifu wa kati ya molekuli, kama ilivyo kwa vitu vya molekuli. Kwa sababu hiyo hiyo, fuwele nyingi za atomiki haziyeyuki inapokanzwa, lakini hutengana au mara moja huingia kwenye hali ya mvuke (usablimishaji), kwa mfano, sublimates za grafiti kwa 3700 o C.

Dutu zisizo za Masi zilizo na vifungo vya ushirikiano hazipatikani katika maji na vimumunyisho vingine; wengi wao hawafanyi sasa umeme (isipokuwa kwa grafiti, ambayo ni conductive, na semiconductors - silicon, germanium, nk).

Kifungo cha Covalent

Tabia za vifungo vya kemikali. Mseto.

MUHADHARA Na.3. Kuunganishwa kwa kemikali na muundo wa Masi. Valence.

Vipengele vichache tu vya kemikali katika hali ya asili viko katika hali ya monatomic (kwa mfano, gesi za inert). Atomi za bure za vitu vingine huunda mifumo ngumu zaidi - molekuli ambazo zina usanidi thabiti zaidi wa elektroniki. Jambo hili linaitwa malezi ya dhamana ya kemikali.

Dhamana ya kemikali - Huu ni mwingiliano wa atomi mbili au zaidi, kama matokeo ambayo mfumo wa kemikali wa mbili au polyatomic huundwa. Uundaji wa dhamana ya kemikali unaambatana na kupungua kwa jumla ya nishati ya mfumo.

Nadharia ya kuunganisha kemikali inategemea mawazo kuhusu mwingiliano wa kielektroniki. Vikundi vilivyo imara zaidi (vilivyo na nguvu) vya elektroni ni tabaka za elektroni za nje zilizokamilishwa za atomi bora za gesi (elektroni mbili kwa heliamu na elektroni nane kwa gesi zingine nzuri). Tabaka za elektroniki za nje zisizo kamili za vitu vingine vyote hazina msimamo na atomi kama hizo zinapoungana na atomi zingine, urekebishaji wa makombora yao ya kielektroniki hufanyika. Dhamana ya kemikali huundwa na elektroni za valence, lakini hutokea kwa njia tofauti.

Valence huitwa elektroni zinazoshiriki katika uundaji wa vifungo vya kemikali, hasa elektroni za kiwango cha nishati cha mwisho au cha mwisho.

Kuna aina kadhaa za vifungo vya kemikali: ionic, metali, covalent na hidrojeni.

Mfano rahisi zaidi wa dhamana ya covalent ni malezi ya molekuli ya hidrojeni. Atomi za hidrojeni zina shell ya elektroni ya s-electron isiyo na paired, i.e. Elektroni moja haipo ili kukamilisha kiwango. Atomi za hidrojeni zinapokaribia umbali fulani, elektroni zilizo na mizunguko ya antiparallel huingiliana na malezi jumla jozi ya elektroni. Jozi ya elektroni ya kawaida huundwa kama matokeo ya mwingiliano wa sehemu ya s-orbitals, na msongamano mkubwa zaidi huundwa katika eneo la obiti zinazoingiliana.

Uunganisho wa atomi kwa kutumia jozi za elektroni zilizoshirikiwa huitwa covalent.

Molekuli yenye dhamana ya ushirikiano inaweza kuandikwa kwa namna ya fomula mbili: elektroniki (elektroni inaonyeshwa na dot) na kimuundo (jozi ya elektroni iliyoshirikiwa inaonyeshwa na bar).

1. Urefu wa kiungo ni umbali kati ya viini vya atomi. Imeonyeshwa kwa nm. Kifupi urefu wa dhamana ya kemikali, ni nguvu zaidi. Hata hivyo, kipimo cha nguvu ya kifungo ni nishati yake.

2. Nishati ya mawasiliano - hii ni kiasi cha nishati ambayo hutolewa wakati wa kuundwa kwa dhamana ya kemikali na, kwa hiyo, hii ndiyo kazi ambayo lazima itumike kwa kuvunja dhamana. Imeonyeshwa kwa kJ/mol. Nishati ya dhamana huongezeka kadiri urefu wa dhamana unavyopungua.

3. Chini kueneza kuelewa uwezo wa atomi kuunda idadi ndogo ya vifungo vya ushirika. Kwa mfano, atomi ya hidrojeni, ikiwa na elektroni moja isiyounganishwa, inaweza kuunda kifungo kimoja, na atomi ya kaboni katika hali ya msisimko inaweza kuunda si zaidi ya vifungo vinne. Kutokana na kueneza kwa vifungo, molekuli zina muundo fulani. Hata hivyo, hata kwa vifungo vya ushirikiano vilivyojaa, molekuli ngumu zaidi zinaweza kuundwa na utaratibu wa wafadhili-kukubali.

4. Wingi imedhamiriwa na idadi ya jozi za elektroni za kawaida kati ya atomi, i.e. idadi ya vifungo vya kemikali. Katika molekuli ya hidrojeni inayozingatiwa, na vile vile katika molekuli za fluorine na klorini, dhamana kati ya atomi hufanywa kwa sababu ya jozi moja ya elektroni, dhamana kama hiyo inaitwa. single. Katika molekuli ya oksijeni - mara mbili, na katika molekuli ya nitrojeni - mara tatu.

Kwa kuongezea, vifungo vya ushirika vinaweza kuwa vya aina mbili:

1) Ikiwa mawingu ya elektroni yanaingiliana katika mwelekeo wa mstari ulionyooka unaounganisha viini vya atomi (yaani pamoja. mhimili wa mawasiliano ), kifungo kama hicho cha ushirika kinaitwa dhamana ya sigma . Vifungo vya sigma covalent huundwa wakati obiti zinaingiliana: s-s (molekuli ya hidrojeni), s-p (kloridi hidrojeni) na p-p (molekuli ya klorini).

2) Iwapo p-obiti zinazoelekezwa kwa mshikamano wa mhimili wa dhamana, sehemu mbili zinazoingiliana huundwa kwa pande zote za mhimili wa dhamana na dhamana kama hiyo inaitwa. pi dhamana .

Licha ya ukweli kwamba nishati ya dhamana ya pi ni chini ya sigma, jumla ya nishati ya mara mbili, na hata zaidi dhamana ya tatu ni ya juu kuliko moja.

5. Polarity dhamana imedhamiriwa na eneo la jozi ya elektroni ya kawaida; ikiwa inasambazwa katika nafasi kwa ulinganifu kulingana na nuclei ya atomi zote mbili, basi kifungo cha ushirikiano kama hicho kinaitwa. zisizo za polar . Mfano ni molekuli za diatomiki zinazojumuisha atomi za kipengele sawa, i.e. vitu rahisi.

Iwapo dhamana ya polar covalent , molekuli huundwa na atomi za vipengele tofauti na wingu la elektroni la mawasiliano, katika kesi hii, huhamishiwa kwa atomi na elektronegativity ya juu ya jamaa. Kwa mfano, wakati wa kuundwa kwa molekuli ya HCl, jozi ya elektroni ya kawaida hubadilishwa kwenye atomi ya klorini, kwa kuwa ina EO ya juu.

EO ni uwezo wa atomi za vipengele kuvutia jozi za elektroni za kawaida. Atomu zaidi ya EO ya kipengele huchukua chaji hasi d-, na atomi ya pili inachukua chaji chanya d+. Matokeo yake, kuna dipole. Kipimo cha polarity ya dhamana ni wakati wa dipole ya umeme .

6. Kuzingatia dhamana ya covalent huamua muundo wa anga wa molekuli, i.e. sura yao ya kijiometri. Mwelekeo umeamua kwa kiasi angle ya dhamana ni pembe kati ya vifungo vya kemikali. Vifungo vya covalent vinavyoundwa na atomi nyingi daima huwa na mwelekeo wa anga.

Kwa kuongeza sifa za kawaida kwa dhamana yoyote ya kemikali (nishati, urefu), kifungo cha ushirikiano kina sifa za ziada: wingi, kueneza, mwelekeo, mnyambuliko, polarity Na polarizability.

Wingi

Vifungo viwili, viwili au vitatu vinaweza kuunda kati ya atomi zinazounganishwa.

Msururu (au mpangilio) wa kifungo cha ushirikiano hubainishwa na idadi ya jozi za elektroni zilizoshirikiwa kati ya atomi zinazounganishwa.

Jozi ya elektroni kati ya atomi inawakilishwa na mstari wa kuunganisha - kiharusi cha valence.

Ikiwa kuna jozi moja ya elektroni kati ya atomi zinazounganishwa, zinazungumza juu ya dhamana rahisi (ya kawaida, au moja).

Kwa mfano, katika molekuli H 2, F 2, HF, H 2 O, NH 3, CH 4, CH 3 CH 3 au ioni changamano OH -, +, 2-, 2+, vifungo vyote kati ya atomi ni moja na ni σ. - vifungo.

Ikiwa atomi zinazounganishwa zina jozi mbili au tatu za kawaida za elektroni kati yao, kuna, kwa mtiririko huo, kifungo cha ushirikiano mara mbili au tatu, na kifungo kimoja lazima kiwe σ-bondi, iliyobaki ikiwa π-bondi.

Mifano ni molekuli au ioni za polyatomiki, ambapo kuna vifungo vingi (mbili au tatu) kati ya atomi: N≡N (nitrojeni), H 2 C=CH 2 (ethilini), H 2 C=O (formaldehyde), HC≡CH ( asetilini), O=N-O - , C≡N - (ioni ya sianidi).

Kadiri wingi wa kifungo cha ushirikiano unavyoongezeka, urefu wake hupungua na nguvu zake huongezeka:

Walakini, ongezeko la nishati ya dhamana ya ushirikiano, kama inavyoonekana kutoka kwa maadili yaliyotolewa, hailingani na ongezeko la wingi wake, ambayo inaonyesha tofauti katika nishati za σ- na π-bond, na. E σ > E π . Hii ni kutokana na ukweli kwamba ufanisi wa mwingiliano wa obiti za atomiki wakati wa kuunda orbital ya σ-molekuli ni ya juu zaidi kuliko wakati wa kuunda orbital ya π-molekuli.

Kueneza

Kila atomi ina uwezo wa kutengeneza idadi fulani ya vifungo vya ushirika, shukrani ambayo molekuli zina muundo fulani: H 2, H 2 O, PCl 5, CH 4.

Idadi ya vifungo vya ushirikiano vinavyowezekana vinavyoundwa na atomi fulani inategemea, katika utaratibu wa kubadilishana, juu ya idadi ya elektroni ambazo hazijaoanishwa katika kiwango cha nishati ya nje ya atomi katika ardhi na hali ya msisimko, na katika hali ya wafadhili-mpokeaji, pia juu ya idadi ya obiti za bure katika viwango vya nje.

Wakati wa kuamua idadi ya vifungo vya ushirikiano ambavyo atomi ya kipengele fulani inaweza kuunda kwa utaratibu wa kubadilishana, inapaswa kuzingatiwa kuwa wakati mabadiliko ya chembe hadi hali ya msisimko, idadi ya elektroni zake ambazo hazijaunganishwa zinaweza kuongezeka kwa sababu ya kuoanisha baadhi ya jozi za elektroni na mpito wa elektroni hadi viwango vidogo vya juu vya nishati. Ikiwa nishati inayotumiwa kwa msisimko wa atomi ni ndogo, basi inaweza kulipwa na nishati ya dhamana ya kemikali iliyoundwa, na hali ya msisimko ya atomi imetuliwa.

Matumizi madogo ya nishati yanaambatana na mabadiliko ya elektroni hadi viwango vya juu vya nishati ndani ya kiwango. Mabadiliko ya elektroni kutoka kwa viwango vya chini vya nishati ya kiwango kimoja hadi viwango vidogo vya kiwango kingine vinahitaji kiwango kikubwa cha nishati, kwa hivyo majimbo ya msisimko ya atomi za vitu vya vipindi vitatu vya kwanza vya Jedwali la Kipindi la Vipengee vya Kemikali la D. I. Mendeleev, linalotokea kama matokeo ya mabadiliko kama hayo. haiwezi kuimarishwa na vifungo vya kemikali.

Wacha tuamue valensi za atomi 1 za vitu vya kipindi cha kwanza na cha pili cha mfumo wa upimaji wa vitu vya kemikali kwenye ardhi na majimbo ya msisimko.

Atomi ya hidrojeni ina elektroni moja, kwa hivyo valence yake daima ni sawa na I.

Katika atomi ya heliamu, elektroni mbili huchukua l s- obiti. Kuoanisha na kuhamisha moja ya elektroni hizi hadi kiwango cha juu cha nishati kunahitaji nishati nyingi, kwa hivyo atomu ya heliamu haipitishi kemikali.

Valensi za atomi za lithiamu Li, nitrojeni N, oksijeni O, florini F na neon Ne ni sawa na idadi ya elektroni ambazo hazijaoanishwa katika hali ya ardhini, kwani kuunganishwa kwa jozi za elektroni za atomi za vitu hivi kunawezekana tu wakati elektroni inasonga mbele. kiwango cha juu cha nishati:

Kutoka kwa michoro iliyotolewa ya fomula za elektroniki ni wazi kwamba valence ya atomi ya lithiamu ni sawa na I, nitrojeni - III, oksijeni - II, fluorine - I, neon - 0. Katika atomi za beryllium Be, boroni B na kaboni C. , kuunganisha kwa jozi za elektroni na uhamisho wa elektroni kutoka 2 unaweza kutokea s- ngazi ndogo hadi obiti zilizo wazi 2 R- ngazi ndogo.

Mpito hadi kiwango kidogo cha juu cha nishati ndani ya kiwango hauhitaji matumizi makubwa ya nishati, na inaweza kulipwa kwa kuunda dhamana ya kemikali. Na kwa hiyo mabadiliko hayo yanafanywa chini ya hali ya athari za kawaida za kemikali. Kwa hivyo, valensi II, III na IV, asili kwa mtiririko huo katika atomi za Be, B na C katika hali ya msisimko, ni tabia zaidi kuliko valensi I na II, mtawaliwa, katika atomi za B na C, iliyoamuliwa na idadi ya ambazo hazijaoanishwa. R- elektroni katika hali yao ya msingi:

Kuanzia kipindi cha tatu, atomi R- vipengele juu ya msisimko wa elektroni za nje s- Na R- viwango vidogo vinaweza kuhamia kuwa wazi d- sublevel, ambayo husababisha kuongezeka kwa idadi ya vifungo vya kemikali vinavyowezekana. Hii inaelezea uwezo wa atomi za fosforasi P kuunda vifungo vitano vya kemikali (PCl 5), atomi za sulfuri S - nne (SO 2) au sita (SO 3), na atomi za klorini Cl - tatu, tano na hata saba (kinachojulikana. upanuzi wa pweza hutokea):

Katika hali nyingi, wakati dhamana inapoundwa, elektroni za atomi zilizounganishwa zinashirikiwa. Aina hii ya dhamana ya kemikali inaitwa dhamana ya ushirikiano (kiambishi awali "co-" katika Kilatini kinamaanisha utangamano, "valens" inamaanisha kuwa na nguvu). Elektroni za kuunganisha ziko hasa katika nafasi kati ya atomi zilizounganishwa. Kwa sababu ya mvuto wa viini vya atomiki kwa elektroni hizi, dhamana ya kemikali huundwa. Kwa hivyo, dhamana ya ushirikiano ni dhamana ya kemikali ambayo hutokea kutokana na ongezeko la msongamano wa elektroni katika eneo kati ya atomi zilizounganishwa na kemikali.

Nadharia ya kwanza ya vifungo vya ushirikiano ni ya mwanakemia wa kimwili wa Marekani G.-N. Lewis. Mnamo 1916, alipendekeza kwamba vifungo kati ya atomi mbili hufanywa na jozi ya elektroni, na ganda la elektroni nane kawaida huundwa karibu na kila atomi (sheria ya octet).

Moja ya mali muhimu ya dhamana ya covalent ni kueneza kwake. Kwa idadi ndogo ya elektroni za nje katika mikoa kati ya viini, idadi ndogo ya jozi za elektroni huundwa karibu na kila atomi (na, kwa hiyo, idadi ya vifungo vya kemikali). Ni nambari hii ambayo inahusiana kwa karibu na dhana ya valency ya atomi katika molekuli (valence ni jumla ya idadi ya vifungo covalent vinavyoundwa na atomi). Mali nyingine muhimu ya dhamana ya ushirikiano ni mwelekeo wake katika nafasi. Hii inaonyeshwa kwa takriban muundo sawa wa kijiometri wa chembe za kemikali na nyimbo zinazofanana. Kipengele cha dhamana ya ushirikiano pia ni polarizability yake.

Ili kuelezea vifungo vya ushirikiano, hasa njia mbili hutumiwa, kulingana na makadirio tofauti wakati wa kutatua equation ya Schrödinger: njia ya orbital ya molekuli na njia ya vifungo vya valence. Hivi sasa, kemia ya kinadharia hutumia karibu njia ya obiti ya molekuli. Walakini, njia ya dhamana ya valence, licha ya ugumu mkubwa wa mahesabu, inatoa wazo wazi zaidi la malezi na muundo wa chembe za kemikali.

Vigezo vya dhamana ya Covalent

Mkusanyiko wa atomi zinazounda chembe ya kemikali ni tofauti sana na mkusanyiko wa atomi za bure. Kuundwa kwa dhamana ya kemikali husababisha, hasa, kwa mabadiliko katika radii ya atomi na nishati yao. Ugawaji upya wa wiani wa elektroni pia hutokea: uwezekano wa kupata elektroni katika nafasi kati ya atomi zilizounganishwa huongezeka.

Urefu wa dhamana ya kemikali

Wakati dhamana ya kemikali inapoundwa, atomi hukaribia kila wakati - umbali kati yao ni chini ya jumla ya radii ya atomi zilizotengwa:

r(A-B) r(A) + r(B)

Radi ya atomi ya hidrojeni ni 53 jioni, ile ya atomi ya florini ni 71 pm, na umbali kati ya nuclei ya atomi kwenye molekuli ya HF ni 92 pm:

Umbali kati ya nyuklia kati ya atomi zilizounganishwa kwa kemikali unaitwa urefu wa dhamana ya kemikali.

Mara nyingi, urefu wa dhamana kati ya atomi katika molekuli ya dutu inaweza kutabiriwa kwa kujua umbali kati ya atomi hizo katika dutu nyingine za kemikali. Urefu wa dhamana kati ya atomi za kaboni katika almasi ni 154 jioni, na kati ya atomi za halojeni kwenye molekuli ya klorini - 199 jioni. Jumla ya nusu ya umbali kati ya atomi za kaboni na klorini, inayokokotolewa kutoka kwa data hizi, ni 177 pm, ambayo inaambatana na urefu wa dhamana iliyopimwa kwa majaribio katika molekuli ya CCl 4. Wakati huo huo, hii haifanyiki kila wakati. Kwa mfano, umbali kati ya atomi za hidrojeni na bromini katika molekuli za diatomiki ni 74 na 228 pm, kwa mtiririko huo. Wastani wa hesabu wa nambari hizi ni 151 jioni, lakini umbali halisi kati ya atomi katika molekuli ya bromidi ya hidrojeni ni 141 pm, ambayo ni, kidogo sana.

Umbali kati ya atomi hupungua kwa kiasi kikubwa wakati vifungo vingi vinapoundwa. Kadiri wingi wa dhamana unavyoongezeka, ndivyo umbali wa interatomic unavyopungua.

Urefu wa vifungo kadhaa rahisi na vingi

Pembe za dhamana

Mwelekeo wa vifungo vya covalent ni sifa ya pembe za dhamana - pembe kati ya mistari inayounganisha atomi zilizounganishwa. Fomula ya picha ya chembe ya kemikali haina taarifa kuhusu pembe za dhamana. Kwa mfano, katika ioni ya SO 4 2- sulfate, pembe za dhamana kati ya vifungo vya sulfuri-oksijeni ni sawa na 109.5 o, na katika ioni ya tetrachloropalladate 2- - - 90 o. Jumla ya urefu wa dhamana na pembe za dhamana katika chembe ya kemikali huamua muundo wake wa anga. Kuamua pembe za dhamana, mbinu za majaribio hutumiwa kujifunza muundo wa misombo ya kemikali. Thamani za pembe za dhamana zinaweza kukadiriwa kinadharia kulingana na muundo wa kielektroniki wa chembe ya kemikali.

Nishati ya dhamana ya Covalent

Mchanganyiko wa kemikali huundwa kutoka kwa atomi ya mtu binafsi ikiwa tu inafaa kwa nguvu kufanya hivyo. Ikiwa nguvu za kuvutia zitashinda nguvu za kuchukiza, nishati inayowezekana ya atomi zinazoingiliana hupungua; vinginevyo, huongezeka. Kwa umbali fulani (sawa na urefu wa unganisho r 0) nishati hii ni ndogo.

Kwa hiyo, wakati dhamana ya kemikali inapoundwa, nishati hutolewa, na inapovunjwa, nishati huingizwa. Nishati E 0, muhimu kutenganisha atomi na kuziondoa kutoka kwa kila mmoja kwa umbali ambao haziingiliani, inaitwa nishati ya kumfunga. Kwa molekuli za diatomiki, nishati ya kumfunga inafafanuliwa kama nishati ya kutenganisha molekuli ndani ya atomi. Inaweza kupimwa kwa majaribio.

Katika molekuli ya hidrojeni, nishati inayofunga ni sawa na nishati ambayo hutolewa wakati wa kuunda molekuli ya H2 kutoka kwa atomi za H:

H + H = H 2 + 432 kJ

Nishati sawa lazima itumike ili kuvunja dhamana ya H-H:

H 2 = H + H - 432 kJ

Kwa molekuli za polyatomic, thamani hii ni ya masharti na inafanana na nishati ya mchakato ambao dhamana ya kemikali iliyotolewa hupotea, na wengine wote hubakia bila kubadilika. Ikiwa kuna vifungo kadhaa vinavyofanana (kwa mfano, kwa molekuli ya maji iliyo na vifungo viwili vya oksijeni-hidrojeni), nishati yao inaweza kuhesabiwa kwa kutumia. Sheria ya Hess. Thamani za nishati za mtengano wa maji kuwa vitu rahisi, na vile vile nishati ya kutenganisha hidrojeni na oksijeni ndani ya atomi, inajulikana:

2H 2 O = 2H 2 + O 2; 484 kJ/mol

H 2 = 2H; 432 kJ/mol

O 2 = 2O; 494 kJ/mol

Kwa kuzingatia kwamba molekuli mbili za maji zina vifungo 4, nishati ya dhamana ya oksijeni-hidrojeni ni sawa na:

E(O−H) = (2.432 + 494 + 484) / 4 = 460.5 kJ/mol

Katika molekuli za muundo AB n uondoaji unaofuatana wa atomi B unaambatana na matumizi fulani ya nishati (siyo yanafanana kila wakati). Kwa mfano, thamani za nishati (kJ/mol) za uondoaji wa mfululizo wa atomi za hidrojeni kutoka kwa molekuli ya methane hutofautiana sana:

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

Katika kesi hii, nishati ya dhamana ya A-B inafafanuliwa kama kiwango cha wastani cha nishati inayotumika katika hatua zote:

CH 4 = C + 4H; 1649 kJ/mol

E(C-H) = 1649 / 4 = 412 kJ/mol

Kadiri nishati ya dhamana ya kemikali inavyokuwa juu, ndivyo dhamana inavyokuwa na nguvu zaidi. Dhamana inachukuliwa kuwa yenye nguvu, au yenye nguvu, ikiwa nishati yake inazidi 500 kJ/mol (kwa mfano, 942 kJ/mol kwa N 2), dhaifu - ikiwa nishati yake ni chini ya 100 kJ/mol (kwa mfano, 69 kJ/mol kwa NO 2). Ikiwa mwingiliano wa atomi hutoa nishati chini ya 15 kJ / mol, basi inachukuliwa kuwa dhamana ya kemikali haijaundwa, lakini mwingiliano wa intermolecular huzingatiwa (kwa mfano, 2 kJ / mol kwa Xe 2). Nguvu ya dhamana kwa ujumla hupungua kadiri urefu wa dhamana unavyoongezeka.

Dhamana moja daima ni dhaifu kuliko vifungo vingi - mara mbili na tatu - kati ya atomi sawa.

Nishati ya vifungo kadhaa rahisi na vingi

Polarity ya dhamana covalent

Polarity ya dhamana ya kemikali inategemea tofauti ya elektronegativity ya atomi zilizounganishwa.

Umeme- thamani ya masharti inayoonyesha uwezo wa atomi katika molekuli kuvutia elektroni. Ikiwa katika molekuli ya diatomiki A-B elektroni zinazounda dhamana zinavutiwa na atomi B kwa nguvu zaidi kuliko atomi A, basi atomi B inachukuliwa kuwa haienezi zaidi.

Kiwango cha elektronegativity kilitumiwa na L. Pauling kwa kiasi kubainisha uwezo wa atomi kugawanya vifungo vya ushirikiano. Ili kuelezea kwa kiasi kikubwa uwezo wa elektroni, pamoja na data ya thermochemical, data juu ya jiometri ya molekuli (njia ya Sanderson) au sifa za spectral (njia ya Gordy) pia hutumiwa. Mizani ya Allred na Rochow pia inatumika sana, ambapo malipo ya nyuklia yenye ufanisi na radius ya atomiki covalent hutumiwa katika hesabu. Njia iliyopendekezwa na mwanakemia wa kimwili wa Marekani R. Mulliken (1896-1986) ina maana ya kimwili iliyo wazi zaidi. Alifafanua uwezo wa elektroni wa atomi kuwa nusu ya jumla ya mshikamano wake wa elektroni na uwezo wa uionishaji. Thamani za elektronegativity kulingana na njia ya Mulliken na kupanuliwa kwa anuwai ya vitu tofauti huitwa kabisa.

Fluorine ina thamani ya juu zaidi ya umeme. Kipengele cha chini kabisa cha kielektroniki ni cesium. Kadiri tofauti ya elektronegativity kati ya atomi mbili inavyoongezeka, ndivyo dhamana ya kemikali kati yao inavyoongezeka.

Kulingana na jinsi wiani wa elektroni unasambazwa tena wakati wa kuunda dhamana ya kemikali, aina kadhaa zinajulikana. Kesi ya kizuizi cha ugawanyiko wa dhamana ya kemikali ni uhamishaji kamili wa elektroni kutoka atomi moja hadi nyingine. Katika kesi hii, ions mbili huundwa, kati ya ambayo dhamana ya ionic hutokea. Ili atomi mbili zitengeneze muunganisho wa ionic, nguvu zao za kielektroniki lazima ziwe tofauti sana. Ikiwa nguvu ya elektroni ya atomi ni sawa (wakati molekuli zinaundwa kutoka kwa atomi zinazofanana), dhamana inaitwa. nonpolar covalent. Ya kawaida zaidi covalent ya polar dhamana - huundwa kati ya atomi yoyote ambayo ina maadili tofauti ya elektronegativity.

Tathmini ya kiasi polarity("ionicity") vifungo vinaweza kutumika kwa gharama bora za atomi. Chaji bora ya atomi ina sifa ya tofauti kati ya idadi ya elektroni za atomi fulani katika kiwanja cha kemikali na idadi ya elektroni za atomi ya bure. Atomi ya kipengele cha elektroni zaidi huvutia elektroni kwa nguvu zaidi. Kwa hiyo, elektroni ziko karibu naye, na anapokea malipo mabaya, ambayo huitwa ufanisi, na mpenzi wake ana malipo sawa. Ikiwa elektroni zinazounda dhamana kati ya atomi zinashirikiwa kwa usawa, malipo ya ufanisi ni sifuri. Katika misombo ya ioni, malipo ya ufanisi lazima yafanane na malipo ya ioni. Na kwa chembe zingine zote zina maadili ya kati.

Njia bora ya kukadiria chaji za atomi kwenye molekuli ni kutatua mlingano wa wimbi. Walakini, hii inawezekana tu ikiwa kuna idadi ndogo ya atomi. Usambazaji wa malipo unaweza kutathminiwa kwa ubora kwa kutumia kiwango cha elektronegativity. Mbinu mbalimbali za majaribio pia hutumiwa. Kwa molekuli za diatomiki, polarity ya dhamana inaweza kuwa na sifa na malipo ya ufanisi ya atomi yanaweza kuamua kulingana na kipimo cha wakati wa dipole:

μ = q r,

Wapi q- malipo ya pole ya dipole, sawa na malipo ya ufanisi kwa molekuli ya diatomiki, r− umbali kati ya nyuklia.

Wakati wa kuunganisha dipole ni wingi wa vector. Inaelekezwa kutoka kwa sehemu ya chaji chanya ya molekuli hadi sehemu yake hasi. Kulingana na kipimo cha wakati wa dipole, iligundua kuwa katika molekuli ya HCl ya kloridi ya hidrojeni, atomi ya hidrojeni ina malipo mazuri ya sehemu za + 0.2 za malipo ya elektroni, na atomi ya klorini ina malipo mabaya ya -0.2. Hii inamaanisha kuwa dhamana ya H-Cl ina asili ya ionic 20%. Na dhamana ya Na-Cl ni ionic 90%.

1. Mwelekeo wa anga. Ikiwa mawingu ya elektroni yanaingiliana kwa mwelekeo wa mstari unaounganisha nuclei ya atomi, unganisho kama hilo huitwa. s-bondi(s–s hupishana H2, р–рCl2, s–рHC1).

Wakati p-obiti zinazoelekezwa perpendicular kwa mhimili wa dhamana, kanda mbili zinazoingiliana huundwa kwa pande zote za mhimili wa dhamana. Dhamana hii ya ushirikiano inaitwa p-bond. Kwa mfano, katika molekuli ya nitrojeni, atomi zinaunganishwa na s-bond moja na vifungo viwili vya p.

Mwelekeo wa dhamana huamua muundo wa anga wa molekuli, yaani, sura yao na ina sifa ya kuwepo kwa angle iliyoelezwa madhubuti kati ya vifungo. Kwa mfano, pembe kati ya s-bonds katika molekuli ya maji ni 104.5 °.

2. Polarity ya mawasiliano imedhamiriwa na asymmetry katika usambazaji wa wingu jumla ya elektroni kando ya mhimili wa dhamana.

Ikiwa jozi za elektroni za kawaida ziko kwa ulinganifu kuhusiana na nuclei zote mbili, basi dhamana hiyo ya ushirikiano inaitwa isiyo ya polar.

Ikiwa jozi za elektroni za kawaida huhamishiwa kwenye moja ya atomi (zilizopangwa kwa usawa kuhusiana na nuclei za atomi tofauti), basi dhamana ya ushirikiano kama hiyo inaitwa polar.

Katika kesi wakati jozi ya elektroni inapohama kuelekea atomi ya elektroni zaidi, vituo vya (+) na (–) chaji havilingani, na mfumo ( dipole ya umeme) hutokea kwa chaji mbili sawa kwa ukubwa lakini kinyume katika ishara, umbali kati ya ambayo ni ( l) inaitwa urefu wa dipole. Kipimo cha polarity ya Masi ni wakati wa dipole ya umeme m, sawa na bidhaa ya thamani kamili ya malipo ya elektroni
(q = 1.6 × 10 -19 C) kwa urefu wa dipole l:

m = q× l.

Kitengo cha m ni debye D, 1 D = 3.33×10 -30 C×m.

Zoezi. Urefu wa dipole ya molekuli ya HCl ni cm 2.2 × 10 -9. Kuhesabu wakati wa umeme wa dipole.

2.2×10 –9 cm = 2.2×10 –11 m

m = 1.6 × 10 –19 × 2.2 × 10 –11 = 3.52 × 10 –30 Kl×m = 3.52 × 10 –30 / 3.33 × 10 –30 = 1.06 D.

3. Wingi Kifungo cha ushirikiano huamuliwa na idadi ya jozi za elektroni zinazoshirikiwa zinazounganisha atomi. Kifungo kati ya atomi mbili kwa kutumia jozi moja ya elektroni huitwa rahisi(vifungo H - C1, C - H, H - O, nk). Kuunganisha kwa kutumia jozi mbili za elektroni huitwa mara mbili(ethilini H 2 C = CH 2) , kutumia jozi tatu za elektroni - mara tatu(nitrojeni N N, asetilini N - C C - H).

4.Urefu wa kiungo ni umbali wa usawa kati ya viini vya atomiki. Urefu wa dhamana unaonyeshwa kwa nanometers (nm). 1 nm = 10 -9 m. Kadiri urefu wa dhamana unavyopungua, ndivyo dhamana ya kemikali inavyokuwa na nguvu.

5. Nishati ya mawasiliano sawa na kazi inayohitajika kuvunja uunganisho. Eleza nishati inayofunga katika kilojuli kwa mole (kJ/mol). Nishati ya dhamana huongezeka kwa kupungua kwa urefu wa dhamana na kwa kuongezeka kwa wingi wa dhamana. Mchakato wa malezi ya dhamana hutokea kwa kutolewa kwa nishati (mchakato wa exothermic), na mchakato wa kuvunja dhamana unahusisha kunyonya nishati (mchakato wa endothermic).

Mseto

Mseto- alignment ya orbitals katika sura na nishati.

Sp mseto

Wacha tuchunguze mfano wa beryllium hydride BeH 2. Muundo wa kielektroniki wa Be atomi katika hali ya kawaida ni 1s 2 2s 2. Atomi ya beriliamu inaweza kuingiliana na atomi za hidrojeni tu katika hali ya msisimko (s ® p-transition).

Kuwa - 1s 2 2s 1 2p 1

Vifungo viwili vinavyoundwa lazima ziwe tofauti katika nishati, kwani malezi ya moja yanahusishwa na mwingiliano wa s-orbitals mbili, pili.
pumba – s- na p-orbitali. Kisha atomi za hidrojeni katika molekuli lazima zisiwe na usawa wa kemikali: moja ni ya simu zaidi na tendaji kuliko nyingine. Kwa majaribio, sivyo ilivyo - atomi zote mbili za hidrojeni ni sawa kwa nguvu. Ili kufafanua jambo hili, J.K. Slater na L. Pauling walipendekeza kwamba “wakati wa kutafsiri na kuhesabu pembe za bondi na urefu wa bondi, inashauriwa kuchukua nafasi ya dhamana zilizo karibu katika nishati kwa idadi sawa ya dhamana zinazolingana kwa nguvu.” Viunganisho vinavyotokea kwa njia hii ni mseto.

Kwa hivyo, p-orbital moja ya s-na moja ya atomi ya berili hubadilishwa na sp-orbitals mbili zinazofanana kwa nguvu ziko kwenye pembe ya 180 o kwa kila mmoja, i.e. molekuli ina muundo wa mstari.

sp 2 mseto

Hebu tuchunguze mfano wa molekuli ya hidridi ya boroni BH 3. Muundo wa elektroniki wa atomi ya boroni katika hali ya kawaida ni B - 1s 2 2s 2 2p 1. Inaweza kuunda kifungo kimoja tu cha ushirikiano. Vifungo vitatu vya ushirikiano kwa atomi ya boroni ni tabia tu katika hali ya msisimko B* - 1s 2 2s 1 2p 2

Kifungo kimoja, kinachoundwa kwa kuingiliana s-obiti mbili za atomi B na H, kwa nguvu hakuna tofauti na zile nyingine mbili, zinazoundwa kwa kuingiliana kwa s- na p-orbitali. Tatu sp 2 -orbitals ya mseto iko kwenye pembe ya 120 o kwa kila mmoja, molekuli ina muundo wa gorofa. Picha sawa ni ya kawaida kwa molekuli yoyote ya tetraatomiki inayoundwa na vifungo vitatu vya mseto sp 2, kwa mfano, kloridi ya boroni (BCl 3).

sp 3 mseto

Hebu tuangalie mfano wa methane CH4. Katika hali ya kawaida, atomi ya kaboni yenye muundo wa elektroniki 1s 2 2s 2 2p 2 inaweza kuunda vifungo viwili tu vya ushirikiano. Katika hali ya msisimko, inaweza kuwa tetravalent na muundo wa elektroniki 1s 2 2s 1 2p 3.

S- na p-obiti tatu za atomi ya kaboni huwa mseto, na nne sp 3 -mseto, obiti zinazolingana kwa nguvu huundwa. Molekuli ya methane hupata muundo wa tetrahedral. Katikati ya tetrahedron, ambayo wima zote ni sawa na kijiometri, kuna atomi ya kaboni, na kwenye vipeo vyake kuna atomi za hidrojeni. Pembe kati ya vifungo ni 109 ° 28¢.

Nguvu za mwingiliano kati ya molekuli huitwa van der Waals au intermolecular. Mwingiliano huu unasababishwa na mvuto wa kielektroniki kati ya molekuli ya mtu binafsi na una sifa ya sifa zifuatazo:

Inafanya kazi kwa umbali mrefu, kwa kiasi kikubwa kuzidi ukubwa wa molekuli wenyewe;

Inaonyeshwa na nishati ya chini, kwa hiyo inadhoofisha kwa kiasi kikubwa na joto la kuongezeka;

Haiwezi kueneza, i.e. mwingiliano wa molekuli iliyopewa na sekunde hauzuii athari sawa kuhusiana na ya tatu, ya nne, nk.

Kwa kuongezeka kwa molekuli ya jamaa, nguvu za mwingiliano wa intermolecular huongezeka na, kwa sababu hiyo, pointi za kuyeyuka na kuchemsha za dutu huongezeka.

Zoezi. Kokotoa tofauti ya utengano wa kielektroniki wa atomi ΔEO kwa vifungo vya O-H na O-Mg katika kiwanja cha Mg(OH) 2 na ubaini ni kipi kati ya vifungo hivi ambacho ni polar zaidi. EO(H) = 2.1 eV, EO(O) = 3.5 eV, EO(Mg) = 1.2 eV.

Suluhisho:

ΔEO (O-H) = 3.5 - 2.1 = 1.4; ΔEO(O-Mg) = 3.5 - 1.2 = 2.3.

Kwa hivyo, dhamana ya Mg-O ni polar zaidi.

Michanganyiko inapoundwa kutoka kwa vipengee ambavyo ni tofauti sana katika uwezo wa elektronegativity (metali za kawaida na zisizo za kawaida), jozi za elektroni zinazoshirikiwa huhamishwa kabisa hadi atomi ya elektroni zaidi. Kwa mfano, sodiamu inapoungua katika klorini, elektroni 3s ambazo hazijaoanishwa za atomi ya sodiamu huunganishwa na elektroni 3p ya atomi ya klorini. Jozi ya elektroni iliyoshirikiwa imebadilishwa kabisa kwa atomi ya klorini (Δχ(Cl) = 2.83 eV, Δχ(Cl) = 0.93 eV). Ili uhusiano wa ionic kutokea ni muhimu:

1. Uwepo wa atomi yenye mwelekeo wa wazi wa kutoa elektroni ili kuunda ion chaji chaji (cation), i.e. na EI ya chini. Uwezo wa ionization ni nishati ambayo lazima itumike ili kuondoa elektroni 1 kutoka kwa obiti ya nje. Kadiri uwezo wa ionization unavyopungua, ndivyo atomi inavyopoteza elektroni kwa urahisi, ndivyo sifa za metali za kipengele zinajulikana zaidi. Uwezo wa ionization huongezeka ndani ya kipindi kutoka kushoto kwenda kulia na hupungua kutoka juu hadi chini.

Mchakato wa kupoteza elektroni huitwa oxidation.

2. Uwepo wa atomi yenye tabia iliyoonyeshwa wazi ya kuongeza elektroni ili kuunda ioni za chaji hasi (anions), i.e. na SE kubwa. Mchakato wa kuongeza elektroni unaitwa kupunguza.

Cl + e ® Cl -

Misombo ya ionic ya kawaida huundwa kwa kuchanganya atomi za chuma za vikundi vidogo vya vikundi vya I na II na atomi zisizo za chuma za kikundi kikuu cha VII (NaCl, KF, CaCl 2).

Hakuna mpaka mkali kati ya vifungo vya ionic na covalent. Katika awamu ya gesi, vitu vina sifa ya vifungo vya polar tu covalent, lakini vitu sawa katika hali imara vinajulikana na vifungo vya ionic.