Karakteristikat më të rëndësishme të një lidhjeje përfshijnë: gjatësinë, polaritetin, momentin dipol, ngopjen, drejtimin, forcën dhe shumësinë e lidhjeve.

Gjatësia e komunikimitështë distanca midis bërthamave të atomeve në një molekulë. Gjatësia e lidhjes përcaktohet nga madhësia e bërthamave dhe shkalla e mbivendosjes së reve elektronike.

Gjatësia e lidhjes në HF është 0,92∙10 -10, në HCl - 1,28∙10 -10 m. Sa më e fortë të jetë lidhja kimike, aq më e shkurtër është gjatësia e saj.

Këndi i lidhjes (këndi i valencës) quhet këndi ndërmjet vijave imagjinare që kalojnë nëpër bërthamat e atomeve të lidhura kimikisht. ∟HOH=104 0,5; ∟H 2 S \u003d 92,2 0; ∟H 2 S e \u003d 91 0,0.

Karakteristika më e rëndësishme lidhja kimike është energji, duke e përcaktuar atë forcë.

Në mënyrë sasiore, forca e një lidhjeje karakterizohet nga energjia e shpenzuar për thyerjen e saj dhe matet në kJ për 1 mol të një substance.

Prandaj, forca e lidhjes karakterizon në mënyrë sasiore energjinë e sublimimit E subl. substancat dhe energjia e shpërbërjes së një molekule në atomet E diss. . Energjia e sublimimit kuptohet si energjia e shpenzuar për kalimin e një lënde nga një gjendje e ngurtë në atë të gaztë. Për molekulat diatomike, energjia e lidhjes është e barabartë me energjinë e shpërbërjes së molekulës në dy atome.

Për shembull, E diss. (dhe prandaj E St.) në molekulën H 2 është 435 kJ / mol. Në molekulën F 2 \u003d 159 kJ / mol, në molekulën N 2 \u003d 940 kJ / mol.

Për molekulat jo diatomike, por poliatomike të tipit AB, n është energjia mesatare e lidhjes

për shkak të AB n \u003d A + nB.

Për shembull, energjia e absorbuar në proces

është e barabartë me 924 kJ/mol.

Energjia e lidhjes

E OH = = = = 462 kJ/mol.

Përfundimi për strukturën e molekulave dhe strukturën e një lënde bëhet sipas rezultateve të marra metoda të ndryshme. Në këtë rast, informacioni i marrë përdoret jo vetëm në lidhje me gjatësitë dhe energjitë e lidhjeve, këndet e lidhjes, por edhe vetitë e tjera të substancës, të tilla si, për shembull, magnetike, optike, elektrike, termike dhe të tjera.

Grupi i të dhënave të marra eksperimentalisht për strukturën e një substance plotëson dhe përgjithëson rezultatet e metodave të llogaritjes kuanto-kimike që përdorin konceptin e teorisë kuanto-mekanike të lidhjes kimike. Besohet se lidhja kimike kryhet kryesisht nga elektronet e valencës. Për elementet s dhe p, elektronet e valencës janë orbitalet e shtresës së jashtme, dhe për elementet d, elektronet e orbitalës s të shtresës së jashtme dhe orbitalja d e shtresës së jashtme.

Natyra e lidhjes kimike.

Një lidhje kimike formohet vetëm nëse, kur atomet afrohen me njëri-tjetrin, energjia totale e sistemit (E kin. + E tenxhere.) zvogëlohet.

Merrni parasysh natyrën e lidhjes kimike duke përdorur shembullin e jonit molekular të hidrogjenit H 2 + . (Përftohet duke rrezatuar molekulat e hidrogjenit H 2 me elektrone; në një shkarkim gazi). Për një sistem kaq të thjeshtë molekular, ekuacioni i Shrodingerit zgjidhet më saktë.

Në jonin e hidrogjenit H 2 + një elektron lëviz në fushën e dy bërthamave - protoneve. Distanca midis bërthamave është 0,106 nm, energjia e lidhjes (shpërbërja në atomet H dhe joni H +) është 255,7 kJ/mol. Kjo do të thotë, grimca është e fortë.

Në jonin molekular H 2 +, veprojnë forcat elektrostatike të dy llojeve - forcat e tërheqjes së elektronit në të dy bërthamat dhe forcat refuzuese midis bërthamave. Forca refuzuese manifestohet midis bërthamave të ngarkuara pozitivisht H A + dhe H A +, të cilat mund të paraqiten si fig. 3. Forca repulsive tenton të ndajë bërthamat nga njëra-tjetra.

Oriz. 3. Forca e zmbrapsjes (a) dhe e tërheqjes (b) ndërmjet dy bërthamave, që lind kur ato i afrohen njëri-tjetrit në largësi të rendit të madhësisë së atomeve.

Forcat tërheqëse veprojnë midis elektronit të ngarkuar negativisht e - dhe bërthamave të ngarkuara pozitivisht H + dhe H +. Një molekulë formohet nëse rezultanti i forcave të tërheqjes dhe zmbrapsjes është zero, domethënë, zmbrapsja e ndërsjellë e bërthamave duhet të kompensohet nga tërheqja e elektronit ndaj bërthamave. Një kompensim i tillë varet nga vendndodhja e elektronit e - në raport me bërthamat (Fig. 3 b dhe c). Këtu nuk nënkuptojmë pozicionin e një elektroni në hapësirë ​​(që nuk mund të përcaktohet), por probabilitetin e gjetjes së një elektroni në hapësirë. Vendndodhja e densitetit të elektronit në hapësirë, që korrespondon me Fig. 3.b) kontribuon në konvergjencën e bërthamave, dhe fig përkatës. 3.c) - zmbrapsja e bërthamave, pasi në këtë rast forcat e tërheqjes drejtohen në një drejtim dhe nuk kompensohet zmbrapsja e bërthamave. Kështu, ekziston një rajon lidhës kur densiteti i elektronit shpërndahet midis bërthamave dhe një rajon lirues ose kundër lidhjes kur densiteti i elektronit shpërndahet pas bërthamave.

Nëse një elektron hyn në rajonin e lidhjes, atëherë formohet një lidhje kimike. Nëse elektroni hyn në rajonin e lirimit, atëherë nuk formohet asnjë lidhje kimike.

Në varësi të natyrës së shpërndarjes së densitetit të elektroneve në rajonin lidhës, ekzistojnë tre lloje kryesore të lidhjeve kimike: kovalente, jonike dhe metalike. NË formë e pastër këto lidhje nuk ndodhin dhe zakonisht një kombinim i këtyre llojeve të lidhjeve është i pranishëm në përbërje.

Llojet e lidhjeve.

Në kimi dallohen këto lloje të lidhjeve: lidhjet kovalente, jonike, metalike, hidrogjenore, lidhjet van der Waals, lidhjet dhuruese-pranuese dhe lidhjet dhanore.

lidhje kovalente

Kur formohet një lidhje kovalente, atomet ndajnë elektrone me njëri-tjetrin. Një shembull i një lidhje kovalente është një lidhje kimike në një molekulë Cl 2. Lewis (1916) së pari sugjeroi që në një lidhje të tillë secili nga dy atomet e klorit ndan një nga elektronet e tij të jashtme me atomin tjetër të klorit. Për orbitalet atomike të mbivendosura, dy atome duhet të afrohen sa më afër njëri-tjetrit. Një palë elektronesh të përbashkëta formon një lidhje kovalente. Këto elektrone zënë të njëjtën orbitale dhe rrotullimet e tyre drejtohen në drejtime të kundërta.

Kështu, një lidhje kovalente kryhet nga shoqërizimi i elektroneve nga atome të ndryshme si rezultat i çiftëzimit të elektroneve me rrotullime të kundërta.

Një lidhje kovalente është një lloj lidhjeje e përdorur gjerësisht. Një lidhje kovalente mund të ndodhë jo vetëm në molekula, por edhe në kristale. Ndodh midis atomeve identike (në H 2, Cl 2, molekulat e diamantit) dhe midis atomeve të ndryshme (në H 2 O, NH 3 ...)

Mekanizmi i shfaqjes së një lidhjeje kovalente

Le të shqyrtojmë mekanizmin duke përdorur shembullin e formimit të molekulës H2.

H + H \u003d H 2, ∆H \u003d -436 kJ / mol

Bërthama e një atomi të lirë të hidrogjenit është e rrethuar nga një re elektronike sferike simetrike e formuar nga një elektron 1s. Kur atomet i afrohen njëri-tjetrit deri në një distancë të caktuar, retë e tyre elektronike (orbitalet) mbivendosen pjesërisht (Fig. 4).

Oriz. 4. Mekanizmi i formimit të lidhjes në molekulën e hidrogjenit.

Nëse distanca midis bërthamave të atomeve të hidrogjenit që afrohen para prekjes është 0,106 nm, atëherë pas mbivendosjes së reve elektronike, kjo distancë është 0,074 nm.

Si rezultat, një re molekulare me dy elektrone shfaqet midis qendrave të bërthamave, e cila ka densitetin maksimal të elektroneve në hapësirën midis bërthamave. Një rritje në densitetin e ngarkesës negative midis bërthamave favorizon një rritje të fortë të forcave tërheqëse midis bërthamave, gjë që çon në çlirimin e energjisë. Sa më e fortë të jetë lidhja kimike, aq më e madhe është mbivendosja e orbitaleve të elektroneve. Si rezultat i shfaqjes së një lidhjeje kimike midis dy atomeve të hidrogjenit, secili prej tyre arrin konfigurimin elektronik të një atomi gazi fisnik - helium.

Ka dy metoda që shpjegojnë nga pikëpamja mekanike kuantike formimin e një rajoni të mbivendosjes së reve elektronike, dhe formimin e një lidhjeje kovalente, përkatësisht. Njëra prej tyre quhet metoda BC (lidhjet e valencës), tjetra është MO (orbitalet molekulare).

Në metodën e lidhjeve valente, merret parasysh mbivendosja e orbitaleve atomike të një çifti atomesh të zgjedhur. Në metodën MO, molekula konsiderohet si një e tërë dhe shpërndarja e densitetit të elektronit (nga një elektron) shpërndahet në të gjithë molekulën. Nga pozicioni i MO 2H në H 2 janë të lidhura për shkak të tërheqjes së bërthamave në renë elektronike të vendosur midis këtyre bërthamave.

Përshkrim i një lidhje kovalente

Lidhjet përshkruhen në mënyra të ndryshme:

1). Përdorimi i elektroneve si pika

Në këtë rast, formimi i një molekule hidrogjeni tregohet nga diagrami

H∙ + H∙ → H: H

2). Përdorimi i qelizave katrore (orbitalet), si vendosja e dy elektroneve me rrotullime të kundërta në një qelizë kuantike molekulare

Kjo skemë tregon se niveli i energjisë molekulare është më i ulët se nivelet atomike fillestare, që do të thotë se gjendja molekulare e një lënde është më e qëndrueshme se gjendja atomike.

3). Një lidhje kovalente përfaqësohet nga një shirit

Për shembull, N - N. kjo veçori simbolizon një palë elektronesh.

Nëse një lidhje kovalente ka lindur midis atomeve (një çift elektronik i përbashkët), atëherë quhet beqare, nëse më shumë, atëherë një shumëfish dyfishtë(dy çifte elektronike të zakonshme), trefishtë(tre çifte elektronike të përbashkëta). Një lidhje e vetme përfaqësohet nga një vijë, një lidhje e dyfishtë me dy dhe një lidhje e trefishtë me tre.

Një vizë midis atomeve tregon se ata kanë një çift elektronesh të përgjithësuar.

Klasifikimi i lidhjeve kovalente

Në varësi të drejtimit të reve elektronike të mbivendosura, dallohen lidhjet σ-, π-, δ. Lidhja σ lind kur retë elektronike mbivendosen përgjatë boshtit që lidh bërthamat e atomeve që ndërveprojnë.

Shembuj të lidhjes σ:

Oriz. 5. Formimi i lidhjes σ ndërmjet elektroneve s-, p-, d-.

Një shembull i formimit të një lidhje σ kur retë s-s mbivendosen, vërehet në një molekulë hidrogjeni.

π-lidhja kryhet duke mbivendosur retë elektronike në të dy anët e boshtit, duke lidhur bërthamat e atomeve.

Oriz. 6. Formimi i lidhjes π ndërmjet elektroneve p-, d-.

Lidhja δ ndodh kur dy re d-elektroni të vendosura në plane paralele mbivendosen. Lidhja δ është më pak e fortë se lidhja π, dhe lidhja π është më pak e fortë se lidhja σ.

Vetitë e një lidhje kovalente

A). Polariteti.

Ekzistojnë dy lloje të lidhjeve kovalente: jopolare dhe polare.

Në rastin e një lidhje kovalente jopolare, reja elektronike e formuar nga një palë e përbashkët elektronesh shpërndahet në hapësirë ​​në mënyrë simetrike në lidhje me bërthamat e atomeve. Një shembull janë molekulat diatomike të përbëra nga atomet e një elementi: H 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 , F 2 . Çifti i tyre elektronik u përket njëlloj të dy atomeve.

Në rastin e një lidhjeje polare, reja elektronike që formon lidhjen zhvendoset drejt atomit me një elektronegativitet relativ më të lartë.

Shembuj janë molekulat: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3, etj. Merrni parasysh formimin e molekulës HCl, e cila mund të përfaqësohet nga skema e mëposhtme

Çifti elektronik zhvendoset në atomin e klorit, sepse elektronegativiteti relativ i atomit të klorit (2.83) është më i madh se ai i atomit të hidrogjenit (2.1).

b). Ngopshmëria.

Aftësia e atomeve për të marrë pjesë në formimin e një numri të kufizuar lidhjesh kovalente quhet ngopje e një lidhje kovalente. Ngopja e lidhjeve kovalente është për faktin se vetëm elektronet e niveleve të jashtme të energjisë marrin pjesë në bashkëveprimin kimik, domethënë një numër i kufizuar elektronesh.

V) . Orientim dhe hibridizimi i lidhjes kovalente.

Një lidhje kovalente karakterizohet nga orientimi në hapësirë. Kjo shpjegohet me faktin se retë elektronike kanë një formë të caktuar dhe mbivendosja maksimale e tyre është e mundur me një orientim të caktuar hapësinor.

Drejtimi i lidhjes kovalente përcakton strukturën gjeometrike të molekulave.

Për shembull, për ujin, ai ka një formë trekëndore.

Oriz. 7. Struktura hapësinore e molekulës së ujit.

Është vërtetuar eksperimentalisht se në molekulën e ujit H 2 O distanca midis bërthamave të hidrogjenit dhe oksigjenit është 0,096 nm (96 pm). Këndi ndërmjet vijave që kalojnë nëpër bërthama është 104,5 0 . Kështu, molekula e ujit ka një formë këndore dhe struktura e saj mund të shprehet në formën e figurës së paraqitur.

Hibridizimi

Si eksperimentale dhe studimet teorike(Slater, Pauling) gjatë formimit të disa përbërjeve, si BeCl 2 , BeF 2 , BeBr 2 , gjendja e elektroneve valente të një atomi në një molekulë nuk përshkruhet nga funksionet e pastra s-, p-, d-, por nga kombinimet e tyre lineare. Struktura të tilla të përziera quhen orbitale hibride, dhe procesi i përzierjes quhet hibridizim.

Siç tregojnë llogaritjet kuanto-kimike, përzierja e orbitaleve s dhe p të një atomi është një proces i favorshëm për formimin e një molekule. Në këtë rast, çlirohet më shumë energji sesa në formimin e lidhjeve që përfshijnë orbitale të pastra s dhe p. Prandaj, hibridizimi i orbitaleve elektronike të një atomi çon në një rënie të madhe të energjisë së sistemit dhe, në përputhje me rrethanat, në një rritje të stabilitetit të molekulës. Një orbital i hibridizuar është më i zgjatur në njërën anë të bërthamës sesa në anën tjetër. Prandaj, densiteti i elektroneve në rajonin e mbivendosjes së resë hibride do të jetë më i madh se dendësia e elektroneve në rajonin e mbivendosjes së orbitaleve s dhe p veç e veç, si rezultat i së cilës lidhja e formuar nga elektronet e orbitalit hibrid karakterizohet me forcë më të madhe.

Ekzistojnë disa lloje të gjendjeve hibride. Kur orbitalet s dhe p hibridizohen (i quajtur hibridizimi sp), lindin dy orbitale hibride, të vendosura në një kënd prej 180 0 në lidhje me njëra-tjetrën. Në këtë rast, ajo formohet strukturë lineare. Ky konfigurim (strukturë) është i njohur për shumicën e halogjenëve të metaleve të tokës alkaline (për shembull, BeX 2 ku X=Cl, F, Br), d.m.th. këndi i lidhjes është 180 0 С.

Oriz. 8. hibridizimi sp

Një lloj tjetër hibridizimi, i quajtur hibridizimi sp 2 (i formuar nga një s dhe dy orbitale p), çon në formimin e tre orbitaleve hibride, të cilat ndodhen në një kënd prej 120 0 me njëra-tjetrën. Në këtë rast, një strukturë trigonale e një molekule (ose një trekëndëshi i rregullt) formohet në hapësirë. Struktura të tilla njihen për përbërjet BX 3 (X=Cl, F, Br).

Oriz. 9. hibridizimi sp 2.

Jo më pak i zakonshëm është hibridizimi sp 3, i cili formohet nga një s dhe tre orbitale p. Kjo formon katër orbitale hibride të orientuara në hapësirë ​​në mënyrë simetrike me katër kulmet e tetraedronit, domethënë janë të vendosura në një kënd prej 109 0 28 ". Ky pozicion hapësinor quhet tetraedral. Një strukturë e tillë njihet për molekulat NH 3, H 2 O dhe në përgjithësi për elementët e hapësirës në vijim të figurës II.

Oriz. 10. Rregullimi hapësinor i lidhjeve në molekulën e amoniakut,

projektuar në një aeroplan.

Formimi i lidhjeve tetraedrale për shkak të hibridizimit sp 3 mund të përfaqësohet si më poshtë (Fig. 11):

Oriz. 11. Formimi i lidhjeve tetraedrale gjatë hibridizimit sp 3.

Formimi i lidhjeve tetraedrale gjatë hibridizimit sp 3 është paraqitur në fig. 12.

Fig.12. Formimi i lidhjeve tetraedrale gjatë sp 3 - hibridizimi në molekulat CCl 4

Hibridizimi nuk ka të bëjë vetëm me orbitalet s dhe p. Për të shpjeguar elementet stereokimike të III dhe periudhave pasuese, bëhet e nevojshme të ndërtohen orbitalet hibride njëkohësisht duke përfshirë orbitalet s-, p-, d.

Substancat me një lidhje kovalente përfshijnë:

1. komponimet organike;

2. substanca të ngurta dhe të lëngshme në të cilat formohen lidhje midis çifteve të atomeve halogjene, si dhe midis çifteve të atomeve të hidrogjenit, azotit dhe oksigjenit, për shembull, H 2;

3. elementet e grupit VI (për shembull, zinxhirët spirale të teluriumit), elementët e grupit V (për shembull, arseniku), elementët e grupit IV (diamanti, silici, germanium);

4. komponimet që i binden rregullit 8-N (si InSb, CdS, GaAs, CdTe), kur elementet që i formojnë ndodhen në sistemin periodik të Mendelejevit në grupet II-VI, III-V.

NË të ngurta me një lidhje kovalente, struktura të ndryshme kristalore mund të formohen për të njëjtën substancë, energjia lidhëse e së cilës është praktikisht e njëjtë. Për shembull, struktura ZnS mund të jetë kubike (përzierje zinku) ose gjashtëkëndore (wurtzite). Rregullimi i fqinjëve më të afërt në përzierjen e zinkut dhe wurtzitit është i njëjtë, dhe ndryshimi i vetëm dhe i lehtë në energjitë e këtyre dy strukturave përcaktohet nga renditja e atomeve që ndjekin ato më të afërt. Kjo aftësi e disa substancave quhet alotropi ose polimorfizëm. Një shembull tjetër i alotropisë është karbidi i silikonit, i cili ka një numër polititesh të strukturave të ndryshme nga thjesht kubike në gjashtëkëndore. Këto modifikime të shumta kristalore të ZnS, SiC ekzistojnë në temperaturën e dhomës.

Lidhja jonike

Një lidhje jonike është një forcë tërheqëse elektrostatike midis joneve me ngarkesa të kundërta (d.m.th. + dhe -).

Ideja e lidhjes jonike u formua në bazë të ideve të V. Kossel. Ai sugjeroi (1916) që kur dy atome ndërveprojnë, njëri prej tyre heq dorë dhe tjetri pranon elektrone. Kështu, një lidhje jonike formohet si rezultat i transferimit të një ose më shumë elektroneve nga një atom në tjetrin. Për shembull, në klorur natriumi, një lidhje jonike formohet si rezultat i transferimit të një elektroni nga një atom natriumi në një atom klori. Si rezultat i këtij transferimi, formohet një jon natriumi me ngarkesë +1 dhe një jon klori me ngarkesë -1. Ata tërhiqen nga njëri-tjetri nga forcat elektrostatike, duke formuar një molekulë të qëndrueshme. Modeli i transferimit të elektroneve i propozuar nga Kossel bën të mundur shpjegimin e formimit të komponimeve të tilla si fluoridi i litiumit, oksidi i kalciumit dhe oksidi i litiumit.

Komponimet më tipike jonike përbëhen nga kationet metalike që i përkasin grupeve I dhe II të sistemit periodik, dhe anionet e elementeve jometalike që i përkasin grupeve VI dhe VII.

Lehtësia e formimit të një përbërjeje jonike varet nga lehtësia e formimit të kationeve dhe anioneve përbërëse të tij. Lehtësia e formimit është më e lartë, aq më e ulët energjia e jonizimit është atomi që dhuron elektrone (dhuruesi i elektroneve), dhe atomi që pranon elektrone (pranuesi i elektroneve) ka një afinitet më të madh për elektronin. afiniteti i elektroneveështë një masë e aftësisë së një atomi për të pranuar një elektron. Përkufizohet në mënyrë sasiore si ndryshimi i energjisë që ndodh kur një mol anionesh të ngarkuara vetëm formohet nga një mol atomesh. Ky është i ashtuquajturi koncept i "afinitetit të elektronit të parë". Afiniteti i dytë i elektroneve është ndryshimi i energjisë që ndodh kur një mol anionesh të ngarkuar dyfish formohet nga një mol anionesh të ngarkuar vetëm. Këto koncepte, domethënë energjia e jonizimit dhe afiniteti i elektroneve, i referohen substancave të gazta dhe janë karakteristika të atomeve dhe joneve në gjendje të gaztë. Por duhet pasur parasysh se shumica e komponimeve jonike janë më të qëndrueshme në gjendje të ngurtë. Kjo rrethanë shpjegohet me ekzistencën e një rrjete kristalore në gjendjen e tyre të ngurtë. Lind pyetja. Pse, në fund të fundit, përbërjet jonike janë më të qëndrueshme në formën e grilave kristalore, dhe jo në gjendje të gaztë? Përgjigja për këtë pyetje është llogaritja e energjisë së rrjetës kristalore, bazuar në modelin elektrostatik. Përveç kësaj, kjo llogaritje është gjithashtu një test i teorisë së lidhjes jonike.

Për të llogaritur energjinë e rrjetës kristalore, është e nevojshme të përcaktohet puna që duhet shpenzuar për shkatërrimin e rrjetës kristalore me formimin e joneve të gaztë. Për llogaritjen, përdoret koncepti i forcave të tërheqjes dhe zmbrapsjes. Shprehja për energjinë potenciale të bashkëveprimit të joneve të ngarkuara të vetme merret duke mbledhur energjinë e tërheqjes dhe energjinë e zmbrapsjes

E \u003d E inc + E jashtë (1).

Si E prit, energjia e tërheqjes së Kulombit të joneve me shenja të kundërta merret, për shembull, Na + dhe Cl - për përbërjen NaCl

E int \u003d -e 2 / 4pe 0 r (2),

meqenëse shpërndarja e ngarkesës elektronike në shtresën elektronike të mbushur është sferikisht simetrike. Për shkak të zmbrapsjes që ndodh për shkak të parimit Pauli kur lëvozhgat e mbushura të anionit dhe kationit mbivendosen, distanca në të cilën jonet mund të afrohen është e kufizuar. Energjia refuzuese ndryshon me shpejtësi me distancën ndërbërthamore dhe mund të shkruhet si dy shprehjet e mëposhtme të përafërta:

E otm \u003d A / r n (n≈12) (3)

E otm \u003d B ∙ exp (-r / ρ) (4),

ku A dhe B janë konstante, r është distanca midis joneve, ρ është një parametër (gjatësia karakteristike).

Duhet të theksohet se asnjë nga këto shprehje nuk korrespondon me një proces kompleks mekanik kuantik që çon në zmbrapsje.

Pavarësisht nga përafrimi i këtyre formulave, ato lejojnë që dikush të llogarisë me saktësi dhe, në përputhje me rrethanat, të përshkruajë lidhjen kimike në molekulat e komponimeve të tilla jonike si NaCl, KCl, CaO.

Sepse fushe elektrike joni ka simetri sferike (Fig. 13), atëherë lidhja jonike, ndryshe nga lidhja kovalente, nuk ka drejtim. Ndërveprimi i dy joneve të ngarkuar në mënyrë të kundërt kompensohet nga forcat refuzuese vetëm në drejtimin që lidh qendrat e bërthamave të joneve; në drejtime të tjera, fushat elektrike të joneve nuk kompensohen. Prandaj, ata janë në gjendje të ndërveprojnë me jone të tjerë. Kështu, një lidhje jonike nuk ka ngopje.

Oriz. 13. Simetria sferike e fushës elektrostatike

ngarkesa të kundërta.

Për shkak të mosdrejtimit dhe jo të ngopjes së lidhjes jonike, energjikisht është më e favorshme kur çdo jon rrethohet nga numri maksimal jonet e shenjës së kundërt. Për shkak të kësaj, forma më e preferuar e ekzistencës së një përbërjeje jonike është një kristal. Për shembull, në një kristal NaCl, çdo kation ka gjashtë anione si fqinjët më të afërt.

Vetëm në temperatura të larta në gjendje të gaztë përbërjet jonike ekzistojnë në formën e molekulave të pashoqëruara.

Në përbërjet jonike, numri i koordinimit nuk varet nga specifikat e strukturës elektronike të atomeve, si në përbërjet kovalente, por përcaktohet nga raporti i madhësive të joneve. Me raportin rrezet jonike në intervalin 0,41 - 0,73, vërehet koordinim tetëkëndor i joneve, me një raport 0,73-1,37 - koordinim kub etj.

Kështu, në kushte normale, komponimet jonike janë substanca kristalore. Koncepti i molekulave dy-jonike, për shembull, NaCL, CsCl nuk është i zbatueshëm për to. Çdo kristal përbëhet nga një numër i madh jonesh.

Një lidhje jonike mund të përfaqësohet si një lidhje polare kufizuese, për të cilën ngarkesa efektive e një atomi është afër unitetit. Për një lidhje thjesht kovalente jopolare, ngarkesa efektive e atomeve është zero. Në substancat reale, lidhjet thjesht jonike dhe thjesht kovalente janë të rralla. Shumica e komponimeve kanë një natyrë të ndërmjetme të lidhjes midis kovalente jopolare dhe jonike polare. Kjo do të thotë, në këto komponime, lidhja kovalente ka një karakter pjesërisht jonik. Natyra e lidhjeve jonike dhe kovalente në substanca reale është paraqitur në figurën 14.

Oriz. 14. Natyra jonike dhe kovalente e lidhjes.

Përqindja e natyrës jonike të lidhjes quhet shkalla e jonikitetit. Karakterizohet nga ngarkesat efektive të atomeve në molekulë. Shkalla e jonikitetit rritet me rritjen e diferencës në elektronegativitetin e atomeve të tij përbërëse.

lidhje metalike

Në atomet metalike, elektronet e valencës së jashtme mbahen shumë më të dobëta sesa në atomet jometale. Kjo shkakton humbjen e lidhjes së elektroneve me atome individuale për një periudhë mjaft të gjatë kohore dhe socializimin e tyre. Formohet një ansambël i socializuar i elektroneve të jashtme. Ekzistenca e një sistemi të tillë elektronik çon në shfaqjen e forcave që mbajnë jonet pozitive të metaleve në një gjendje të ngushtë, pavarësisht nga ngarkesa e tyre e ngjashme. Një lidhje e tillë quhet lidhje metalike. Një lidhje e tillë është karakteristike vetëm për një metal dhe ekziston në gjendjen e ngurtë dhe të lëngët të materies. Një lidhje metalike është një lloj lidhjeje kimike. Ai bazohet në socializimin e elektroneve të jashtme, të cilat humbasin lidhjen e tyre me atomin dhe për këtë arsye quhen elektrone të lira (Fig. 15).

Oriz. 15. Lidhje metalike.

Dëshmi e ekzistencës lidhje metalike janë faktet e mëposhtme. Të gjitha metalet kanë përçueshmëri e lartë termike dhe përçueshmëri e lartë elektrike, e cila sigurohet nga prania e elektroneve të lira. Për më tepër, e njëjta rrethanë përcakton reflektueshmërinë e mirë të metaleve ndaj rrezatimit të dritës, shkëlqimin dhe errësirën e tyre, duktilitetin e lartë, pozitiv koeficienti i temperaturës rezistenca elektrike.

Stabiliteti i rrjetës kristalore të metaleve nuk mund të shpjegohet me lloje të tilla lidhjesh si jonike dhe kovalente. Lidhja jonike midis atomeve metalike të vendosura në nyjet e rrjetës kristalore është e pamundur, pasi ato kanë të njëjtën ngarkesë. Një lidhje kovalente midis atomeve metalike është gjithashtu e pamundur, pasi çdo atom ka nga 8 deri në 12 fqinjët më të afërt, dhe formimi i lidhjeve kovalente me kaq shumë çifte elektronike të përbashkëta është i panjohur.

Strukturat metalike karakterizohen nga fakti se ato kanë një rregullim mjaft të rrallë atomesh (distancat ndërbërthamore janë të mëdha) dhe numër i madh fqinjët më të afërt të secilit atom në rrjetën kristalore. Tabela 1 liston tre struktura tipike metalike.

Tabela 1

Karakteristikat e strukturave të tre metaleve më të zakonshëm

Shohim që çdo atom merr pjesë në formimin e një numri të madh lidhjesh (për shembull, me 8 atome). Një numër kaq i madh lidhjesh (me 8 ose 12 atome) nuk mund të lokalizohen njëkohësisht në hapësirë. Komunikimi duhet të kryhet për shkak të rezonancës së lëvizjes osciluese të elektroneve të jashtme të secilit atom, si rezultat i së cilës kolektivizimi i të gjitha elektroneve të jashtme të kristalit ndodh me formimin e një gazi elektronik. Në shumë metale, mjafton të merret një elektron nga secili atom për të formuar një lidhje metalike. Kjo është pikërisht ajo që vërehet për litiumin, i cili ka vetëm një elektron në shtresën e jashtme. Një kristal litiumi është një rrjetë jonesh Li + (topa me rreze 0,068 nm) të rrethuar nga një gaz elektronik.

Oriz. 16. Llojet e ndryshme paketim kristali: paketim a-gjashtëkëndor i ngushtë; b - paketim kub me qendër në fytyrë; Paketim B-kubik.

Ka ngjashmëri midis lidhjeve metalike dhe kovalente. Ai qëndron në faktin se të dy llojet e lidhjeve bazohen në socializimin e elektroneve të valencës. Megjithatë, një lidhje kovalente lidh vetëm dy atome fqinje, dhe elektronet e përbashkëta janë në afërsi të atomeve të lidhura. Në një lidhje metalike, disa atome marrin pjesë në socializimin e elektroneve të valencës.

Kështu, koncepti i një lidhjeje metalike është i lidhur pazgjidhshmërisht me konceptin e metaleve si një grup bërthamash jonike të ngarkuara pozitivisht me boshllëqe të mëdha midis joneve të mbushura me gaz elektronik, ndërsa në nivelin makroskopik sistemi mbetet elektrikisht neutral.

Përveç llojeve të lidhjeve kimike të diskutuara më sipër, ekzistojnë lloje të tjera lidhjesh që janë ndërmolekulare: lidhja hidrogjenore, ndërveprimi van der Waals, ndërveprimi dhurues-pranues.

Ndërveprimi dhurues-pranues i molekulave

Mekanizmi i formimit të një lidhje kovalente për shkak të një reje me dy elektrone të një atomi dhe një orbitale të lirë të një tjetri quhet dhurues-pranues. Një atom ose grimcë që siguron një re me dy elektrone për komunikim quhet dhurues. Një atom ose grimcë me një orbital të lirë që pranon këtë çift elektronik quhet pranues.

Llojet kryesore të ndërveprimit ndërmolekular. lidhje hidrogjenore

Midis molekulave të ngopura me valencë, në distanca që tejkalojnë madhësinë e grimcave, mund të shfaqen forca elektrostatike të tërheqjes ndërmolekulare. Ato quhen forcat van der Waals. Ndërveprimi van der Waals ekziston gjithmonë midis atomeve të vendosura ngushtë, por luan një rol të rëndësishëm vetëm në mungesë të mekanizmave më të fortë të lidhjes. Ky ndërveprim i dobët me një energji karakteristike prej 0,2 eV/atom ndodh ndërmjet atomeve neutrale dhe ndërmjet molekulave. Emri i ndërveprimit shoqërohet me emrin e van der Waals, pasi ishte ai që sugjeroi i pari që ekuacioni i gjendjes, duke marrë parasysh ndërveprimin e dobët midis molekulave të gazit, përshkruan vetitë e gazeve reale shumë më mirë sesa ekuacioni i gjendjes së një gazi ideal. Sidoqoftë, natyra e kësaj force tërheqëse u shpjegua vetëm në vitin 1930 nga Londra. Aktualisht, tre llojet e mëposhtme të ndërveprimeve i atribuohen tërheqjes Van der Waals: orientues, induksion, dispersion (efekti i Londrës). Energjia e tërheqjes së van der Waals përcaktohet nga shuma e ndërveprimeve të orientimit, induksionit dhe dispersionit.

E int = E op + E ind + E disp (5).

Ndërveprimi orientues (ose bashkëveprimi dipol-dipol) manifestohet ndërmjet molekulave polare, të cilat, kur afrohen, kthehen (orientohen) drejt njëra-tjetrës me pole të kundërta, në mënyrë që energjia potenciale e sistemit të molekulave të bëhet minimale. Energjia e bashkëveprimit orientues është më e rëndësishme, aq më i madh është momenti dipol i molekulave μ dhe aq më e vogël është distanca l ndërmjet tyre:

E op \u003d - (μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),

ku ε 0 është një konstante elektrike.

Ndërveprimi induktiv shoqërohet me proceset e polarizimit të molekulave nga dipolet përreth. Sa më i rëndësishëm është, aq më i lartë është polarizimi α i molekulës jopolare dhe aq më i madh është momenti dipoli μ i molekulës polare.

E ind \u003d - (αμ 2) / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7).

Polarizueshmëria α e një molekule jopolare quhet polarizueshmëri e deformimit, pasi shoqërohet me deformimin e grimcës, ndërsa μ karakterizon zhvendosjen e resë elektronike dhe bërthamave në raport me pozicionet e tyre të mëparshme.

Ndërveprimi i dispersionit (efekti i Londrës) ndodh në çdo molekulë, pavarësisht nga struktura dhe polariteti i tyre. Për shkak të mospërputhjes së menjëhershme të qendrave të gravitetit të ngarkesave të resë elektronike dhe bërthamave, formohet një dipol i menjëhershëm, i cili shkakton dipole të menjëhershme në grimcat e tjera. Lëvizja e dipoleve të menjëhershme bëhet e koordinuar. Si rezultat, grimcat fqinje përjetojnë tërheqje reciproke. Energjia e ndërveprimit të dispersionit varet nga energjia e jonizimit E I dhe polarizimi i molekulave α

E disp \u003d - (E I 1 ∙ E I 2) ∙ α 1 α 2 / (E I 1 + E I 2) l 6 (8).

Lidhja hidrogjenore ka një karakter të ndërmjetëm midis ndërveprimeve valore dhe ndërmolekulare. Energjia e lidhjes hidrogjenore është e ulët, 8-80 kJ/mol, por është më e lartë se energjia e ndërveprimit van der Waals. Lidhja e hidrogjenit është karakteristikë e lëngjeve të tilla si uji, alkoolet, acidet dhe është për shkak të një atomi hidrogjeni të polarizuar pozitivisht. Madhësia e vogël dhe mungesa e elektroneve të brendshme lejojnë që atomi i hidrogjenit i pranishëm në një lëng në çdo përbërje të hyjë në ndërveprim shtesë me një atom të polarizuar negativisht të një molekule tjetër ose të së njëjtës që nuk është i lidhur në mënyrë kovalente me të.

A δ- - H δ+ .... A δ- - H δ+ .

Kjo do të thotë, ekziston një lidhje e molekulave. Lidhja e molekulave çon në një ulje të paqëndrueshmërisë, një rritje të pikës së vlimit dhe nxehtësisë së avullimit, një rritje të viskozitetit dhe konstantës dielektrike të lëngjeve.

Uji është një substancë veçanërisht e përshtatshme për formimin e lidhjes hidrogjenore, pasi molekula e tij ka dy atome hidrogjeni dhe dy çifte të vetme në atomin e oksigjenit. Kjo shkakton një moment të lartë dipoli të molekulës (μ D = 1,86 D) dhe aftësinë për të formuar katër lidhje hidrogjeni: dy si dhurues proton dhe dy si pranues të protoneve.

(H 2 O .... N - O ... H 2 O) 2 herë.

Nga eksperimentet dihet se me një ndryshim në peshën molekulare në një seri përbërjesh hidrogjeni të elementeve të periudhës së tretë dhe pasuese, rritet pika e vlimit. Nëse ky model zbatohet në ujë, atëherë pika e tij e vlimit nuk duhet të jetë 100 0 C, por 280 0 C. Kjo kontradiktë konfirmon ekzistencën e një lidhje hidrogjeni në ujë.

Eksperimentet kanë treguar se asociacionet molekulare formohen në ujë të lëngshëm dhe veçanërisht në ujë të ngurtë. Akulli ka një rrjetë kristalore tetraedrale. Në qendër të tetrahedronit ekziston një atom oksigjeni i një molekule uji, në katër kulme ka atome oksigjeni të molekulave fqinje, të cilat janë të lidhura me lidhje hidrogjeni me fqinjët e tyre më të afërt. Në ujin e lëngshëm, lidhjet e hidrogjenit janë thyer pjesërisht; në strukturën e tij, vërehet një ekuilibër dinamik midis bashkëpunëtorëve të molekulave dhe molekulave të lira.

Metoda e lidhjes së valencës

Teoria e lidhjeve të valencës, ose çifteve të lokalizuara të elektroneve, supozon se çdo çift atomesh në një molekulë mbahet së bashku nga një ose më shumë çifte elektronesh të përbashkëta. Në paraqitjen e teorisë së lidhjeve valente, një lidhje kimike është e lokalizuar midis dy atomeve, domethënë është dyqendrore dhe dy elektronike.

Metoda e lidhjeve të valencës bazohet në dispozitat kryesore të mëposhtme:

Çdo palë atomesh në një molekulë mbahet së bashku nga një ose më shumë çifte elektronike të përbashkëta;

Një lidhje e vetme kovalente formohet nga dy elektrone me rrotullime antiparalele të vendosura në orbitalet valore të atomeve lidhëse;

Kur formohet një lidhje, funksionet valore të elektroneve mbivendosen, duke çuar në një rritje të densitetit të elektroneve midis atomeve dhe një ulje të energjisë totale të sistemit;

"Lidhja kimike" - energjia e shkatërrimit të grilës në jone _Ecool = Ures. Dispozitat kryesore të metodës MO. Llojet e AO atomike mbivendosen. lidhja dhe lirimi i MO-ve me një kombinim të orbitaleve atomike s dhe s pz dhe pz px dhe px. H?C? C-H. ? - Koeficienti i zmbrapsjes. Qeff =. Ao. Teoritë themelore të lidhjes kimike.

"Llojet e lidhjeve kimike" - Substancat me një lidhje jonike formojnë një rrjetë kristalore jonike. Atomet. Elektronegativiteti. MOU liceu №18 mësuese e kimisë Kalinina L.A. Jonet. Për shembull: Na1+ dhe Cl1-, Li1+ dhe F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) . Nëse e - bashkohet - joni ngarkohet negativisht. Korniza atomike ka forcë të lartë.

"Jeta e Mendelejevit" - Më 18 korrik, D.I. Mendeleev u diplomua në gjimnazin Tobolsk. 9 gusht 1850 - 20 qershor 1855 ndërsa studionte në Main Instituti Pedagogjik. "Nëse nuk i dini emrat, atëherë njohja e gjërave do të vdesë" K. Liney. Jeta dhe vepra e D.I. Mendeleev. Ivan Pavlovich Mendeleev (1783 - 1847), babai i një shkencëtari. Zbulimi i Ligjit Periodik.

"Llojet e lidhjeve kimike" - H3N. Al2O3. Struktura e materies. H2S. MgO. H2. Cu. MgS.CS2. I. Shkruani formulat e substancave: 1.c K.N.S. 2.me K.P.S. 3. me I.S. K.N.S. NaF. C.K.P.S. Përcaktoni llojin e lidhjes kimike. Cila nga molekulat i përgjigjet skemës: A A ?

"Mendeleev" - Triadat e elementeve të Dobereiner. Gazrat. Puna. Jeta dhe arritje shkencore. Sistemi periodik i elementeve (forma e gjatë). Ligji i oktavave të Newlands. Veprimtaria shkencore. Zgjidhjet. Faza e re e jetës. Versioni i dytë i sistemit të elementeve të Mendelejevit. Pjesë e tabelës së elementeve të L. Meyer. Zbulimi i ligjit periodik (1869).

"Jeta dhe vepra e Mendelejevit" - Ivan Pavlovich Mendeleev (1783 - 1847), babai i shkencëtarit. 1834, 27 janar (6 shkurt) - D.I. Mendeleev lindi në qytetin e Tobolsk, në Siberi. 1907, 20 janar (2 shkurt), D.I. Mendeleev vdiq nga dështimi i zemrës. DI. Menedeleev (rajoni i Kazakistanit të Jugut, qyteti Shymkent). Industria. Më 18 korrik 1849, D.I. Mendeleev u diplomua në gjimnazin Tobolsk.

Karakteristikat e lidhjeve kimike

Doktrina e lidhjes kimike është baza e të gjithë kimisë teorike. Një lidhje kimike është një ndërveprim i tillë i atomeve që i lidh ato në molekula, jone, radikale, kristale. Ekzistojnë katër lloje të lidhjeve kimike: jonike, kovalente, metalike dhe hidrogjenore. Lloje të ndryshme lidhjesh mund të përmbahen në të njëjtat substanca.

1. Në bazat: ndërmjet atomeve të oksigjenit dhe hidrogjenit në grupet hidroksore, lidhja është kovalente polare dhe midis metalit dhe grupit hidrokso është jonike.

2. Në kripërat e acideve që përmbajnë oksigjen: midis atomit jometal dhe oksigjenit të mbetjes së acidit - polare kovalente, dhe midis metalit dhe mbetjes acidike - jonike.

3. Në kripërat e amonit, metilamonit etj., ndërmjet atomeve të azotit dhe hidrogjenit - polare kovalente, dhe ndërmjet joneve të amonit ose metilamoniumit dhe mbetjes së acidit - jonike.

4. Në peroksidet e metaleve (për shembull, Na 2 O 2), lidhja midis atomeve të oksigjenit është kovalente jopolare, dhe midis metalit dhe oksigjenit është jonike, etj.

Arsyeja e unitetit të të gjitha llojeve dhe llojeve të lidhjeve kimike është natyra e tyre identike kimike - ndërveprimi elektron-bërthamor. Formimi i një lidhjeje kimike në çdo rast është rezultat i një ndërveprimi elektron-bërthamor të atomeve, i shoqëruar me çlirimin e energjisë.

Metodat për formimin e një lidhje kovalente

lidhje kimike kovalente- kjo është një lidhje që ndodh midis atomeve për shkak të formimit të çifteve të përbashkëta elektronike.

Komponimet kovalente janë zakonisht gazra, lëngje ose lëndë të ngurta me shkrirje relativisht të ulët. Një nga përjashtimet e rralla është diamanti, i cili shkrihet mbi 3500°C. Kjo është për shkak të strukturës së diamantit, i cili është një rrjetë e vazhdueshme e atomeve të karbonit të lidhura në mënyrë kovalente, dhe jo një koleksion i molekulave individuale. Në fakt, çdo kristal diamanti, pavarësisht nga madhësia e tij, është një molekulë e madhe.

Një lidhje kovalente ndodh kur elektronet e dy atomeve jometale bashkohen së bashku. Struktura që rezulton quhet molekulë.

Mekanizmi i formimit të një lidhjeje të tillë mund të jetë shkëmbimi dhe dhurues-pranues.

Në shumicën e rasteve, dy atome të lidhura kovalente kanë elektronegativitet të ndryshëm dhe elektronet e përbashkëta nuk u përkasin të dy atomeve në mënyrë të barabartë. Shumicën e kohës ata janë më afër një atomi sesa me një tjetër. Në një molekulë të klorurit të hidrogjenit, për shembull, elektronet që formojnë një lidhje kovalente janë të vendosura më afër atomit të klorit, pasi elektronegativiteti i tij është më i lartë se ai i hidrogjenit. Sidoqoftë, ndryshimi në aftësinë për të tërhequr elektrone nuk është aq i madh sa të ketë një transferim të plotë të një elektroni nga një atom hidrogjeni në një atom klori. Prandaj, lidhja midis atomeve të hidrogjenit dhe klorit mund të shihet si një kryqëzim midis një lidhjeje jonike (transferim i plotë i elektroneve) dhe një lidhje kovalente jopolare (rregullimi simetrik i një çifti elektronesh midis dy atomeve). Ngarkesa e pjesshme e atomeve shënohet me shkronjën greke δ. Një lidhje e tillë quhet lidhje kovalente polare dhe për molekulën e klorurit të hidrogjenit thuhet se është polare, domethënë ka një fund të ngarkuar pozitivisht (atom hidrogjeni) dhe një fund të ngarkuar negativisht (atom klori).

1. Mekanizmi i shkëmbimit funksionon kur atomet formojnë çifte të përbashkëta elektronike duke kombinuar elektrone të paçiftuara.

1) H2 - hidrogjen.

Lidhja lind për shkak të formimit të një çifti elektronik të përbashkët nga s-elektronet e atomeve të hidrogjenit (mbivendosje e orbitaleve s).

2) HCl - klorur hidrogjeni.

Lidhja lind për shkak të formimit të një çifti elektronik të përbashkët të elektroneve s dhe p (orbitale të mbivendosura s-p).

3) Cl 2: Në molekulën e klorit, formohet një lidhje kovalente për shkak të p-elektroneve të paçiftuara (orbitalet p-p të mbivendosura).

4) N ​​2: Në molekulën e azotit, midis atomeve formohen tre çifte elektronike të zakonshme.

Mekanizmi dhurues-pranues i formimit të lidhjes kovalente

Donator ka një çift elektronik pranues- një orbital i lirë që mund të zërë ky çift. Në jonin e amonit, të katër lidhjet me atomet e hidrogjenit janë kovalente: tre u formuan për shkak të krijimit të çifteve të zakonshme të elektroneve nga atomi i azotit dhe atomet e hidrogjenit nga mekanizmi i shkëmbimit, një - nga mekanizmi dhurues-pranues. Lidhjet kovalente klasifikohen sipas mënyrës së mbivendosjes së orbitaleve të elektroneve, si dhe zhvendosjes së tyre në një nga atomet e lidhur. Lidhjet kimike të formuara si rezultat i mbivendosjes së orbitaleve elektronike përgjatë një linje lidhjeje quhen σ -lidhjet(lidhjet sigma). Lidhja sigma është shumë e fortë.

orbitalet p mund të mbivendosen në dy rajone, duke formuar një lidhje kovalente për shkak të mbivendosjes anësore.

Lidhjet kimike të formuara si rezultat i mbivendosjes "laterale" të orbitaleve të elektroneve jashtë linjës së komunikimit, domethënë në dy rajone, quhen lidhje pi.

Sipas shkallës së zhvendosjes së çifteve të zakonshme të elektroneve në një nga atomet e lidhur prej tyre, një lidhje kovalente mund të jetë polare dhe jopolare. Një lidhje kimike kovalente e formuar midis atomeve me të njëjtin elektronegativitet quhet jopolare. Çiftet e elektroneve nuk zhvendosen në asnjë prej atomeve, pasi atomet kanë të njëjtin elektronegativitet - vetinë e tërheqjes së elektroneve të valencës nga atomet e tjerë në vetvete. Për shembull,

d.m.th., molekulat formohen përmes një lidhje kovalente jopolare substanca të thjeshta- jometalet. Një lidhje kimike kovalente midis atomeve të elementeve elektronegativiteti i të cilave ndryshon quhet polare.

Për shembull, NH 3 është amoniak. Azoti është një element më elektronegativ se hidrogjeni, kështu që çiftet e përbashkëta të elektroneve zhvendosen drejt atomit të tij.

Karakteristikat e një lidhje kovalente: gjatësia dhe energjia e lidhjes

Vetitë karakteristike të një lidhjeje kovalente janë gjatësia dhe energjia e saj. Gjatësia e lidhjes është distanca midis bërthamave të atomeve. Një lidhje kimike është më e fortë sa më e shkurtër të jetë gjatësia e saj. Sidoqoftë, një masë e forcës së lidhjes është energjia e lidhjes, e cila përcaktohet nga sasia e energjisë që kërkohet për të thyer lidhjen. Zakonisht matet në kJ/mol. Kështu, sipas të dhënave eksperimentale, gjatësitë e lidhjeve të molekulave H 2 , Cl 2 dhe N 2 janë përkatësisht 0,074, 0,198 dhe 0,109 nm dhe energjitë e lidhjes janë përkatësisht 436, 242 dhe 946 kJ/mol.

Jonet. Lidhja jonike

Ekzistojnë dy mundësi kryesore që një atom t'i bindet rregullit të oktetit. E para prej tyre është formimi i një lidhjeje jonike. (E dyta është formimi i një lidhjeje kovalente, e cila do të diskutohet më poshtë). Kur formohet një lidhje jonike, një atom metalik humbet elektrone dhe një atom jometal fiton.

Imagjinoni që dy atome "takohen": një atom metali i grupit I dhe një atom jometal i grupit VII. Një atom metali ka një elektron të vetëm në nivelin e tij të jashtëm të energjisë, ndërsa një atomi jometal i mungon vetëm një elektron për të përfunduar nivelin e tij të jashtëm. Atomi i parë do t'i japë lehtësisht elektronit të dytë, i cili është larg nga bërthama dhe i lidhur dobët me të, dhe i dyti do t'i japë një vend të lirë në nivelin e tij të jashtëm elektronik. Atëherë një atom, i privuar nga një nga ngarkesat e tij negative, do të bëhet një grimcë e ngarkuar pozitivisht, dhe e dyta do të kthehet në një grimcë të ngarkuar negativisht për shkak të elektronit të marrë. Grimcat e tilla quhen jone.

Kjo është një lidhje kimike që ndodh midis joneve. Numrat që tregojnë numrin e atomeve ose molekulave quhen koeficientë, dhe numrat që tregojnë numrin e atomeve ose joneve në një molekulë quhen indekse.

lidhje metalike

Metalet kanë vetitë specifike të ndryshme nga vetitë e substancave të tjera. Veti të tilla janë pikat relativisht të larta të shkrirjes, aftësia për të reflektuar dritën dhe përçueshmëri e lartë termike dhe elektrike. Këto karakteristika janë për shkak të ekzistencës në metale lloj i veçantë lidhje - lidhje metalike.

Lidhja metalike - një lidhje midis joneve pozitive në kristalet metalike, e kryer për shkak të tërheqjes së elektroneve që lëvizin lirshëm nëpër kristal. Atomet e shumicës së metaleve në nivelin e jashtëm përmbajnë një numër të vogël elektronesh - 1, 2, 3. Këto elektrone shkëputet lehtë, dhe atomet shndërrohen në jone pozitive. Elektronet e shkëputura lëvizin nga një jon në tjetrin, duke i lidhur ato në një tërësi të vetme. Duke u lidhur me jonet, këto elektrone formojnë përkohësisht atome, pastaj shkëputen përsëri dhe bashkohen me një jon tjetër, etj. Një proces zhvillohet pafundësisht, i cili mund të përshkruhet skematikisht si më poshtë:

Rrjedhimisht, në vëllimin e një metali, atomet shndërrohen vazhdimisht në jone dhe anasjelltas. Lidhja në metale ndërmjet joneve me anë të elektroneve të socializuara quhet metalike. Lidhja metalike ka disa ngjashmëri me lidhjen kovalente, pasi bazohet në socializimin e elektroneve të jashtme. Sidoqoftë, në një lidhje kovalente, elektronet e jashtme të paçiftëzuara të vetëm dy atomeve fqinjë socializohen, ndërsa në një lidhje metalike, të gjithë atomet marrin pjesë në shoqërizimin e këtyre elektroneve. Kjo është arsyeja pse kristalet me lidhje kovalente janë të brishtë, ndërsa ato me lidhje metalike, si rregull, janë plastikë, përçues elektrik dhe kanë një shkëlqim metalik.

Lidhja metalike është karakteristike si për metalet e pastra ashtu edhe për përzierjet e metaleve të ndryshme - lidhjeve që janë në gjendje të ngurtë dhe të lëngët. Megjithatë, në gjendjen e avullit, atomet metalike janë të lidhura së bashku me një lidhje kovalente (për shembull, avulli i natriumit përdoret për të mbushur llambat me dritë të verdhë për të ndriçuar rrugët e qyteteve të mëdha). Çiftet metalike përbëhen nga molekula individuale (monatomike dhe diatomike).

Një lidhje metalike ndryshon nga një lidhje kovalente edhe në forcë: energjia e saj është 3-4 herë më pak se energjia e një lidhjeje kovalente.

Energjia e lidhjes - energjia e nevojshme për të thyer një lidhje kimike në të gjitha molekulat që përbëjnë një mol të një substance. Energjitë e lidhjeve kovalente dhe jonike janë zakonisht të larta dhe janë të rendit 100-800 kJ/mol.

lidhje hidrogjenore

lidhje kimike ndërmjet atomet e hidrogjenit të polarizuar pozitivisht të një molekule(ose pjesë të tyre) dhe atome të polarizuara negativisht të elementeve fort elektronegativë duke pasur çifte elektronike të pajisura (F, O, N dhe më rrallë S dhe Cl), një molekulë tjetër (ose pjesë të saj) quhet hidrogjen. Mekanizmi i formimit të lidhjes hidrogjenore është pjesërisht elektrostatik, pjesërisht personazhi onor-pranues.

Shembuj të lidhjeve ndërmolekulare të hidrogjenit:

Në prani të një lidhjeje të tillë, edhe substancat me peshë të ulët molekulare në kushte normale mund të jenë lëngje (alkool, ujë) ose gazra lehtësisht të lëngshëm (amoniak, fluor hidrogjeni). Në biopolimerët - proteinat (struktura dytësore) - ekziston një lidhje hidrogjenore intramolekulare midis oksigjenit karbonil dhe hidrogjenit të grupit amino:

Molekulat polinukleotide - ADN (acidi deoksiribonukleik) - janë spirale të dyfishta në të cilat dy zinxhirë nukleotidësh janë të lidhur me njëri-tjetrin me lidhje hidrogjeni. Në këtë rast, funksionon parimi i komplementaritetit, d.m.th., këto lidhje formohen midis çifteve të caktuara që përbëhen nga baza purine dhe pirimidine: timina (T) ndodhet kundër nukleotidit të adeninës (A), dhe citozina (C) ndodhet kundër guaninës (G).

Substancat me një lidhje hidrogjeni kanë rrjeta kristalore molekulare.

Nuk ekziston një teori e unifikuar e lidhjes kimike; me kusht, lidhja kimike ndahet në kovalente (lloji universal i lidhjes), jonike (një rast i veçantë i lidhjes kovalente), metalike dhe hidrogjen.

lidhje kovalente

Formimi i një lidhjeje kovalente është i mundur me tre mekanizma: shkëmbim, dhurues-pranues dhe dativ (Lewis).

Sipas mekanizmi i shkëmbimit formimi i një lidhje kovalente ndodh për shkak të socializimit të çifteve të përbashkëta elektronike. Në këtë rast, çdo atom tenton të marrë një guaskë gazi inert, d.m.th. merrni nivelin e përfunduar të energjisë së jashtme. Formimi i një lidhjeje kimike të tipit shkëmbyes përshkruhet duke përdorur formulat Lewis, në të cilat çdo elektron valent i një atomi përfaqësohet me pika (Fig. 1).

Oriz. 1 Formimi i një lidhje kovalente në molekulën e HCl nga mekanizmi i shkëmbimit

Me zhvillimin e teorisë së strukturës së atomit dhe mekanikës kuantike, formimi i një lidhje kovalente paraqitet si një mbivendosje e orbitaleve elektronike (Fig. 2).

Oriz. 2. Formimi i një lidhje kovalente për shkak të mbivendosjes së reve elektronike

Sa më i madh të jetë mbivendosja e orbitaleve atomike, aq më e fortë është lidhja, aq më e shkurtër është gjatësia e lidhjes dhe aq më e madhe është energjia e saj. Një lidhje kovalente mund të formohet duke mbivendosur orbitale të ndryshme. Si rezultat i mbivendosjes së orbitaleve s-s, s-p, si dhe orbitaleve d-d, p-p, d-p nga lobet anësore, formohet një lidhje. pingul me vijën që lidh bërthamat prej 2 atomesh, formohet një lidhje. Lidhja një dhe një është në gjendje të formojë një lidhje kovalente të shumëfishtë (të dyfishtë), karakteristikë e çështje organike klasa e alkeneve, alkadieneve etj. Lidhjet një dhe dy formojnë një lidhje kovalente të shumëfishtë (trefishe), karakteristike për substancat organike të klasës së alkineve (acetilene).

Formimi i një lidhje kovalente mekanizmi dhurues-pranues merrni parasysh shembullin e kationit të amonit:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Atomi i azotit ka një çift elektronesh të lirë (elektrone që nuk përfshihen në formimin e lidhjeve kimike brenda molekulës), dhe kationi i hidrogjenit ka një orbital të lirë, kështu që ata janë përkatësisht dhurues dhe pranues elektronesh.

Le të shqyrtojmë mekanizmin dativ të formimit të një lidhje kovalente duke përdorur shembullin e një molekule klori.

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

Atomi i klorit ka një palë elektronesh të lira dhe orbitale të lira, prandaj mund të shfaqë vetitë e një dhuruesi dhe një pranuesi. Prandaj, kur formohet një molekulë klori, një atom klori vepron si dhurues dhe tjetri si pranues.

Kryesor karakteristikat e lidhjes kovalente janë: ngopja (lidhjet e ngopura krijohen kur një atom i bashkon vetes aq elektrone sa e lejojnë aftësitë e tij valore; lidhjet e pangopura krijohen kur numri i elektroneve të bashkangjitur është më i vogël se aftësitë valore të atomit); drejtimi (kjo vlerë lidhet me gjeometrinë e molekulës dhe konceptin e "këndit të valencës" - këndi midis lidhjeve).

Lidhja jonike

Nuk ka komponime me një lidhje të pastër jonike, megjithëse kjo kuptohet si një gjendje e tillë e lidhur kimikisht e atomeve në të cilën krijohet një mjedis elektronik i qëndrueshëm i atomit me kalimin e plotë të densitetit total të elektronit në një atom të një elementi më elektronegativ. Lidhja jonike është e mundur vetëm midis atomeve të elementeve elektronegative dhe elektropozitive që janë në gjendje të joneve të ngarkuara në mënyrë të kundërt - kationeve dhe anioneve.

PËRKUFIZIM

Jon quhen grimca të ngarkuara elektrike të formuara nga shkëputja ose bashkimi i një elektroni me një atom.

Kur transferoni një elektron, atomet e metaleve dhe jometaleve priren të formojnë një konfigurim të qëndrueshëm të shtresës elektronike rreth bërthamës së tyre. Një atom jometal krijon një guaskë të gazit inert pasues rreth bërthamës së tij, dhe një atom metalik krijon një guaskë të gazit inert të mëparshëm (Fig. 3).

Oriz. 3. Formimi i një lidhjeje jonike duke përdorur shembullin e një molekule klorur natriumi

Molekulat në të cilat ekziston një lidhje jonike në formën e saj të pastër gjenden në gjendjen e avullit të një substance. Lidhja jonike është shumë e fortë, në lidhje me këtë, substancat me këtë lidhje kanë një pikë shkrirjeje të lartë. Ndryshe nga lidhjet kovalente, lidhjet jonike nuk karakterizohen nga drejtimi dhe ngopja, pasi fusha elektrike e krijuar nga jonet vepron në mënyrë të barabartë në të gjithë jonet për shkak të simetrisë sferike.

lidhje metalike

Një lidhje metalike realizohet vetëm në metale - ky është një ndërveprim që mban atomet metalike në një grilë të vetme. Në formimin e lidhjes marrin pjesë vetëm elektronet valente të atomeve të metalit, të cilat i përkasin të gjithë vëllimit të tij. Tek metalet, elektronet shkëputen vazhdimisht nga atomet, të cilët lëvizin në të gjithë masën e metalit. Atomet e metaleve, pa elektrone, kthehen në jone të ngarkuar pozitivisht, të cilët priren të marrin elektrone lëvizëse drejt tyre. Ky proces i vazhdueshëm formon të ashtuquajturin "gaz elektronik" brenda metalit, i cili lidh fort të gjithë atomet e metalit së bashku (Fig. 4).

Lidhja metalike është e fortë, prandaj, metalet karakterizohen nga ngrohjes shkrirja, dhe prania e "gazit elektronik" i jep metaleve lakueshmëri dhe duktilitet.

lidhje hidrogjenore

Një lidhje hidrogjeni është një ndërveprim specifik ndërmolekular, sepse shfaqja dhe forca e tij varen nga natyra kimike e substancës. Formohet midis molekulave në të cilat një atom hidrogjeni është i lidhur me një atom me elektronegativitet të lartë (O, N, S). Shfaqja e një lidhjeje hidrogjeni varet nga dy arsye, së pari, atomi i hidrogjenit i lidhur me një atom elektronegativ nuk ka elektrone dhe mund të futet lehtësisht në retë elektronike të atomeve të tjerë, dhe së dyti, duke pasur një orbitale s valente, atomi i hidrogjenit është në gjendje të pranojë një çift elektronesh të pandarë të një mekanizmi elektronegativ të një atomi elektronegativ me të.

1.Metalet e tokës alkaline janë

5) tek s-elementet

6) te p- elementet

7) te d- elementet

8) tek f - elementet

2. Sa elektrone përmbajnë atomet e metaleve të tokës alkaline në nivelin e jashtëm të energjisë

1) një 2) dy 3) tre 4) katër

3. Në reaksionet kimike ekspozojnë atomet e aluminit

3) Vetitë oksiduese 2) Vetitë e acidit

4) 3) vetitë reduktuese 4) vetitë themelore

4. Ndërveprimi i kalciumit me klorin i referohet reaksioneve

1) Zbërthimet 2) përbërjet 3) zëvendësimet 4) shkëmbimi

5. Pesha molekulare e bikarbonatit të natriumit është:

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

3. Cili atom është më i rëndë - hekuri apo silikoni - dhe sa herë?

4. Përcaktoni peshën molekulare relative të substancave të thjeshta: hidrogjen, oksigjen, klor, bakër, diamant (karbon). Mos harroni se cilat prej tyre përbëhen nga molekula diatomike dhe cilat nga atome.
5. Llogaritni peshën molekulare relative të përbërjeve të mëposhtme dioksid karboni CO2 acid sulfurik H2SO4 sheqer C12H22O11 alkool etilik C2H6O CaCPO3 mermer
6. Në peroksid hidrogjeni, ka një atom hidrogjen për atom oksigjen. Përcaktoni formulën e peroksidit të hidrogjenit nëse dihet se pesha e tij molekulare relative është 34. Cili është raporti masiv i hidrogjenit dhe oksigjenit në këtë përbërje?
7. Sa herë është një molekulë e dioksidit të karbonit më e rëndë se një molekulë oksigjeni?

Ju lutemi ndihmoni, detyrë e klasës së 8-të.