Τα πιο σημαντικά χαρακτηριστικά ενός δεσμού περιλαμβάνουν: μήκος, πολικότητα, διπολική ροπή, κορεσμό, κατευθυντικότητα, αντοχή και πολλαπλότητα του δεσμού.

Μήκος συνδέσμου– είναι η απόσταση μεταξύ των πυρήνων των ατόμων σε ένα μόριο. Το μήκος του δεσμού καθορίζεται από το μέγεθος των πυρήνων και τον βαθμό επικάλυψης των νεφών ηλεκτρονίων.

Το μήκος του δεσμού σε HF είναι 0,92∙10 -10, σε HCl – 1,28∙10 -10 m. Όσο μικρότερο είναι το μήκος του, τόσο ισχυρότερος είναι ο χημικός δεσμός.

Γωνία δεσμού (Γωνία δεσμού)καλούμε τη γωνία μεταξύ των νοητών γραμμών που διέρχονται από τους πυρήνες των χημικά συνδεδεμένων ατόμων. ∟HOH=104 0 .5; ∟H 2 S=92,2 0; ∟H 2 S e =91 0 ,0.

Το πιο σημαντικό χαρακτηριστικόχημικός δεσμός είναι ενέργεια, ορίζοντας το δύναμη.

Η αντοχή του δεσμού χαρακτηρίζεται ποσοτικά από την ενέργεια που δαπανάται για τη διάσπασή του και μετράται σε kJ ανά 1 mol ουσίας.

Επομένως, η αντοχή του δεσμού χαρακτηρίζεται ποσοτικά από την ενέργεια εξάχνωσης E subl. ουσίες και ενέργεια διάστασης ενός μορίου σε άτομα Ε διασ. . Η ενέργεια εξάχνωσης αναφέρεται στην ενέργεια που δαπανάται για τη μετάβαση μιας ουσίας από στερεά σε αέρια κατάσταση. Για τα διατομικά μόρια, η ενέργεια δέσμευσης είναι ίση με την ενέργεια διάστασης του μορίου σε δύο άτομα.

Για παράδειγμα, E diss. (και επομένως E St.) στο μόριο H 2 είναι 435 kJ/mol. Στο μόριο F 2 = 159 kJ/mol, στο μόριο N 2 = 940 kJ/mol.

Για όχι διατομικά, αλλά πολυατομικά μόρια τύπου AB n, η μέση ενέργεια δέσμευσης

από AB n =A+nB.

Για παράδειγμα, η ενέργεια που απορροφάται κατά τη διάρκεια της διαδικασίας

ίσο με 924 kJ/mol.

Ενέργεια επικοινωνίας

Ε ΟΗ = = = = 462 kJ/mol.

Ένα συμπέρασμα σχετικά με τη δομή των μορίων και τη δομή μιας ουσίας γίνεται με βάση τα αποτελέσματα που προέκυψαν διαφορετικές μεθόδους. Σε αυτήν την περίπτωση, οι πληροφορίες που λαμβάνονται χρησιμοποιούνται όχι μόνο για τα μήκη και τις ενέργειες των δεσμών, τις γωνίες δεσμών, αλλά και άλλες ιδιότητες της ουσίας, όπως μαγνητικές, οπτικές, ηλεκτρικές, θερμικές και άλλες.

Το σύνολο των πειραματικά ληφθέντων δεδομένων για τη δομή της ύλης συμπληρώνει και γενικεύει τα αποτελέσματα των μεθόδων υπολογισμού κβαντικών χημικών που χρησιμοποιούν την έννοια της κβαντομηχανικής θεωρίας των χημικών δεσμών. Ο χημικός δεσμός πιστεύεται ότι μεσολαβείται κυρίως από ηλεκτρόνια σθένους. Για τα στοιχεία s και p, τα ηλεκτρόνια σθένους είναι τα ηλεκτρόνια των τροχιακών του εξωτερικού στρώματος και για τα στοιχεία d, τα ηλεκτρόνια είναι τα τροχιακά s του εξωτερικού στρώματος και τα d-τροχιακά του προ-εξωτερικού στρώματος .

Η φύση του χημικού δεσμού.

Ένας χημικός δεσμός σχηματίζεται μόνο εάν, καθώς τα άτομα πλησιάζουν το ένα το άλλο, η συνολική ενέργεια του συστήματος (E kin. + E pot.) μειώνεται.

Ας εξετάσουμε τη φύση ενός χημικού δεσμού χρησιμοποιώντας το παράδειγμα του μοριακού ιόντος υδρογόνου H 2 +. (Λαμβάνεται με ακτινοβολία μορίων υδρογόνου με ηλεκτρόνια H 2, σε εκκένωση αερίου). Για ένα τόσο απλό μοριακό σύστημα, η εξίσωση Schrödinger λύνεται με τη μεγαλύτερη ακρίβεια.

Στο ιόν υδρογόνου H 2 + ένα ηλεκτρόνιο κινείται στο πεδίο δύο πυρήνων - πρωτονίων. Η απόσταση μεταξύ των πυρήνων είναι 0,106 nm, η ενέργεια δέσμευσης (διάσταση σε άτομα Η και ιόν H +) είναι 255,7 kJ/mol. Δηλαδή το σωματίδιο είναι ισχυρό.

Στο μοριακό ιόν H 2 + υπάρχουν δύο τύποι ηλεκτροστατικών δυνάμεων - η δύναμη έλξης ενός ηλεκτρονίου και στους δύο πυρήνες και η δύναμη απώθησης μεταξύ των πυρήνων. Η απωστική δύναμη εκδηλώνεται μεταξύ των θετικά φορτισμένων πυρήνων H A + και H A +, οι οποίοι μπορούν να αναπαρασταθούν με τη μορφή του παρακάτω σχήματος. 3. Η απωστική δύναμη τείνει να απομακρύνει τους πυρήνες μεταξύ τους.

Ρύζι. 3. Η δύναμη της απώθησης (α) και της έλξης (β) μεταξύ δύο πυρήνων, που προκύπτει όταν πλησιάζουν ο ένας τον άλλον σε αποστάσεις της τάξης του μεγέθους των ατόμων.

Ελκτικές δυνάμεις ενεργούν μεταξύ του αρνητικά φορτισμένου ηλεκτρονίου e - και των θετικά φορτισμένων πυρήνων H + και H +. Ένα μόριο σχηματίζεται εάν το αποτέλεσμα των δυνάμεων έλξης και απώθησης είναι μηδέν, δηλαδή η αμοιβαία απώθηση των πυρήνων πρέπει να αντισταθμίζεται από την έλξη του ηλεκτρονίου στους πυρήνες. Αυτή η αντιστάθμιση εξαρτάται από τη θέση του ηλεκτρονίου e - σε σχέση με τους πυρήνες (Εικ. 3 b και c). Αυτό που εννοείται εδώ δεν είναι η θέση του ηλεκτρονίου στο χώρο (η οποία δεν μπορεί να προσδιοριστεί), αλλά η πιθανότητα εύρεσης του ηλεκτρονίου στο χώρο. Θέση της πυκνότητας ηλεκτρονίων στο χώρο, που αντιστοιχεί στο Σχ. 3.β) προωθεί τη σύγκλιση των πυρήνων, και το αντίστοιχο Σχ. 3.γ) – απώθηση πυρήνων, αφού στην περίπτωση αυτή οι ελκτικές δυνάμεις κατευθύνονται προς μία κατεύθυνση και η απώθηση των πυρήνων δεν αντισταθμίζεται. Έτσι, υπάρχει μια περιοχή δέσμευσης, όταν η πυκνότητα των ηλεκτρονίων κατανέμεται μεταξύ των πυρήνων, και μια αντιδεσμική ή αντιδεσμική περιοχή, όταν η πυκνότητα των ηλεκτρονίων κατανέμεται πίσω από τους πυρήνες.

Εάν ένα ηλεκτρόνιο εισέλθει στην περιοχή σύνδεσης, σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός. Εάν το ηλεκτρόνιο πέσει στην αντιδεσμευτική περιοχή, τότε δεν σχηματίζεται χημικός δεσμός.

Ανάλογα με τη φύση της κατανομής της πυκνότητας ηλεκτρονίων στην περιοχή δέσμευσης, διακρίνονται τρεις κύριοι τύποι χημικών δεσμών: ομοιοπολικοί, ιοντικοί και μεταλλικοί. ΣΕ καθαρή μορφήαυτοί οι δεσμοί δεν πραγματοποιούνται και συνήθως υπάρχει ένας συνδυασμός αυτών των τύπων δεσμών σε συνδέσεις.

Τύποι συνδέσεων.

Στη χημεία διακρίνονται οι εξής τύποι δεσμών: ομοιοπολικός, ιονικός, μεταλλικός, δεσμός υδρογόνου, δεσμός van der Waals, δεσμός δότη-δέκτη, δοτικός δεσμός.

Ομοιοπολικό δεσμό

Όταν σχηματίζεται ένας ομοιοπολικός δεσμός, τα άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια μεταξύ τους. Ένα παράδειγμα ομοιοπολικού δεσμού είναι ο χημικός δεσμός στο μόριο Cl 2. Ο Lewis (1916) πρότεινε για πρώτη φορά ότι σε έναν τέτοιο δεσμό, καθένα από τα δύο άτομα χλωρίου μοιράζεται ένα από τα εξωτερικά του ηλεκτρόνια με το άλλο άτομο χλωρίου. Για να επικαλύπτονται τα ατομικά τροχιακά, δύο άτομα πρέπει να έρχονται όσο το δυνατόν πιο κοντά το ένα στο άλλο. Ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων σχηματίζει έναν ομοιοπολικό δεσμό. Αυτά τα ηλεκτρόνια καταλαμβάνουν το ίδιο τροχιακό και τα σπιν τους κατευθύνονται σε αντίθετες κατευθύνσεις.

Έτσι, ένας ομοιοπολικός δεσμός επιτυγχάνεται με την κοινή χρήση ηλεκτρονίων από διαφορετικά άτομα ως αποτέλεσμα του ζευγαρώματος ηλεκτρονίων με αντίθετα σπιν.

Ο ομοιοπολικός δεσμός είναι ένας κοινός τύπος δεσμού. Οι ομοιοπολικοί δεσμοί μπορούν να εμφανιστούν όχι μόνο σε μόρια, αλλά και σε κρυστάλλους. Εμφανίζεται μεταξύ πανομοιότυπων ατόμων (σε μόρια H 2, Cl 2, διαμάντι) και μεταξύ διαφορετικών ατόμων (σε μόρια H 2 O, NH 3 ...)

Μηχανισμός σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού

Ας εξετάσουμε τον μηχανισμό χρησιμοποιώντας το παράδειγμα του σχηματισμού του μορίου H 2.

H+H=H 2, ∆H=-436 kJ/mol

Ο πυρήνας ενός ελεύθερου ατόμου υδρογόνου περιβάλλεται από ένα σφαιρικά συμμετρικό νέφος ηλεκτρονίων που σχηματίζεται από ένα ηλεκτρόνιο 1s. Όταν τα άτομα πλησιάζουν σε μια ορισμένη απόσταση, τα ηλεκτρονιακά τους νέφη (τροχιακά) επικαλύπτονται εν μέρει (Εικ. 4).

Ρύζι. 4. Ο μηχανισμός σχηματισμού δεσμού σε μόριο υδρογόνου.

Εάν τα άτομα υδρογόνου που πλησιάζουν πριν από την επαφή έχουν απόσταση μεταξύ των πυρήνων 0,106 nm, τότε αφού τα νέφη ηλεκτρονίων επικαλύπτονται, αυτή η απόσταση είναι 0,074 nm.

Ως αποτέλεσμα, ένα μοριακό νέφος δύο ηλεκτρονίων εμφανίζεται μεταξύ των κέντρων των πυρήνων, το οποίο έχει μέγιστη πυκνότητα ηλεκτρονίων στο διάστημα μεταξύ των πυρήνων. Η αύξηση της πυκνότητας αρνητικού φορτίου μεταξύ των πυρήνων ευνοεί μια ισχυρή αύξηση των ελκτικών δυνάμεων μεταξύ των πυρήνων, η οποία οδηγεί στην απελευθέρωση ενέργειας. Όσο μεγαλύτερη είναι η επικάλυψη των τροχιακών ηλεκτρονίων, τόσο ισχυρότερος είναι ο χημικός δεσμός. Ως αποτέλεσμα του σχηματισμού ενός χημικού δεσμού μεταξύ δύο ατόμων υδρογόνου, καθένα από αυτά φθάνει στην ηλεκτρονική διαμόρφωση ενός ατόμου ευγενούς αερίου - ήλιου.

Υπάρχουν δύο μέθοδοι που εξηγούν από κβαντομηχανική άποψη το σχηματισμό της περιοχής επικάλυψης των νεφών ηλεκτρονίων και το σχηματισμό ενός ομοιοπολικού δεσμού, αντίστοιχα. Η μία από αυτές ονομάζεται μέθοδος BC (δεσμοί σθένους), η άλλη MO (μοριακά τροχιακά).

Η μέθοδος του δεσμού σθένους εξετάζει την επικάλυψη ατομικών τροχιακών ενός επιλεγμένου ζεύγους ατόμων. Στη μέθοδο MO, το μόριο θεωρείται ως σύνολο και η κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων (από ένα ηλεκτρόνιο) κατανέμεται σε ολόκληρο το μόριο. Από τη θέση του MO 2H στο H 2 συνδέονται λόγω της έλξης των πυρήνων στο νέφος ηλεκτρονίων που βρίσκεται μεταξύ αυτών των πυρήνων.

Απεικόνιση ενός ομοιοπολικού δεσμού

Οι συνδέσεις απεικονίζονται με διάφορους τρόπους:

1). Χρησιμοποιώντας ηλεκτρόνια ως τελείες

Σε αυτή την περίπτωση, ο σχηματισμός ενός μορίου υδρογόνου φαίνεται από το διάγραμμα

N∙ + N∙ → N: N

2). Χρησιμοποιώντας τετράγωνα κύτταρα (τροχιακά), όπως η τοποθέτηση δύο ηλεκτρονίων με αντίθετα σπιν σε ένα μοριακό κβαντικό κύτταρο

Αυτό το διάγραμμα δείχνει ότι το επίπεδο μοριακής ενέργειας είναι χαμηλότερο από τα αρχικά ατομικά επίπεδα, πράγμα που σημαίνει ότι η μοριακή κατάσταση της ουσίας είναι πιο σταθερή από την ατομική.

3). Ένας ομοιοπολικός δεσμός αντιπροσωπεύεται από μια γραμμή

Για παράδειγμα, H – N. Αυτή η γραμμή συμβολίζει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων.

Εάν ένας ομοιοπολικός δεσμός (ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων) εμφανίζεται μεταξύ των ατόμων, τότε ονομάζεται μονόκλινο, αν περισσότερα, τότε πολλαπλάσιο διπλό(δύο κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων), τριπλούς(τρία κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων). Ένας απλός δεσμός αντιπροσωπεύεται από μια γραμμή, ένας διπλός δεσμός με δύο γραμμές και ένας τριπλός δεσμός με τρεις γραμμές.

Η παύλα μεταξύ των ατόμων δείχνει ότι έχουν ένα γενικευμένο ζεύγος ηλεκτρονίων.

Ταξινόμηση ομοιοπολικών δεσμών

Ανάλογα με την κατεύθυνση επικάλυψης των νεφών ηλεκτρονίων, διακρίνονται οι δεσμοί σ-, π-, δ. Ο δεσμός σ εμφανίζεται όταν τα νέφη ηλεκτρονίων επικαλύπτονται κατά μήκος του άξονα που συνδέει τους πυρήνες των αλληλεπιδρώντων ατόμων.

Παραδείγματα δεσμών σ:

Ρύζι. 5. Σχηματισμός δεσμού σ μεταξύ ηλεκτρονίων s-, p-, d-.

Παράδειγμα σχηματισμού δεσμού σ όταν επικαλύπτονται τα σύννεφα s-s παρατηρείται στο μόριο του υδρογόνου.

Ο δεσμός π εμφανίζεται όταν τα νέφη ηλεκτρονίων εκατέρωθεν του άξονα επικαλύπτονται, συνδέοντας τους πυρήνες των ατόμων.

Ρύζι. 6. Σχηματισμός π-δεσμού μεταξύ ηλεκτρονίων p-, d-.

Η δ-σύζευξη συμβαίνει όταν δύο νέφη ηλεκτρονίων d που βρίσκονται σε παράλληλα επίπεδα επικαλύπτονται. Ο δεσμός δ είναι λιγότερο ισχυρός από τον δεσμό π και ο δεσμός π είναι λιγότερο ισχυρός από τον δεσμό σ.

Ιδιότητες ομοιοπολικών δεσμών

ΕΝΑ). Πόλωση.

Υπάρχουν δύο τύποι ομοιοπολικών δεσμών: μη πολικοί και πολικοί.

Στην περίπτωση ενός μη πολικού ομοιοπολικού δεσμού, το νέφος ηλεκτρονίων που σχηματίζεται από ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων κατανέμεται στο χώρο συμμετρικά σε σχέση με τους ατομικούς πυρήνες. Ένα παράδειγμα είναι τα διατομικά μόρια που αποτελούνται από άτομα ενός στοιχείου: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2. Το ζεύγος ηλεκτρονίων τους ανήκει εξίσου και στα δύο άτομα.

Στην περίπτωση ενός πολικού δεσμού, το νέφος ηλεκτρονίων που σχηματίζει τον δεσμό μετατοπίζεται προς το άτομο με υψηλότερη σχετική ηλεκτραρνητικότητα.

Παραδείγματα είναι τα ακόλουθα μόρια: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3, κ.λπ. Εξετάστε το σχηματισμό ενός μορίου HCl, το οποίο μπορεί να αναπαρασταθεί από το ακόλουθο διάγραμμα

Το ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται στο άτομο χλωρίου, επειδή η σχετική ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου χλωρίου (2.83) είναι μεγαλύτερη από αυτή του ατόμου υδρογόνου (2.1).

σι). Διαβρεκτό.

Η ικανότητα των ατόμων να συμμετέχουν στο σχηματισμό ενός περιορισμένου αριθμού ομοιοπολικών δεσμών ονομάζεται κορεσμός ενός ομοιοπολικού δεσμού. Ο κορεσμός των ομοιοπολικών δεσμών οφείλεται στο γεγονός ότι μόνο ηλεκτρόνια από εξωτερικά επίπεδα ενέργειας, δηλαδή περιορισμένος αριθμός ηλεκτρονίων, συμμετέχουν στις χημικές αλληλεπιδράσεις.

V) . Συγκεντρώνωκαι υβριδισμός ομοιοπολικού δεσμού.

Ένας ομοιοπολικός δεσμός χαρακτηρίζεται από κατευθυντικότητα στο χώρο. Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι τα νέφη ηλεκτρονίων έχουν ένα συγκεκριμένο σχήμα και η μέγιστη επικάλυψη τους είναι δυνατή σε έναν συγκεκριμένο χωρικό προσανατολισμό.

Η κατεύθυνση ενός ομοιοπολικού δεσμού καθορίζει τη γεωμετρική δομή των μορίων.

Για παράδειγμα, για το νερό έχει τριγωνικό σχήμα.

Ρύζι. 7. Χωρική δομή μορίου νερού.

Έχει αποδειχθεί πειραματικά ότι σε ένα μόριο νερού H 2 O η απόσταση μεταξύ των πυρήνων υδρογόνου και οξυγόνου είναι 0,096 nm (96 pm). Η γωνία μεταξύ των γραμμών που διέρχονται από τους πυρήνες είναι 104,5 0. Έτσι, το μόριο του νερού έχει γωνιακό σχήμα και η δομή του μπορεί να εκφραστεί με τη μορφή του παρουσιαζόμενου σχήματος.

Παραγωγή μικτών γενών

Ως πειραματικό και θεωρητική έρευνα(Slater, Pauling) κατά τον σχηματισμό ορισμένων ενώσεων, όπως BeCl 2, BeF 2, BeBr 2, η κατάσταση των ηλεκτρονίων σθένους ενός ατόμου σε ένα μόριο δεν περιγράφεται από καθαρές συναρτήσεις κύματος s-, p-, d- , αλλά με τους γραμμικούς συνδυασμούς τους. Τέτοιες μικτές δομές ονομάζονται υβριδικά τροχιακά και η διαδικασία ανάμειξης ονομάζεται υβριδισμός.

Όπως δείχνουν οι κβαντοχημικοί υπολογισμοί, η ανάμειξη των τροχιακών s και p ενός ατόμου είναι μια διαδικασία ευνοϊκή για το σχηματισμό ενός μορίου. Σε αυτή την περίπτωση, απελευθερώνεται περισσότερη ενέργεια από ό,τι στο σχηματισμό δεσμών που περιλαμβάνουν καθαρά τροχιακά s και p. Επομένως, ο υβριδισμός των ηλεκτρονικών τροχιακών ενός ατόμου οδηγεί σε μεγάλη μείωση της ενέργειας του συστήματος και, κατά συνέπεια, σε αύξηση της σταθερότητας του μορίου. Το υβριδοποιημένο τροχιακό είναι πιο επιμήκη στη μία πλευρά του πυρήνα παρά στην άλλη. Επομένως, η πυκνότητα ηλεκτρονίων στην περιοχή επικάλυψης του υβριδικού νέφους θα είναι μεγαλύτερη από την πυκνότητα ηλεκτρονίων στην περιοχή επικάλυψης των s- και p-τροχιακών χωριστά, με αποτέλεσμα ο δεσμός που σχηματίζεται από τα ηλεκτρόνια του υβριδίου τροχιακό χαρακτηρίζεται από μεγαλύτερη αντοχή.

Υπάρχουν διάφοροι τύποι υβριδικών καταστάσεων. Όταν τα s- και p-τροχιακά υβριδοποιούνται (που ονομάζεται sp-υβριδισμός), προκύπτουν δύο υβριδικά τροχιακά, που βρίσκονται σε γωνία 180 0 το ένα ως προς το άλλο. Σε αυτή την περίπτωση, σχηματίζεται γραμμική δομή. Αυτή η διαμόρφωση (δομή) είναι γνωστή για τα περισσότερα αλογονίδια μετάλλων αλκαλικών γαιών (για παράδειγμα, BeX 2, όπου X = Cl, F, Br), δηλ. Η γωνία σύνδεσης είναι 180 0 C.

Ρύζι. 8. υβριδισμός sp

Ένας άλλος τύπος υβριδισμού, που ονομάζεται υβριδισμός sp 2 (που σχηματίζεται από ένα s και δύο τροχιακά p), οδηγεί στο σχηματισμό τριών υβριδικών τροχιακών, τα οποία βρίσκονται σε γωνία 120 0 μεταξύ τους. Σε αυτή την περίπτωση, μια τριγωνική δομή του μορίου (ή ένα κανονικό τρίγωνο) σχηματίζεται στο χώρο. Τέτοιες δομές είναι γνωστές για τις ενώσεις ΒΧ 3 (X=Cl, F, Br).

Ρύζι. 9. sp 2 -υβριδισμός.

Όχι λιγότερο συνηθισμένος είναι ο υβριδισμός sp 3, ο οποίος σχηματίζεται από ένα s- και τρία p- τροχιακά. Στην περίπτωση αυτή, σχηματίζονται τέσσερα υβριδικά τροχιακά, προσανατολισμένα στο χώρο συμμετρικά προς τις τέσσερις κορυφές του τετραέδρου, δηλαδή βρίσκονται σε γωνία 109 0 28 ". Αυτή η χωρική θέση ονομάζεται τετραεδρική. Αυτή η δομή είναι γνωστή για τα μόρια NH 3, H 2 O και γενικά για στοιχεία της περιόδου ΙΙ. Σχηματικά η εμφάνισή του στο χώρο φαίνεται στο παρακάτω σχήμα

Ρύζι. 10. Χωρική διάταξη δεσμών στο μόριο αμμωνίας,

προβάλλεται σε ένα αεροπλάνο.

Ο σχηματισμός τετραεδρικών δεσμών λόγω υβριδισμού sp 3 μπορεί να αναπαρασταθεί ως εξής (Εικ. 11):

Ρύζι. 11. Σχηματισμός τετραεδρικών δεσμών κατά τον υβριδισμό sp 3.

Ο σχηματισμός τετραεδρικών δεσμών κατά τον υβριδισμό sp 3 χρησιμοποιώντας το παράδειγμα ενός μορίου CCl 4 φαίνεται στο Σχήμα. 12.

Εικ. 12. Σχηματισμός τετραεδρικών δεσμών κατά τη διάρκεια sp 3 - υβριδισμός σε μόρια CCl 4

Ο υβριδισμός δεν αφορά μόνο τα s- και p-τροχιακά. Για να εξηγηθούν τα στερεοχημικά στοιχεία του III και των επόμενων περιόδων, υπάρχει ανάγκη να κατασκευαστούν υβριδικά τροχιακά ταυτόχρονα, συμπεριλαμβανομένων των s-, p-, d- τροχιακών.

Οι ουσίες με ομοιοπολικούς δεσμούς περιλαμβάνουν:

1. Οργανικές ενώσεις.

2. στερεές και υγρές ουσίες στις οποίες σχηματίζονται δεσμοί μεταξύ ζευγών ατόμων αλογόνου, καθώς και μεταξύ ζευγών ατόμων υδρογόνου, αζώτου και οξυγόνου, για παράδειγμα, Η2.

3. Στοιχεία της ομάδας VI (για παράδειγμα, σπειροειδείς αλυσίδες τελλουρίου), στοιχεία της ομάδας V (για παράδειγμα, αρσενικό), στοιχεία της ομάδας IV (διαμάντι, πυρίτιο, γερμάνιο).

4. ενώσεις που υπακούουν στον κανόνα 8-N (όπως InSb, CdS, GaAs, CdTe), όταν τα συστατικά τους στοιχεία βρίσκονται σε ομάδες II-VI, III-V στον περιοδικό πίνακα.

ΣΕ στερεάΜε έναν ομοιοπολικό δεσμό, μπορούν να σχηματιστούν διαφορετικές κρυσταλλικές δομές για την ίδια ουσία, η ενέργεια δέσμευσης της οποίας είναι σχεδόν η ίδια. Για παράδειγμα, η δομή του ZnS μπορεί να είναι κυβική (zincblende) ή εξαγωνική (wurtzite). Η διάταξη των πλησιέστερων γειτόνων στο μείγμα ψευδαργύρου και του βουρτζίτη είναι η ίδια και η μόνη και μικρή διαφορά στις ενέργειες αυτών των δύο δομών καθορίζεται από τη διάταξη των ατόμων δίπλα στα πλησιέστερα. Αυτή η ικανότητα ορισμένων ουσιών ονομάζεται αλλοτροπία ή πολυμορφισμός. Ένα άλλο παράδειγμα αλλοτροπίας είναι το καρβίδιο του πυριτίου, το οποίο έχει έναν αριθμό πολυτύπων διαφορετικών δομών από καθαρά κυβικό έως εξαγωνικό. Αυτές οι πολυάριθμες κρυσταλλικές τροποποιήσεις του ZnS, SiC υπάρχουν σε θερμοκρασία δωματίου.

Ιοντικός δεσμός

Ο ιοντικός δεσμός είναι μια ηλεκτροστατική δύναμη έλξης μεταξύ ιόντων με φορτία αντίθετου πρόσημου (δηλαδή + και −).

Η ιδέα του ιοντικού δεσμού διαμορφώθηκε με βάση τις ιδέες του V. Kossel. Πρότεινε (1916) ότι όταν δύο άτομα αλληλεπιδρούν, το ένα εγκαταλείπει και το άλλο δέχεται ηλεκτρόνια. Έτσι, σχηματίζεται ένας ιοντικός δεσμός με τη μεταφορά ενός ή περισσότερων ηλεκτρονίων από το ένα άτομο στο άλλο. Για παράδειγμα, στο χλωριούχο νάτριο, σχηματίζεται ένας ιοντικός δεσμός με τη μεταφορά ενός ηλεκτρονίου από ένα άτομο νατρίου σε ένα άτομο χλωρίου. Ως αποτέλεσμα αυτής της μεταφοράς, σχηματίζεται ένα ιόν νατρίου με φορτίο +1 και ένα ιόν χλωρίου με φορτίο -1. Ελκύονται μεταξύ τους από ηλεκτροστατικές δυνάμεις, σχηματίζοντας ένα σταθερό μόριο. Το μοντέλο μεταφοράς ηλεκτρονίων που προτείνεται από τον Kossel επιτρέπει σε κάποιον να εξηγήσει το σχηματισμό τέτοιων ενώσεων όπως το φθοριούχο λίθιο, το οξείδιο του ασβεστίου και το οξείδιο του λιθίου.

Οι πιο τυπικές ιοντικές ενώσεις αποτελούνται από κατιόντα μετάλλων που ανήκουν στις ομάδες I και II του περιοδικού συστήματος και ανιόντα μη μεταλλικών στοιχείων που ανήκουν στις ομάδες VI και VII.

Η ευκολία σχηματισμού μιας ιοντικής ένωσης εξαρτάται από την ευκολία σχηματισμού των κατιόντων και των ανιόντων που την αποτελούν. Η ευκολία σχηματισμού είναι μεγαλύτερη, όσο χαμηλότερη είναι η ενέργεια ιονισμού των ηλεκτρονίων που δότες ατόμου (δότης ηλεκτρονίων) και το άτομο που προσθέτει ηλεκτρόνια (δέκτης ηλεκτρονίων) έχει μεγαλύτερη συγγένεια για το ηλεκτρόνιο. Συγγένεια ηλεκτρονίωνείναι ένα μέτρο της ικανότητας ενός ατόμου να αποκτά ένα ηλεκτρόνιο. Ποσοτικοποιείται ως η αλλαγή στην ενέργεια που συμβαίνει όταν ένα γραμμομόριο μεμονωμένα φορτισμένα ανιόντα σχηματίζεται από ένα γραμμομόριο ατόμων. Αυτή είναι η λεγόμενη έννοια της «πρώτης συγγένειας ηλεκτρονίων». Η δεύτερη συγγένεια ηλεκτρονίων είναι η ενεργειακή αλλαγή που συμβαίνει όταν σχηματίζεται ένα γραμμομόριο διπλά φορτισμένων ανιόντων από ένα γραμμομόριο μονοφορτισμένων ανιόντων. Αυτές οι έννοιες, δηλαδή η ενέργεια ιοντισμού και η συγγένεια ηλεκτρονίων, σχετίζονται με αέριες ουσίες και είναι χαρακτηριστικά ατόμων και ιόντων σε αέρια κατάσταση. Αλλά πρέπει να ληφθεί υπόψη ότι οι περισσότερες ιοντικές ενώσεις είναι πιο σταθερές στη στερεά κατάσταση. Αυτή η περίσταση εξηγείται από την ύπαρξη ενός κρυσταλλικού πλέγματος σε αυτά σε στερεή κατάσταση. Γεννιέται το ερώτημα. Γιατί, τελικά, οι ιοντικές ενώσεις είναι πιο σταθερές με τη μορφή κρυσταλλικών δικτυωμάτων και όχι στην αέρια κατάσταση; Η απάντηση σε αυτό το ερώτημα είναι ο υπολογισμός της ενέργειας του κρυσταλλικού πλέγματος, με βάση το ηλεκτροστατικό μοντέλο. Εκτός από αυτό, αυτός ο υπολογισμός είναι επίσης μια δοκιμή της θεωρίας των ιοντικών δεσμών.

Για τον υπολογισμό της ενέργειας ενός κρυσταλλικού πλέγματος, είναι απαραίτητο να προσδιοριστεί η εργασία που πρέπει να δαπανηθεί για την καταστροφή του κρυσταλλικού πλέγματος με το σχηματισμό αερίων ιόντων. Για να πραγματοποιηθεί ο υπολογισμός, χρησιμοποιείται η ιδέα των δυνάμεων έλξης και απώθησης. Η έκφραση για τη δυναμική ενέργεια αλληλεπίδρασης μονοφορτισμένων ιόντων προκύπτει αθροίζοντας την ενέργεια έλξης και την ενέργεια απώθησης

E = E μέσα + E έξω (1).

Η ενέργεια της έλξης Coulomb των ιόντων αντίθετων σημείων λαμβάνεται ως Eat, για παράδειγμα, Na + και Cl - για την ένωση NaCl

E εισερχόμενη = -e 2 /4πε 0 r (2),

αφού η κατανομή του ηλεκτρονικού φορτίου σε ένα γεμάτο ηλεκτρονιακό κέλυφος είναι σφαιρικά συμμετρική. Λόγω της απώθησης που συμβαίνει λόγω της αρχής Pauli όταν τα γεμάτα κελύφη του ανιόντος και του κατιόντος επικαλύπτονται, η απόσταση στην οποία μπορούν να πλησιάσουν τα ιόντα είναι περιορισμένη. Η απωστική ενέργεια αλλάζει γρήγορα με τη διαπυρηνική απόσταση και μπορεί να γραφτεί ως οι ακόλουθες δύο κατά προσέγγιση εκφράσεις:

E ott = A/r n (n≈12) (3)

E ott = B∙exp(-r/ρ) (4),

όπου Α και Β είναι σταθερές, r είναι η απόσταση μεταξύ των ιόντων, ρ είναι μια παράμετρος (χαρακτηριστικό μήκος).

Πρέπει να σημειωθεί ότι καμία από αυτές τις εκφράσεις δεν αντιστοιχεί στη σύνθετη κβαντομηχανική διαδικασία που οδηγεί σε απώθηση.

Παρά την κατά προσέγγιση φύση αυτών των τύπων, καθιστούν δυνατό τον ακριβή υπολογισμό και την ανάλογη περιγραφή του χημικού δεσμού στα μόρια τέτοιων ιοντικών ενώσεων όπως NaCl, KCl, CaO.

Επειδή ηλεκτρικό πεδίοΔεδομένου ότι το ιόν έχει σφαιρική συμμετρία (Εικ. 13), ο ιονικός δεσμός, σε αντίθεση με τον ομοιοπολικό δεσμό, δεν έχει κατευθυντικότητα. Η αλληλεπίδραση δύο αντίθετα φορτισμένων ιόντων αντισταθμίζεται από απωστικές δυνάμεις μόνο προς την κατεύθυνση που συνδέει τα κέντρα των πυρήνων ιόντων· σε άλλες κατευθύνσεις, η αντιστάθμιση των ηλεκτρικών πεδίων των ιόντων δεν συμβαίνει. Ως εκ τούτου, είναι σε θέση να αλληλεπιδρούν με άλλα ιόντα. Έτσι, ο ιονικός δεσμός δεν είναι κορεσμένος.

Ρύζι. 13. Σφαιρική συμμετρία του ηλεκτροστατικού πεδίου

αντίθετες χρεώσεις.

Λόγω της μη κατευθυντικότητας και ακόρεστου των ιοντικών δεσμών, είναι ενεργειακά πιο ευνοϊκό όταν κάθε ιόν περιβάλλεται από μέγιστος αριθμόςιόντα του αντίθετου σημείου. Εξαιτίας αυτού, η πιο προτιμώμενη μορφή ύπαρξης μιας ιοντικής ένωσης είναι ένας κρύσταλλος. Για παράδειγμα, σε έναν κρύσταλλο NaCl, κάθε κατιόν έχει έξι ανιόντα ως πλησιέστερα γειτονικά του.

Μόνο σε υψηλές θερμοκρασίες σε αέρια κατάσταση υπάρχουν ιοντικές ενώσεις με τη μορφή μη συνδεδεμένων μορίων.

Στις ιοντικές ενώσεις, ο αριθμός συντονισμού δεν εξαρτάται από την ειδική ηλεκτρονική δομή των ατόμων, όπως στις ομοιοπολικές ενώσεις, αλλά καθορίζεται από την αναλογία των μεγεθών των ιόντων. Με την αναλογία ιοντικές ακτίνεςεντός της περιοχής 0,41 - 0,73, παρατηρείται οκταεδρικός συντονισμός ιόντων, με αναλογία 0,73-1,37 - κυβικός συντονισμός κ.λπ.

Έτσι, υπό κανονικές συνθήκες, οι ιοντικές ενώσεις είναι κρυσταλλικές ουσίες. Η έννοια των δύο ιοντικών μορίων, για παράδειγμα, NaCL, CsCl, δεν ισχύει για αυτά. Κάθε κρύσταλλος αποτελείται από μεγάλο αριθμό ιόντων.

Ένας ιονικός δεσμός μπορεί να αναπαρασταθεί ως περιοριστικός πολικός δεσμός, για τον οποίο το ενεργό φορτίο του ατόμου είναι κοντά στη μονάδα. Για έναν αμιγώς ομοιοπολικό μη πολικό δεσμό, το ενεργό φορτίο των ατόμων είναι μηδέν. Σε πραγματικές ουσίες, οι αμιγώς ιοντικοί και αμιγώς ομοιοπολικοί δεσμοί είναι σπάνιοι. Οι περισσότερες ενώσεις έχουν ενδιάμεσο χαρακτήρα δεσμού μεταξύ μη πολικού ομοιοπολικού και πολικού ιοντικού. Δηλαδή, σε αυτές τις ενώσεις ο ομοιοπολικός δεσμός είναι μερικώς ιοντικός. Η φύση των ιοντικών και ομοιοπολικών δεσμών σε πραγματικές ουσίες παρουσιάζεται στο Σχήμα 14.

Ρύζι. 14. Ιωνική και ομοιοπολική φύση του δεσμού.

Η αναλογία του ιοντικού χαρακτήρα ενός δεσμού ονομάζεται βαθμός ιονισμού. Χαρακτηρίζεται από τα αποτελεσματικά φορτία ατόμων σε ένα μόριο. Ο βαθμός ιονισμού αυξάνεται με την αύξηση της διαφοράς στην ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων που τον σχηματίζουν.

Μεταλλική σύνδεση

Στα άτομα μετάλλων, τα ηλεκτρόνια εξωτερικού σθένους διατηρούνται πολύ πιο αδύναμα από ό,τι στα άτομα μη μετάλλου. Αυτό προκαλεί την απώλεια της σύνδεσης μεταξύ ηλεκτρονίων και μεμονωμένων ατόμων για αρκετά μεγάλο χρονικό διάστημα και την κοινωνικοποίησή τους. Δημιουργείται ένα κοινωνικοποιημένο σύνολο εξωτερικών ηλεκτρονίων. Η ύπαρξη ενός τέτοιου ηλεκτρονικού συστήματος οδηγεί στην εμφάνιση δυνάμεων που διατηρούν τα θετικά μεταλλικά ιόντα σε στενή κατάσταση, παρά το ομώνυμο φορτίο τους. Αυτός ο δεσμός ονομάζεται μεταλλικός. Ένας τέτοιος δεσμός είναι χαρακτηριστικός μόνο του μετάλλου και υπάρχει στη στερεή και υγρή κατάσταση της ουσίας. Ένας μεταλλικός δεσμός είναι ένας τύπος χημικού δεσμού. Βασίζεται στην κοινωνικοποίηση εξωτερικών ηλεκτρονίων, τα οποία χάνουν τη σύνδεσή τους με το άτομο και γι' αυτό ονομάζονται ελεύθερα ηλεκτρόνια (Εικ. 15).

Ρύζι. 15. Μεταλλική σύνδεση.

Απόδειξη ύπαρξης μεταλλική σύνδεσηείναι τα ακόλουθα γεγονότα. Όλα τα μέταλλα έχουν υψηλή θερμική αγωγιμότητακαι υψηλή ηλεκτρική αγωγιμότητα, η οποία εξασφαλίζεται από την παρουσία ελεύθερων ηλεκτρονίων. Επιπλέον, η ίδια περίσταση καθορίζει την καλή ανακλαστικότητα των μετάλλων στην ακτινοβολία φωτός, τη λάμψη και την αδιαφάνειά τους, την υψηλή ολκιμότητα, τη θετική συντελεστής θερμοκρασίαςηλεκτρική αντίσταση.

Η σταθερότητα του κρυσταλλικού πλέγματος των μετάλλων δεν μπορεί να εξηγηθεί από τέτοιους τύπους δεσμών όπως ιοντικοί και ομοιοπολικοί. Ο ιονικός δεσμός μεταξύ ατόμων μετάλλου που βρίσκονται στις θέσεις του κρυσταλλικού πλέγματος είναι αδύνατη, αφού έχουν το ίδιο φορτίο. Ο ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ ατόμων μετάλλου είναι επίσης απίθανος, καθώς κάθε άτομο έχει 8 έως 12 πλησιέστερους γείτονες και ο σχηματισμός ομοιοπολικών δεσμών με τόσα πολλά κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων είναι άγνωστος.

Οι μεταλλικές κατασκευές χαρακτηρίζονται από το γεγονός ότι έχουν μια μάλλον σπάνια διάταξη ατόμων (μεγάλες διαπυρηνικές αποστάσεις) και μεγάλος αριθμόςοι πλησιέστεροι γείτονες κάθε ατόμου σε ένα κρυσταλλικό πλέγμα. Ο Πίνακας 1 δείχνει τρεις τυπικές μεταλλικές κατασκευές.

Τραπέζι 1

Χαρακτηριστικά των δομών των τριών πιο κοινών μετάλλων

Βλέπουμε ότι κάθε άτομο συμμετέχει στο σχηματισμό ενός μεγάλου αριθμού δεσμών (για παράδειγμα, με 8 άτομα). Ένας τόσο μεγάλος αριθμός δεσμών (με 8 ή 12 άτομα) δεν μπορεί να εντοπιστεί ταυτόχρονα στο διάστημα. Η σύνδεση πρέπει να πραγματοποιηθεί λόγω του συντονισμού της δονητικής κίνησης των εξωτερικών ηλεκτρονίων κάθε ατόμου, ως αποτέλεσμα της οποίας η κολλεκτιβοποίηση όλων των εξωτερικών ηλεκτρονίων του κρυστάλλου συμβαίνει με το σχηματισμό ενός αερίου ηλεκτρονίου. Σε πολλά μέταλλα, για να σχηματιστεί ένας μεταλλικός δεσμός, αρκεί να ληφθεί ένα ηλεκτρόνιο από κάθε άτομο. Αυτό ακριβώς παρατηρείται για το λίθιο, το οποίο έχει μόνο ένα ηλεκτρόνιο στο εξωτερικό του περίβλημα. Ένας κρύσταλλος λιθίου είναι ένα πλέγμα ιόντων Li + (σφαίρες με ακτίνα 0,068 nm) που περιβάλλονται από αέριο ηλεκτρονίων.

Ρύζι. 16. Διάφοροι τύποικρυσταλλική συσκευασία: α-εξαγωνική κλειστή συσκευασία. β - προσωποκεντρική κυβική συσκευασία. c-σώμα-κεντρική κυβική συσκευασία.

Υπάρχουν ομοιότητες μεταξύ μεταλλικών και ομοιοπολικών δεσμών. Βρίσκεται στο γεγονός ότι και οι δύο τύποι δεσμών βασίζονται στην κοινή χρήση ηλεκτρονίων σθένους. Ωστόσο, ένας ομοιοπολικός δεσμός συνδέει μόνο δύο γειτονικά άτομα και τα κοινά ηλεκτρόνια βρίσκονται πολύ κοντά στα συνδεδεμένα άτομα. Σε έναν μεταλλικό δεσμό, πολλά άτομα συμμετέχουν στην κοινή χρήση ηλεκτρονίων σθένους.

Έτσι, η έννοια του μεταλλικού δεσμού είναι άρρηκτα συνδεδεμένη με την ιδέα των μετάλλων ως μια συλλογή θετικά φορτισμένων ιοντικών πυρήνων με μεγάλα κενά μεταξύ των ιόντων γεμάτα με αέριο ηλεκτρονίων, ενώ σε μακροσκοπικό επίπεδο το σύστημα παραμένει ηλεκτρικά ουδέτερο.

Εκτός από τους τύπους χημικών δεσμών που συζητήθηκαν παραπάνω, υπάρχουν και άλλοι τύποι δεσμών που είναι διαμοριακούς: δεσμός υδρογόνου, αλληλεπίδραση van der Waals, αλληλεπίδραση δότη-δέκτη.

Αλληλεπίδραση μορίων δότη-δέκτη

Ο μηχανισμός σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού λόγω του νέφους δύο ηλεκτρονίων ενός ατόμου και του ελεύθερου τροχιακού ενός άλλου ονομάζεται δότης-δέκτης. Ένα άτομο ή σωματίδιο που παρέχει ένα νέφος δύο ηλεκτρονίων για επικοινωνία ονομάζεται δότης. Ένα άτομο ή σωματίδιο με ελεύθερο τροχιακό που δέχεται αυτό το ζεύγος ηλεκτρονίων ονομάζεται δέκτης.

Κύριοι τύποι διαμοριακών αλληλεπιδράσεων. Δεσμός υδρογόνου

Μεταξύ κορεσμένων με σθένος μόρια, σε αποστάσεις που υπερβαίνουν το μέγεθος των σωματιδίων, μπορούν να εμφανιστούν ηλεκτροστατικές δυνάμεις διαμοριακής έλξης. Ονομάζονται δυνάμεις van der Waals. Η αλληλεπίδραση van der Waals υπάρχει πάντα μεταξύ ατόμων σε κοντινή απόσταση, αλλά παίζει σημαντικό ρόλο μόνο στην απουσία ισχυρότερων μηχανισμών σύνδεσης. Αυτή η ασθενής αλληλεπίδραση με μια χαρακτηριστική ενέργεια 0,2 eV/άτομο συμβαίνει μεταξύ ουδέτερων ατόμων και μεταξύ μορίων. Το όνομα της αλληλεπίδρασης συνδέεται με το όνομα του van der Waals, καθώς ήταν αυτός που πρότεινε πρώτος ότι η εξίσωση κατάστασης, λαμβάνοντας υπόψη την ασθενή αλληλεπίδραση μεταξύ των μορίων αερίου, περιγράφει τις ιδιότητες των πραγματικών αερίων πολύ καλύτερα από την εξίσωση του κατάσταση ιδανικού αερίου. Ωστόσο, η φύση αυτής της ελκυστικής δύναμης εξηγήθηκε μόλις το 1930 από το Λονδίνο. Επί του παρόντος, οι ακόλουθοι τρεις τύποι αλληλεπιδράσεων ταξινομούνται ως έλξη van der Waals: προσανατολιστική, επαγωγική και διασπορά (φαινόμενο του Λονδίνου). Η ενέργεια της έλξης van der Waals καθορίζεται από το άθροισμα των αλληλεπιδράσεων προσανατολισμού, επαγωγής και διασποράς.

E εισερχόμενη = E ή + E ind + E disp (5).

Η αλληλεπίδραση προσανατολισμού (ή αλληλεπίδραση διπόλου-διπόλου) συμβαίνει μεταξύ πολικών μορίων, τα οποία, όταν πλησιάζουν, στρέφονται (προσανατολίζονται) το ένα προς το άλλο με αντίθετους πόλους, έτσι ώστε η δυναμική ενέργεια του συστήματος των μορίων να γίνεται ελάχιστη. Όσο μεγαλύτερη είναι η διπολική ροπή των μορίων μ και όσο μικρότερη είναι η απόσταση l μεταξύ τους, τόσο πιο σημαντική είναι η ενέργεια της αλληλεπίδρασης προσανατολισμού:

E ή = -(μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),

όπου ε 0 είναι η ηλεκτρική σταθερά.

Η επαγωγική αλληλεπίδραση σχετίζεται με τις διαδικασίες πόλωσης των μορίων από τα περιβάλλοντα δίπολα. Είναι πιο σημαντικό, όσο μεγαλύτερη είναι η πολωσιμότητα α ενός μη πολικού μορίου και τόσο μεγαλύτερη είναι η διπολική ροπή μ ενός πολικού μορίου

E ind = -(αμ 2)/ (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7).

Η πολωσιμότητα α ενός μη πολικού μορίου ονομάζεται παραμορφωτική, αφού σχετίζεται με την παραμόρφωση του σωματιδίου, ενώ το μ χαρακτηρίζει τη μετατόπιση του νέφους ηλεκτρονίων και των πυρήνων σε σχέση με τις προηγούμενες θέσεις τους.

Η αλληλεπίδραση διασποράς (φαινόμενο του Λονδίνου) εμφανίζεται σε οποιαδήποτε μόρια, ανεξάρτητα από τη δομή και την πολικότητα τους. Λόγω της στιγμιαίας αναντιστοιχίας των κέντρων βάρους των φορτίων του νέφους ηλεκτρονίων και των πυρήνων, σχηματίζεται ένα στιγμιαίο δίπολο, το οποίο προκαλεί στιγμιαία δίπολα σε άλλα σωματίδια. Η κίνηση των στιγμιαίων διπόλων γίνεται συνεπής. Ως αποτέλεσμα, τα γειτονικά σωματίδια βιώνουν αμοιβαία έλξη. Η ενέργεια της αλληλεπίδρασης διασποράς εξαρτάται από την ενέργεια ιονισμού E I και την ικανότητα πόλωσης των μορίων α

E disp = - (E I 1 ∙E I 2)∙ α 1 α 2 /(E I 1 +E I 2) l 6 (8).

Ο δεσμός υδρογόνου είναι ενδιάμεσος μεταξύ σθένους και διαμοριακών αλληλεπιδράσεων. Η ενέργεια του δεσμού υδρογόνου είναι χαμηλή, 8–80 kJ/mol, αλλά υψηλότερη από την ενέργεια αλληλεπίδρασης van der Waals. Ο δεσμός υδρογόνου είναι χαρακτηριστικός υγρών όπως το νερό, οι αλκοόλες και τα οξέα και προκαλείται από ένα θετικά πολωμένο άτομο υδρογόνου. Τα μικρά μεγέθη και η απουσία εσωτερικών ηλεκτρονίων επιτρέπουν σε ένα άτομο υδρογόνου που υπάρχει σε ένα υγρό σε οποιαδήποτε ένωση να εισέλθει σε πρόσθετη αλληλεπίδραση με ένα αρνητικά πολωμένο άτομο άλλου ή του ίδιου μορίου που δεν είναι ομοιοπολικά συνδεδεμένο με αυτό

Α δ- - Η δ+…. Α δ- - Η δ+.

Δηλαδή, συμβαίνει συσχέτιση μορίων. Η σύνδεση των μορίων οδηγεί σε μείωση της πτητικότητας, αύξηση του σημείου βρασμού και της θερμότητας της εξάτμισης και αύξηση του ιξώδους και της διηλεκτρικής σταθεράς των υγρών.

Το νερό είναι μια ιδιαίτερα κατάλληλη ουσία για δεσμούς υδρογόνου επειδή το μόριο του έχει δύο άτομα υδρογόνου και δύο μεμονωμένα ζεύγη στο άτομο οξυγόνου. Αυτό καθορίζει την υψηλή διπολική ροπή του μορίου (μ D = 1,86 D) και την ικανότητα να σχηματίζει τέσσερις δεσμούς υδρογόνου: δύο ως δότης πρωτονίων και δύο ως δέκτης πρωτονίων

(H 2 O….N – O…H 2 O) 2 φορές.

Είναι γνωστό από πειράματα ότι με μια αλλαγή στο μοριακό βάρος στη σειρά των ενώσεων υδρογόνου των στοιχείων της τρίτης και των επόμενων περιόδων, το σημείο βρασμού αυξάνεται. Εάν αυτό το σχέδιο εφαρμόζεται στο νερό, τότε το σημείο βρασμού του δεν πρέπει να είναι 100 0 C, αλλά 280 0 C. Αυτή η αντίφαση επιβεβαιώνει την ύπαρξη δεσμού υδρογόνου στο νερό.

Πειράματα έδειξαν ότι οι μοριακές ενώσεις σχηματίζονται σε υγρό και ιδιαίτερα σε στερεό νερό. Ο πάγος έχει ένα τετραεδρικό κρυσταλλικό πλέγμα. Στο κέντρο του τετραέδρου υπάρχει ένα άτομο οξυγόνου ενός μορίου νερού· στις τέσσερις κορυφές υπάρχουν άτομα οξυγόνου γειτονικών μορίων, τα οποία συνδέονται με δεσμούς υδρογόνου με τους πλησιέστερους γείτονές τους. Στο υγρό νερό, οι δεσμοί υδρογόνου καταστρέφονται μερικώς και στη δομή του υπάρχει μια δυναμική ισορροπία μεταξύ μοριακών συσχετισμών και ελεύθερων μορίων.

Μέθοδος δεσμού σθένους

Η θεωρία των δεσμών σθένους, ή των εντοπισμένων ζευγών ηλεκτρονίων, υποστηρίζει ότι κάθε ζεύγος ατόμων σε ένα μόριο συγκρατείται από ένα ή περισσότερα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων. Στη θεωρία του δεσμού σθένους, ένας χημικός δεσμός εντοπίζεται μεταξύ δύο ατόμων, δηλαδή είναι δύο κέντρου και δύο ηλεκτρονίων.

Η μέθοδος του δεσμού σθένους βασίζεται στις ακόλουθες βασικές αρχές:

Κάθε ζεύγος ατόμων σε ένα μόριο συγκρατείται από ένα ή περισσότερα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων.

Ένας απλός ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται από δύο ηλεκτρόνια με αντιπαράλληλα σπιν που βρίσκονται στα τροχιακά σθένους των ατόμων που συνδέονται.

Όταν σχηματίζεται ένας δεσμός, οι κυματοσυναρτήσεις των ηλεκτρονίων επικαλύπτονται, οδηγώντας σε αύξηση της πυκνότητας ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων και μείωση της συνολικής ενέργειας του συστήματος.

«Χημικός δεσμός» είναι η ενέργεια καταστροφής του πλέγματος σε ιόντα _Ekul = Uresh. Βασικές αρχές της μεθόδου MO. Τύποι επικάλυψης ατομικών AOs. μόρια σύνδεσης και αντιδέσμευσης με συνδυασμό ατομικών τροχιακών s και s pz και pz px και px. H?C? C?H. ? - Συντελεστής απώθησης. Qeff =. Ao. Βασικές θεωρίες χημικών δεσμών.

«Τύποι χημικών δεσμών» - Οι ουσίες με ιοντικούς δεσμούς σχηματίζουν ένα ιοντικό κρυσταλλικό πλέγμα. Άτομα. Ηλεκτραρνητικότητα. Δημοτικό Εκπαιδευτικό Ίδρυμα Λυκείου Νο 18 καθηγήτρια χημείας Καλίνινα Λ.Α. Ιόντα. Για παράδειγμα: Na1+ και Cl1-, Li1+ και F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) . Εάν προστεθούν e -, το ιόν φορτίζεται αρνητικά. Το ατομικό πλαίσιο έχει υψηλή αντοχή.

"The Life of Mendeleev" - 18 Ιουλίου Ο D.I. Mendeleev αποφοίτησε από το γυμνάσιο Tobolsk. 9 Αυγούστου 1850 - 20 Ιουνίου 1855 ενώ σπούδαζε στο Μάιν Παιδαγωγικό Ινστιτούτο. «Αν δεν ξέρεις ονόματα, τότε η γνώση των πραγμάτων θα πεθάνει» K. Liney. Η ζωή και το έργο του D.I. Mendeleev. Ivan Pavlovich Mendeleev (1783 - 1847), πατέρας του επιστήμονα. Ανακάλυψη του περιοδικού νόμου.

«Τύποι χημικών δεσμών» - H3N. Al2O3. Η δομή της ύλης». H2S. MgO. Η2. Cu. Mg S.CS2. Ι. Να γράψετε τους τύπους των ουσιών: 1.γ.Ν.Σ. 2.ς Κ.Π.Σ. 3. με Ι.Σ. Κ.Ν.Σ. NaF. Κ.Κ.Π.Σ. Προσδιορίστε τον τύπο του χημικού δεσμού. Ποιο από τα μόρια αντιστοιχεί στο σχήμα: A A;

"Mendeleev" - Dobereiner's Triads of Elements. Αέρια. Δουλειά. Ζωή και επιστημονικό κατόρθωμα. Περιοδικός πίνακας στοιχείων (μακράς μορφής). «Ο νόμος των οκτάβων» του Newlands Επιστημονική δραστηριότητα. Λύσεις. Ένα νέο στάδιο ζωής. Η δεύτερη εκδοχή του συστήματος στοιχείων του Mendeleev. Μέρος του πίνακα στοιχείων του L. Meyer. Ανακάλυψη του περιοδικού νόμου (1869).

«The Life and Work of Mendeleev» - Ivan Pavlovich Mendeleev (1783 - 1847), ο πατέρας του επιστήμονα. 1834, 27 Ιανουαρίου (6 Φεβρουαρίου) - Ο D.I. Mendeleev γεννήθηκε στην πόλη Tobolsk, στη Σιβηρία. 1907, 20 Ιανουαρίου (2 Φεβρουαρίου) ο D.I. Mendeleev πέθανε από παράλυση καρδιάς. DI. Menedeleev (περιοχή Νότιου Καζακστάν, πόλη Shymkent). Βιομηχανία. Στις 18 Ιουλίου 1849, ο D.I. Mendeleev αποφοίτησε από το γυμνάσιο Tobolsk.

Χαρακτηριστικά των χημικών δεσμών

Το δόγμα των χημικών δεσμών αποτελεί τη βάση όλης της θεωρητικής χημείας. Ως χημικός δεσμός νοείται η αλληλεπίδραση ατόμων που τα συνδέει σε μόρια, ιόντα, ρίζες και κρυστάλλους. Υπάρχουν τέσσερις τύποι χημικών δεσμών: ιοντικό, ομοιοπολικό, μεταλλικό και υδρογόνο. Διαφορετικοί τύποι δεσμών μπορούν να βρεθούν στις ίδιες ουσίες.

1. Σε βάσεις: μεταξύ των ατόμων οξυγόνου και υδρογόνου στις υδροξοομάδες ο δεσμός είναι πολικός ομοιοπολικός και μεταξύ του μετάλλου και της υδροξοομάδας είναι ιοντικός.

2. Σε άλατα οξέων που περιέχουν οξυγόνο: μεταξύ του ατόμου μη μετάλλου και του οξυγόνου του όξινου υπολείμματος - ομοιοπολικό πολικό, και μεταξύ του μετάλλου και του όξινου υπολείμματος - ιοντικό.

3. Στα άλατα αμμωνίου, μεθυλαμμωνίου κ.λπ., μεταξύ των ατόμων αζώτου και υδρογόνου υπάρχει ένα πολικό ομοιοπολικό, και μεταξύ ιόντων αμμωνίου ή μεθυλαμμωνίου και του υπολείμματος οξέος - ιοντικό.

4. Στα υπεροξείδια μετάλλων (για παράδειγμα, Na 2 O 2), ο δεσμός μεταξύ των ατόμων οξυγόνου είναι ομοιοπολικός, μη πολικός και μεταξύ του μετάλλου και του οξυγόνου είναι ιοντικός κ.λπ.

Ο λόγος για την ενότητα όλων των τύπων και τύπων χημικών δεσμών είναι η πανομοιότυπη χημική φύση τους - η αλληλεπίδραση ηλεκτρονίου-πυρηνικής. Ο σχηματισμός ενός χημικού δεσμού σε κάθε περίπτωση είναι το αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης ηλεκτρονίων-πυρηνικών ατόμων, που συνοδεύεται από την απελευθέρωση ενέργειας.

Μέθοδοι σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού

Ομοιοπολικός χημικός δεσμόςείναι ένας δεσμός που προκύπτει μεταξύ των ατόμων λόγω του σχηματισμού κοινών ζευγών ηλεκτρονίων.

Οι ομοιοπολικές ενώσεις είναι συνήθως αέρια, υγρά ή στερεά σχετικά χαμηλής τήξης. Μία από τις σπάνιες εξαιρέσεις είναι το διαμάντι, το οποίο λιώνει πάνω από τους 3.500 °C. Αυτό εξηγείται από τη δομή του διαμαντιού, το οποίο είναι ένα συνεχές πλέγμα ομοιοπολικά συνδεδεμένων ατόμων άνθρακα και όχι μια συλλογή μεμονωμένων μορίων. Στην πραγματικότητα, κάθε κρύσταλλος διαμαντιού, ανεξάρτητα από το μέγεθός του, είναι ένα τεράστιο μόριο.

Ένας ομοιοπολικός δεσμός προκύπτει όταν συνδυάζονται τα ηλεκτρόνια δύο ατόμων μη μετάλλου. Η δομή που προκύπτει ονομάζεται μόριο.

Ο μηχανισμός σχηματισμού ενός τέτοιου δεσμού μπορεί να είναι ανταλλαγή ή δότης-δέκτης.

Στις περισσότερες περιπτώσεις, δύο άτομα με ομοιοπολικό δεσμό έχουν διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα και τα κοινά ηλεκτρόνια δεν ανήκουν εξίσου στα δύο άτομα. Τις περισσότερες φορές είναι πιο κοντά σε ένα άτομο παρά σε ένα άλλο. Σε ένα μόριο υδροχλωρίου, για παράδειγμα, τα ηλεκτρόνια που σχηματίζουν έναν ομοιοπολικό δεσμό βρίσκονται πιο κοντά στο άτομο του χλωρίου επειδή η ηλεκτραρνητικότητα του είναι υψηλότερη από αυτή του υδρογόνου. Ωστόσο, η διαφορά στην ικανότητα προσέλκυσης ηλεκτρονίων δεν είναι αρκετά μεγάλη για να συμβεί πλήρης μεταφορά ηλεκτρονίων από το άτομο υδρογόνου στο άτομο χλωρίου. Επομένως, ο δεσμός μεταξύ ατόμων υδρογόνου και χλωρίου μπορεί να θεωρηθεί ως διασταύρωση μεταξύ ενός ιοντικού δεσμού (πλήρης μεταφορά ηλεκτρονίων) και ενός μη πολικού ομοιοπολικού δεσμού (μια συμμετρική διάταξη ενός ζεύγους ηλεκτρονίων μεταξύ δύο ατόμων). Το μερικό φορτίο των ατόμων συμβολίζεται με το ελληνικό γράμμα δ. Ένας τέτοιος δεσμός ονομάζεται πολικός ομοιοπολικός δεσμός και το μόριο υδροχλωρίου λέγεται ότι είναι πολικό, δηλαδή έχει ένα θετικά φορτισμένο άκρο (άτομο υδρογόνου) και ένα αρνητικά φορτισμένο άκρο (άτομο χλωρίου).

1. Ο μηχανισμός ανταλλαγής λειτουργεί όταν τα άτομα σχηματίζουν κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων συνδυάζοντας ασύζευκτα ηλεκτρόνια.

1) Η2 - υδρογόνο.

Ο δεσμός προκύπτει λόγω του σχηματισμού ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων από τα s-ηλεκτρόνια των ατόμων υδρογόνου (επικαλυπτόμενα s-τροχιακά).

2) HCl - υδροχλώριο.

Ο δεσμός προκύπτει λόγω του σχηματισμού ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων s- και p-ηλεκτρονίων (επικαλυπτόμενα τροχιακά s-p).

3) Cl 2: Σε ένα μόριο χλωρίου, σχηματίζεται ομοιοπολικός δεσμός λόγω μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων p (επικαλυπτόμενα τροχιακά p-p).

4) N ​​2: Στο μόριο του αζώτου, σχηματίζονται τρία κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων.

Μηχανισμός δότη-δέκτη σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού

Δότηςέχει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων αποδέκτης- ελεύθερο τροχιακό που μπορεί να καταλάβει αυτό το ζεύγος. Στο ιόν αμμωνίου, και οι τέσσερις δεσμοί με άτομα υδρογόνου είναι ομοιοπολικοί: τρεις σχηματίστηκαν λόγω της δημιουργίας κοινών ζευγών ηλεκτρονίων από το άτομο αζώτου και τα άτομα υδρογόνου σύμφωνα με τον μηχανισμό ανταλλαγής, ένας - μέσω του μηχανισμού δότη-δέκτη. Οι ομοιοπολικοί δεσμοί ταξινομούνται από τον τρόπο επικάλυψης των τροχιακών ηλεκτρονίων, καθώς και από τη μετατόπισή τους προς ένα από τα συνδεδεμένα άτομα. Οι χημικοί δεσμοί που σχηματίζονται ως αποτέλεσμα επικαλυπτόμενων τροχιακών ηλεκτρονίων κατά μήκος μιας γραμμής δεσμού ονομάζονται σ - συνδέσεις(ομόλογα sigma). Ο δεσμός σίγμα είναι πολύ ισχυρός.

Τα τροχιακά p μπορούν να επικαλύπτονται σε δύο περιοχές, σχηματίζοντας έναν ομοιοπολικό δεσμό μέσω της πλευρικής επικάλυψης.

Οι χημικοί δεσμοί που σχηματίζονται ως αποτέλεσμα της «πλευρικής» επικάλυψης τροχιακών ηλεκτρονίων έξω από τη γραμμή δεσμού, δηλαδή σε δύο περιοχές, ονομάζονται δεσμοί π.

Σύμφωνα με το βαθμό μετατόπισης των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων σε ένα από τα άτομα που συνδέουν, ένας ομοιοπολικός δεσμός μπορεί να είναι πολικός ή μη πολικός. Ένας ομοιοπολικός χημικός δεσμός που σχηματίζεται μεταξύ ατόμων με την ίδια ηλεκτραρνητικότητα ονομάζεται μη πολικός. Τα ζεύγη ηλεκτρονίων δεν μετατοπίζονται προς κανένα από τα άτομα, καθώς τα άτομα έχουν την ίδια ηλεκτραρνητικότητα - την ιδιότητα να προσελκύουν ηλεκτρόνια σθένους από άλλα άτομα. Για παράδειγμα,

δηλ. τα μόρια σχηματίζονται μέσω ενός ομοιοπολικού μη πολικού δεσμού απλές ουσίες-αμέταλλα. Ένας ομοιοπολικός χημικός δεσμός μεταξύ ατόμων στοιχείων των οποίων η ηλεκτραρνητικότητα διαφέρει ονομάζεται πολικός.

Για παράδειγμα, το NH 3 είναι αμμωνία. Το άζωτο είναι πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο από το υδρογόνο, επομένως τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων μετατοπίζονται προς το άτομό του.

Χαρακτηριστικά ενός ομοιοπολικού δεσμού: μήκος και ενέργεια δεσμού

Οι χαρακτηριστικές ιδιότητες ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι το μήκος και η ενέργειά του. Το μήκος του δεσμού είναι η απόσταση μεταξύ των ατομικών πυρήνων. Όσο μικρότερο είναι το μήκος ενός χημικού δεσμού, τόσο ισχυρότερος είναι. Ωστόσο, ένα μέτρο της αντοχής του δεσμού είναι η ενέργεια του δεσμού, η οποία καθορίζεται από την ποσότητα ενέργειας που απαιτείται για τη διάσπαση του δεσμού. Συνήθως μετριέται σε kJ/mol. Έτσι, σύμφωνα με πειραματικά δεδομένα, τα μήκη δεσμών των μορίων H 2, Cl 2 και N 2, αντίστοιχα, είναι 0,074, 0,198 και 0,109 nm, και οι ενέργειες των δεσμών, αντίστοιχα, είναι 436, 242 και 946 kJ/mol.

Ιόντα. Ιοντικός δεσμός

Υπάρχουν δύο κύριες δυνατότητες για ένα άτομο να υπακούσει στον κανόνα της οκτάδας. Το πρώτο από αυτά είναι ο σχηματισμός ιοντικών δεσμών. (Το δεύτερο είναι ο σχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού, ο οποίος θα συζητηθεί παρακάτω). Όταν σχηματίζεται ένας ιονικός δεσμός, ένα άτομο μετάλλου χάνει ηλεκτρόνια και ένα άτομο μη μετάλλου αποκτά ηλεκτρόνια.

Ας φανταστούμε ότι δύο άτομα «συναντιούνται»: ένα άτομο ενός μετάλλου της ομάδας Ι και ένα άτομο μη μετάλλου της ομάδας VII. Ένα άτομο μετάλλου έχει ένα μόνο ηλεκτρόνιο στο εξωτερικό ενεργειακό του επίπεδο, ενώ ένα μη μεταλλικό άτομο δεν έχει απλώς ένα ηλεκτρόνιο για να είναι πλήρες το εξωτερικό του επίπεδο. Το πρώτο άτομο θα δώσει εύκολα στο δεύτερο το ηλεκτρόνιό του, το οποίο βρίσκεται μακριά από τον πυρήνα και είναι ασθενώς συνδεδεμένο με αυτόν, και το δεύτερο θα του παρέχει μια ελεύθερη θέση στο εξωτερικό του ηλεκτρονικό επίπεδο. Τότε το άτομο, που στερείται ένα από τα αρνητικά του φορτία, θα γίνει θετικά φορτισμένο σωματίδιο και το δεύτερο θα μετατραπεί σε αρνητικά φορτισμένο σωματίδιο λόγω του ηλεκτρονίου που προκύπτει. Τέτοια σωματίδια ονομάζονται ιόντα.

Αυτός είναι ένας χημικός δεσμός που εμφανίζεται μεταξύ ιόντων. Οι αριθμοί που δείχνουν τον αριθμό των ατόμων ή των μορίων ονομάζονται συντελεστές και οι αριθμοί που δείχνουν τον αριθμό των ατόμων ή ιόντων σε ένα μόριο ονομάζονται δείκτες.

Μεταλλική σύνδεση

Τα μέταλλα έχουν συγκεκριμένες ιδιότητες, διαφορετική από τις ιδιότητες άλλων ουσιών. Τέτοιες ιδιότητες είναι οι σχετικά υψηλές θερμοκρασίες τήξης, η ικανότητα ανάκλασης του φωτός και η υψηλή θερμική και ηλεκτρική αγωγιμότητα. Αυτά τα χαρακτηριστικά οφείλονται στην ύπαρξη σε μέταλλα ειδικού τύπουσύνδεση - μεταλλική σύνδεση.

Ο μεταλλικός δεσμός είναι ένας δεσμός μεταξύ θετικών ιόντων σε μεταλλικούς κρυστάλλους, που πραγματοποιείται λόγω της έλξης ηλεκτρονίων που κινούνται ελεύθερα σε όλο τον κρύσταλλο. Τα άτομα των περισσότερων μετάλλων στο εξωτερικό επίπεδο περιέχουν μικρό αριθμό ηλεκτρονίων - 1, 2, 3. Αυτά τα ηλεκτρόνια ξεκολλήσει εύκολακαι τα άτομα μετατρέπονται σε θετικά ιόντα. Τα αποσπασμένα ηλεκτρόνια μετακινούνται από το ένα ιόν στο άλλο, δεσμεύοντάς τα σε ένα ενιαίο σύνολο. Συνδέοντας με ιόντα, αυτά τα ηλεκτρόνια σχηματίζουν προσωρινά άτομα, μετά αποσπώνται ξανά και συνδυάζονται με ένα άλλο ιόν, κ.λπ. Μια διαδικασία εμφανίζεται ατελείωτα, η οποία μπορεί να απεικονιστεί σχηματικά ως εξής:

Κατά συνέπεια, στον όγκο του μετάλλου, τα άτομα μετατρέπονται συνεχώς σε ιόντα και αντίστροφα. Ο δεσμός σε μέταλλα μεταξύ ιόντων μέσω κοινών ηλεκτρονίων ονομάζεται μεταλλικός. Ο μεταλλικός δεσμός έχει κάποιες ομοιότητες με τον ομοιοπολικό δεσμό, αφού βασίζεται στην κοινή χρήση εξωτερικών ηλεκτρονίων. Ωστόσο, με έναν ομοιοπολικό δεσμό, τα εξωτερικά ασύζευκτα ηλεκτρόνια μόνο δύο γειτονικών ατόμων μοιράζονται, ενώ με έναν μεταλλικό δεσμό, όλα τα άτομα συμμετέχουν στην κοινή χρήση αυτών των ηλεκτρονίων. Γι' αυτό οι κρύσταλλοι με ομοιοπολικό δεσμό είναι εύθραυστοι, αλλά με μεταλλικό δεσμό, κατά κανόνα, είναι όλκιμοι, ηλεκτρικά αγώγιμοι και έχουν μεταλλική λάμψη.

Η μεταλλική συγκόλληση είναι χαρακτηριστική τόσο των καθαρών μετάλλων όσο και των μιγμάτων διαφόρων μετάλλων - κραμάτων σε στερεά και υγρή κατάσταση. Ωστόσο, στην κατάσταση ατμού, τα άτομα μετάλλου συνδέονται μεταξύ τους με έναν ομοιοπολικό δεσμό (για παράδειγμα, ο ατμός νατρίου γεμίζει λαμπτήρες κίτρινου φωτός για να φωτίσει τους δρόμους των μεγάλων πόλεων). Τα ζεύγη μετάλλων αποτελούνται από μεμονωμένα μόρια (μονατομικά και διατομικά).

Ένας μεταλλικός δεσμός διαφέρει επίσης από έναν ομοιοπολικό δεσμό σε ισχύ: η ενέργειά του είναι 3-4 φορές μικρότερη από την ενέργεια ενός ομοιοπολικού δεσμού.

Η ενέργεια του δεσμού είναι η ενέργεια που απαιτείται για τη διάσπαση ενός χημικού δεσμού σε όλα τα μόρια που αποτελούν ένα γραμμομόριο μιας ουσίας. Οι ενέργειες των ομοιοπολικών και ιοντικών δεσμών είναι συνήθως υψηλές και ανέρχονται σε τιμές της τάξης των 100-800 kJ/mol.

Δεσμός υδρογόνου

Χημικός δεσμός μεταξύ θετικά πολωμένα άτομα υδρογόνου ενός μορίου(ή μέρη αυτού) και αρνητικά πολωμένα άτομα άκρως ηλεκτραρνητικά στοιχείαέχοντας κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων (F, O, N και λιγότερο συχνά S και Cl), ένα άλλο μόριο (ή μέρη του) ονομάζεται υδρογόνο. Ο μηχανισμός σχηματισμού δεσμού υδρογόνου είναι εν μέρει ηλεκτροστατικός, εν μέρει δ τιμητικός-αποδέκτης χαρακτήρας.

Παραδείγματα διαμοριακών δεσμών υδρογόνου:

Με την παρουσία μιας τέτοιας σύνδεσης, ακόμη και ουσίες χαμηλού μοριακού βάρους μπορεί, υπό κανονικές συνθήκες, να είναι υγρά (οινόπνευμα, νερό) ή αέρια που υγροποιούνται εύκολα (αμμωνία, υδροφθόριο). Στα βιοπολυμερή - πρωτεΐνες (δευτερεύουσα δομή) - υπάρχει ένας ενδομοριακός δεσμός υδρογόνου μεταξύ του καρβονυλικού οξυγόνου και του υδρογόνου της αμινομάδας:

Τα μόρια πολυνουκλεοτιδίων - DNA (δεοξυριβονουκλεϊκό οξύ) - είναι διπλές έλικες στις οποίες δύο αλυσίδες νουκλεοτιδίων συνδέονται μεταξύ τους με δεσμούς υδρογόνου. Σε αυτή την περίπτωση, λειτουργεί η αρχή της συμπληρωματικότητας, δηλαδή, αυτοί οι δεσμοί σχηματίζονται μεταξύ ορισμένων ζευγών που αποτελούνται από βάσεις πουρίνης και πυριμιδίνης: η θυμίνη (Τ) βρίσκεται απέναντι από το νουκλεοτίδιο αδενίνης (Α) και η κυτοσίνη (C) βρίσκεται απέναντι. η γουανίνη (G).

Οι ουσίες με δεσμούς υδρογόνου έχουν μοριακά κρυσταλλικά πλέγματα.

Δεν υπάρχει ενοποιημένη θεωρία για τους χημικούς δεσμούς· οι χημικοί δεσμοί χωρίζονται συμβατικά σε ομοιοπολικούς (καθολικός τύπος δεσμού), ιοντικούς (ειδική περίπτωση ομοιοπολικού δεσμού), μεταλλικούς και υδρογόνους.

Ομοιοπολικό δεσμό

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

Σύμφωνα με μεταβολικό μηχανισμόΟ σχηματισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού συμβαίνει λόγω της κοινής χρήσης κοινών ζευγών ηλεκτρονίων. Σε αυτή την περίπτωση, κάθε άτομο τείνει να αποκτήσει ένα κέλυφος αδρανούς αερίου, δηλ. αποκτήσετε ένα ολοκληρωμένο εξωτερικό επίπεδο ενέργειας. Ο σχηματισμός ενός χημικού δεσμού ανά τύπο 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 ατομικής δομής και της κβαντικής μηχανικής, ο σχηματισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού αναπαρίσταται ως η 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 ενέργεια του δεσμού. 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 με πλευρικούς λοβούς, εμφανίζεται ο σχηματισμός δεσμών. Σχηματίζεται δεσμός κάθετος στη γραμμή που συνδέει τους πυρήνες των 2 ατόμων. Ένας και ένας δεσμός είναι ικανοί να σχηματίσουν έναν πολλαπλό (διπλό) ομοιοπολικό δεσμό, χαρακτηριστικό του οργανική ύληκατηγορία αλκενίων, αλκαδιενίων κλπ. Ένας και δύο δεσμοί σχηματίζουν πολλαπλό (τριπλό) ομοιοπολικό δεσμό, χαρακτηριστικό των οργανικών ουσιών της κατηγορίας των αλκυνίων (ακετυλένια).

Σχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού από μηχανισμός δότη-δέκτηΑς δούμε 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 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 ενός 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 δεσμού" - η γωνία μεταξύ των δεσμών).

Ιοντικός δεσμός

Δεν υπάρχουν ενώσεις με καθαρό ιοντικό δεσμό, αν και αυτό νοείται ως μια χημικά συνδεδεμένη κατάσταση ατόμων στην οποία δημιουργείται ένα σταθερό ηλεκτρονικό περιβάλλον του ατόμου όταν η συνολική πυκνότητα ηλεκτρονίων μεταφέρεται πλήρως στο 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

Ιόνείναι ηλεκτρικά φορτισμένα σωματίδια που σχηματίζονται με την αφαίρεση ή την προσθήκη ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο.

Κατά τη μεταφορά ενός ηλεκτρονίου, τα άτομα μετάλλου και μη μετάλλου τείνουν να σχηματίζουν μια σταθερή διαμόρφωση 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 υπάρχουν ιοντικοί δεσμοί στην καθαρή τους μορφή βρίσκονται σε κατάσταση ατμού της ουσίας. Ο ιοντικός δεσμός είναι πολύ ισχυρός και επομένως 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.

Μεταλλική σύνδεση

Ο μεταλλικός δεσμός πραγματοποιείται μόνο σε μέταλλα - αυτή είναι η αλληλεπίδραση που συγκρατεί τα μεταλλικά άτομα σε ένα μόνο πλέγμα. Μόνο τα ηλεκτρόνια σθένους των ατόμων μετάλλου που ανήκουν σε ολόκληρο τον όγκο του συμμετέχουν στο σχηματισμό ενός δεσμού. Στα μέταλλα, τα ηλεκτρόνια απογυμνώνονται συνεχώς από τα άτομα και κινούνται σε όλη τη μάζα του μετάλλου. Τα άτομα μετάλλου, που στερούνται ηλεκτρόνια, μετατρέπονται σε θετικά φορτισμένα ιόντα, τα οποία τείνουν να δέχονται κινούμενα ηλεκτρόνια. 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 θερμότητατήξη και η παρουσία «αερίου ηλεκτρονίων» 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 ενσωματωθεί στα νέφη ηλεκτρονίων άλλων ατόμων και, δεύτερον, έχοντας ένα s-τροχιακό σθένους, το Το άτομο υδρογόνου είναι σε θέση να δεχθεί ένα μοναχικό ζεύγος ηλεκτρονίων ενός ηλεκτραρνητικού ατόμου και να σχηματίσει δεσμό μαζί του μέσω του μηχανισμού δότη-δέκτη.

1. Τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών είναι

5) στα s-στοιχεία

6) στα στοιχεία p

7) σε d-στοιχεία

8) έως f - στοιχεία

2. Πόσα ηλεκτρόνια περιέχουν τα άτομα μετάλλων αλκαλικών γαιών στο εξωτερικό ενεργειακό επίπεδο;

1) Ένα 2) δύο 3) τρία 4) τέσσερα

3. Β χημικές αντιδράσειςεκθέτουν άτομα αλουμινίου

3) Οξειδωτικές ιδιότητες 2) όξινες ιδιότητες

4) 3) αποκαταστατικές ιδιότητες 4) βασικές ιδιότητες

4. Η αλληλεπίδραση του ασβεστίου με το χλώριο είναι αντίδραση

1) Αποσύνθεση 2) ​​σύνδεση 3) αντικατάσταση 4) ανταλλαγή

5. Το μοριακό βάρος του διττανθρακικού νατρίου είναι:

1) 84 2) 87 3) 85 4) 86

3. Ποιο άτομο είναι βαρύτερο - σίδηρος ή πυρίτιο - και κατά πόσο;

4. Προσδιορίστε τα σχετικά μοριακά βάρη απλών ουσιών: υδρογόνο, οξυγόνο, χλώριο, χαλκός, διαμάντι (άνθρακας). Θυμηθείτε ποια από αυτά αποτελούνται από διατομικά μόρια και ποια από άτομα.
5.υπολογίστε τις σχετικές μοριακές μάζες των παρακάτω ενώσεων: διοξείδιο του άνθρακα CO2 θειικό οξύ H2SO4 ζάχαρη C12H22O11 αιθυλική αλκοόλη C2H6O μάρμαρο CaCPO3
6. Στο υπεροξείδιο του υδρογόνου, υπάρχει ένα άτομο υδρογόνου για κάθε άτομο οξυγόνου. Προσδιορίστε τον τύπο του προοξειδίου του υδρογόνου εάν είναι γνωστό ότι το σχετικό μοριακό του βάρος είναι 34. Ποια είναι η αναλογία μάζας υδρογόνου και οξυγόνου σε αυτή την ένωση;
7. Πόσες φορές είναι βαρύτερο ένα μόριο διοξειδίου του άνθρακα από ένα μόριο οξυγόνου;

Παρακαλώ βοηθήστε με, εργασία 8ης τάξης.