ลักษณะที่สำคัญที่สุดของพันธะประกอบด้วย: ความยาว ขั้ว โมเมนต์ไดโพล ความอิ่มตัว ทิศทาง ความแข็งแรง และความหลายหลากของพันธะ

ความยาวของการสื่อสารคือระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของอะตอมในโมเลกุล ความยาวพันธะถูกกำหนดโดยขนาดของนิวเคลียสและระดับการซ้อนทับกันของเมฆอิเล็กตรอน

ความยาวพันธะใน HF คือ 0.92∙10 -10 ใน HCl - 1.28∙10 -10 ม. ยิ่งพันธะเคมีแข็งแรงมากเท่าใดความยาวก็จะสั้นลงเท่านั้น

มุมพันธะ (มุมเวเลนซ์)เรียกมุมระหว่างเส้นจินตภาพที่ผ่านนิวเคลียสของอะตอมที่มีพันธะเคมี ∟HOH=104 0.5; ∟H 2 S \u003d 92.2 0; ∟H 2 S อี \u003d 91 0.0.

ลักษณะที่สำคัญที่สุดพันธะเคมีคือ พลังงานนิยามมัน ความแข็งแกร่ง.

ในเชิงปริมาณ ความแข็งแรงของพันธะมีลักษณะเฉพาะจากพลังงานที่ใช้ในการทำลายพันธะ และวัดเป็นกิโลจูลต่อ 1 โมลของสาร

ดังนั้น แรงยึดเหนี่ยวจึงแสดงลักษณะเชิงปริมาณของพลังงานระเหิด E subl สารและพลังงานของการแตกตัวของโมเลกุลออกเป็นอะตอม E diss. . เข้าใจว่าพลังงานระเหิดเป็นพลังงานที่ใช้สำหรับการเปลี่ยนสถานะของสารจากสถานะของแข็งเป็นก๊าซ สำหรับโมเลกุลไดอะตอม พลังงานยึดเหนี่ยวจะเท่ากับพลังงานการแยกตัวของโมเลกุลออกเป็นสองอะตอม

ตัวอย่างเช่น E diss (และดังนั้น E St.) ในโมเลกุล H 2 คือ 435 kJ / mol ในโมเลกุล F 2 \u003d 159 kJ / mol ในโมเลกุล N 2 \u003d 940 kJ / mol

สำหรับโมเลกุลที่ไม่ใช่ไดอะตอมมิก แต่เป็นโมเลกุลหลายอะตอมของประเภท AB n คือพลังงานยึดเหนี่ยวเฉลี่ย

เนื่องจาก AB n \u003d A + nB

ตัวอย่างเช่น พลังงานที่ดูดซับในกระบวนการ

เท่ากับ 924 กิโลจูล/โมล

พลังงานพันธะ

E OH = = = = 462 กิโลจูล/โมล

ข้อสรุปเกี่ยวกับโครงสร้างของโมเลกุลและโครงสร้างของสารทำตามผลลัพธ์ที่ได้รับ วิธีการต่างๆ. ในกรณีนี้ ข้อมูลที่ได้รับไม่เพียงแต่ใช้เกี่ยวกับความยาวและพลังงานของพันธะ มุมพันธะ แต่ยังรวมถึงคุณสมบัติอื่นๆ ของสาร เช่น แม่เหล็ก แสง ไฟฟ้า ความร้อน และอื่นๆ

ชุดข้อมูลที่ได้รับจากการทดลองเกี่ยวกับโครงสร้างของสารเสริมและสรุปผลลัพธ์ของวิธีการคำนวณเคมีควอนตัมที่ใช้แนวคิดของทฤษฎีควอนตัมกลศาสตร์ของพันธะเคมี เป็นที่เชื่อกันว่าพันธะเคมีส่วนใหญ่ดำเนินการโดยเวเลนซ์อิเล็กตรอน สำหรับองค์ประกอบ s และ p เวเลนซ์อิเล็กตรอนคือออร์บิทัลของชั้นนอก และสำหรับองค์ประกอบ d คืออิเล็กตรอนของออร์บิทัล s ของชั้นนอกและ d-ออร์บิทัลของชั้นพรี-นอก

ลักษณะของพันธะเคมี

พันธะเคมีจะเกิดขึ้นก็ต่อเมื่อเมื่ออะตอมเข้าใกล้กัน พลังงานทั้งหมดของระบบ (E kin. + E pot.) จะลดลง

พิจารณาลักษณะของพันธะเคมีโดยใช้ตัวอย่างโมเลกุลไฮโดรเจนไอออน H 2 + (ได้จากการฉายรังสีโมเลกุลไฮโดรเจน H 2 ด้วยอิเล็กตรอนในการปล่อยก๊าซ) สำหรับระบบโมเลกุลอย่างง่ายเช่นนี้ สมการชโรดิงเงอร์ได้รับการแก้ไขอย่างแม่นยำที่สุด

ในไฮโดรเจนไอออน H 2 + อิเล็กตรอนหนึ่งตัวเคลื่อนที่ในสนามของนิวเคลียส - โปรตอนสองตัว ระยะห่างระหว่างนิวเคลียสคือ 0.106 นาโนเมตร พลังงานยึดเหนี่ยว (การแยกตัวออกเป็น H อะตอมและ H + ไอออน) คือ 255.7 กิโลจูล/โมล นั่นคืออนุภาคมีความแข็งแรง

ในโมเลกุลไอออน H 2 + แรงไฟฟ้าสถิตของสองประเภททำหน้าที่ - แรงดึงดูดของอิเล็กตรอนไปยังนิวเคลียสทั้งสองและแรงผลักระหว่างนิวเคลียส แรงผลักนั้นแสดงออกมาระหว่างนิวเคลียสที่มีประจุบวก H A + และ H A + ซึ่งสามารถแสดงเป็นรูปต่อไปนี้ 3. แรงผลักกันมีแนวโน้มที่จะแยกนิวเคลียสออกจากกัน

ข้าว. 3. แรงผลัก (a) และแรงดึงดูด (b) ระหว่างสองนิวเคลียส ซึ่งเกิดขึ้นเมื่อพวกมันเข้าใกล้กันในระยะทางตามลำดับขนาดของอะตอม

แรงดึงดูดกระทำระหว่างอิเล็กตรอนที่มีประจุลบ e - กับนิวเคลียสที่มีประจุบวก H + และ H + โมเลกุลจะเกิดขึ้นหากผลของแรงดึงดูดและแรงผลักเป็นศูนย์ นั่นคือแรงผลักซึ่งกันและกันของนิวเคลียสจะต้องได้รับการชดเชยโดยการดึงดูดของอิเล็กตรอนไปยังนิวเคลียส การชดเชยดังกล่าวขึ้นอยู่กับตำแหน่งของอิเล็กตรอน e - เทียบกับนิวเคลียส (รูปที่ 3 b และ c) ในที่นี้เราไม่ได้หมายถึงตำแหน่งของอิเล็กตรอนในอวกาศ (ซึ่งไม่สามารถระบุได้) แต่หมายถึงความน่าจะเป็นที่จะพบอิเล็กตรอนในอวกาศ ตำแหน่งของความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในอวกาศ ซึ่งสอดคล้องกับรูปที่ 3.b) ก่อให้เกิดการบรรจบกันของนิวเคลียสและรูปที่สอดคล้องกัน 3.c) - การผลักของนิวเคลียสเนื่องจากในกรณีนี้แรงดึงดูดจะพุ่งไปในทิศทางเดียวและการผลักของนิวเคลียสจะไม่ได้รับการชดเชย ดังนั้นจึงมีพื้นที่จับเมื่อความหนาแน่นของอิเล็กตรอนถูกกระจายระหว่างนิวเคลียสและบริเวณที่คลายตัวหรือต้านพันธะเมื่อความหนาแน่นของอิเล็กตรอนถูกกระจายไปด้านหลังนิวเคลียส

หากอิเล็กตรอนเข้าสู่บริเวณพันธะ จะเกิดพันธะเคมีขึ้น หากอิเล็กตรอนเข้าสู่บริเวณที่คลายตัว พันธะเคมีจะไม่เกิดขึ้น

ขึ้นอยู่กับธรรมชาติของการกระจายความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในบริเวณที่จับ พันธะเคมีมีสามประเภทหลัก: โควาเลนต์ ไอออนิก และโลหะ ใน รูปแบบที่บริสุทธิ์พันธะเหล่านี้ไม่ได้เกิดขึ้น และโดยปกติแล้วพันธะประเภทนี้จะมีอยู่ในสารประกอบ

ประเภทลิงค์

ในทางเคมี พันธะประเภทต่างๆ มีดังนี้: พันธะโควาเลนต์ ไอออนิก พันธะโลหะ พันธะไฮโดรเจน พันธะแวนเดอร์วาลส์ พันธะผู้ให้-ผู้รับ และพันธะโดยกำเนิด

พันธะโควาเลนต์

เมื่อเกิดพันธะโคเวเลนต์ อะตอมจะแบ่งอิเล็กตรอนให้กัน ตัวอย่างของพันธะโควาเลนต์คือพันธะเคมีในโมเลกุล Cl 2 Lewis (1916) เสนอว่าในพันธะดังกล่าว อะตอมของคลอรีนแต่ละอะตอมจะใช้อิเล็กตรอนวงนอกตัวหนึ่งร่วมกับอะตอมของคลอรีนอีกตัวหนึ่ง สำหรับออร์บิทัลของอะตอมที่ทับซ้อนกัน อะตอมสองอะตอมจะต้องเข้ามาใกล้กันมากที่สุด อิเล็กตรอนคู่ที่ใช้ร่วมกันสร้างพันธะโควาเลนต์ อิเล็กตรอนเหล่านี้อยู่ในวงโคจรเดียวกัน และสปินของพวกมันจะพุ่งไปในทิศทางตรงกันข้าม

ดังนั้น พันธะโควาเลนต์จึงเกิดจากการขัดเกลาอิเล็กตรอนจากอะตอมต่างๆ อันเป็นผลมาจากการจับคู่ของอิเล็กตรอนที่มีสปินตรงข้ามกัน

พันธะโควาเลนต์เป็นพันธะชนิดหนึ่งที่ใช้กันอย่างแพร่หลาย พันธะโควาเลนต์สามารถเกิดขึ้นได้ไม่เฉพาะในโมเลกุลเท่านั้น แต่ยังเกิดในผลึกด้วย มันเกิดขึ้นระหว่างอะตอมที่เหมือนกัน (ใน H 2, Cl 2, โมเลกุลของเพชร) และระหว่างอะตอมที่แตกต่างกัน (ใน H 2 O, NH 3 ... )

กลไกการเกิดพันธะโคเวเลนต์

ให้เราพิจารณากลไกโดยใช้ตัวอย่างการก่อตัวของโมเลกุล H 2

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

นิวเคลียสของอะตอมไฮโดรเจนอิสระล้อมรอบด้วยเมฆอิเล็กตรอนสมมาตรทรงกลมซึ่งเกิดจากอิเล็กตรอน 1 วินาที เมื่ออะตอมเข้าใกล้กันในระยะหนึ่ง เมฆอิเล็กตรอน (วงโคจร) ของพวกมันจะเหลื่อมกันบางส่วน (รูปที่ 4)

ข้าว. 4. กลไกการเกิดพันธะในโมเลกุลไฮโดรเจน

หากระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของอะตอมไฮโดรเจนเข้าใกล้ก่อนสัมผัสคือ 0.106 นาโนเมตร ระยะนี้หลังจากเมฆอิเล็กตรอนซ้อนทับกัน ระยะนี้คือ 0.074 นาโนเมตร

เป็นผลให้เมฆโมเลกุลสองอิเล็กตรอนปรากฏขึ้นระหว่างศูนย์กลางของนิวเคลียส ซึ่งมีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนสูงสุดในช่องว่างระหว่างนิวเคลียส การเพิ่มความหนาแน่นของประจุลบระหว่างนิวเคลียสทำให้แรงดึงดูดระหว่างนิวเคลียสเพิ่มขึ้นอย่างมาก ซึ่งนำไปสู่การปลดปล่อยพลังงาน ยิ่งพันธะเคมีแข็งแรงเท่าใด การทับซ้อนกันของออร์บิทัลของอิเล็กตรอนก็จะยิ่งมากขึ้นเท่านั้น อันเป็นผลมาจากการเกิดพันธะเคมีระหว่างอะตอมไฮโดรเจนสองอะตอม แต่ละอะตอมถึงการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของก๊าซมีตระกูล - ฮีเลียม

มีสองวิธีที่อธิบายจากมุมมองเชิงกลควอนตัมของการก่อตัวของพื้นที่ทับซ้อนของเมฆอิเล็กตรอน และการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์ ตามลำดับ วิธีหนึ่งเรียกว่าวิธี BC (พันธะเวเลนซ์) อีกวิธีหนึ่งคือ MO (ออร์บิทัลโมเลกุล)

ในวิธีการของพันธะวาเลนซ์ จะพิจารณาการทับซ้อนกันของออร์บิทัลอะตอมของอะตอมคู่ที่เลือก ในวิธี MO จะพิจารณาโมเลกุลทั้งหมดและการกระจายความหนาแน่นของอิเล็กตรอน (จากอิเล็กตรอนหนึ่งตัว) จะกระจายไปทั่วโมเลกุลทั้งหมด จากตำแหน่งของ MO 2H ใน H 2 นั้นเชื่อมต่อกันเนื่องจากการดึงดูดของนิวเคลียสกับเมฆอิเล็กตรอนที่อยู่ระหว่างนิวเคลียสเหล่านี้

การแสดงภาพของพันธะโควาเลนต์

ลิงก์จะแสดงในรูปแบบต่างๆ:

1). โดยใช้อิเล็กตรอนเป็นจุด

ในกรณีนี้ แผนภาพแสดงการก่อตัวของโมเลกุลไฮโดรเจน

H∙ + H∙ → H: H

2). การใช้เซลล์สี่เหลี่ยม (ออร์บิทัล) เช่นการวางอิเล็กตรอนสองตัวที่มีการหมุนตรงข้ามกันในเซลล์ควอนตัมโมเลกุลเดียว

โครงร่างนี้แสดงให้เห็นว่าระดับพลังงานโมเลกุลต่ำกว่าระดับอะตอมเริ่มต้น ซึ่งหมายความว่าสถานะโมเลกุลของสารมีความเสถียรมากกว่าสถานะอะตอม

3). พันธะโควาเลนต์แสดงด้วยแท่ง

ตัวอย่างเช่น N - N คุณลักษณะนี้เป็นสัญลักษณ์ของอิเล็กตรอนคู่หนึ่ง

ถ้ามีพันธะโคเวเลนต์เกิดขึ้นระหว่างอะตอม (อิเล็กตรอนร่วมหนึ่งคู่) ก็จะเรียกว่า เดี่ยว, ถ้ามากกว่านั้น , ทวีคูณ สองเท่า(คู่อิเล็กตรอนทั่วไปสองคู่) สาม(อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันสามคู่) พันธะเดี่ยวแทนด้วยเส้นเดียว พันธะคู่คูณสอง และพันธะสามคูณสาม

เส้นประระหว่างอะตอมแสดงให้เห็นว่าพวกมันมีอิเล็กตรอนคู่หนึ่ง

การจำแนกประเภทของพันธะโควาเลนต์

พันธะ σ-, π-, δ ขึ้นอยู่กับทิศทางของเมฆอิเล็กตรอนที่ทับซ้อนกัน พันธะ σ เกิดขึ้นเมื่อเมฆอิเล็กตรอนทับซ้อนกันตามแนวแกนที่เชื่อมต่อนิวเคลียสของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์

ตัวอย่างของ σ-บอนด์:

ข้าว. 5. การก่อตัวของพันธะ σ ระหว่าง s-, p-, d- อิเล็กตรอน

ตัวอย่างของการก่อตัวของพันธะ σ เมื่อเมฆ s-s ทับซ้อนกันนั้นสังเกตได้ในโมเลกุลไฮโดรเจน

พันธะ π เกิดจากเมฆอิเล็กตรอนที่ทับซ้อนกันทั้งสองด้านของแกน เชื่อมต่อนิวเคลียสของอะตอม

ข้าว. 6. การก่อตัวของพันธะ π ระหว่าง p-, d- อิเล็กตรอน

พันธะ δ เกิดขึ้นเมื่อเมฆดีอิเล็กตรอนสองตัวที่อยู่ในระนาบขนานทับซ้อนกัน พันธะ δ มีความแข็งแรงน้อยกว่าพันธะ π และพันธะ π มีความแข็งแรงน้อยกว่าพันธะ σ

คุณสมบัติของพันธะโควาเลนต์

ก). ขั้ว

พันธะโควาเลนต์มี 2 ประเภทคือแบบไม่มีขั้วและแบบมีขั้ว

ในกรณีของพันธะโควาเลนต์ไม่มีขั้ว เมฆอิเล็กตรอนที่เกิดจากอิเล็กตรอนคู่หนึ่งจะกระจายตัวในอวกาศอย่างสมมาตรตามนิวเคลียสของอะตอม ตัวอย่างคือโมเลกุลไดอะตอมที่ประกอบด้วยอะตอมของธาตุหนึ่งชนิด: H 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 , F 2 . คู่อิเล็กตรอนของพวกมันเป็นของอะตอมทั้งสองเท่าๆ กัน

ในกรณีของพันธะที่มีขั้ว เมฆอิเล็กตรอนที่ก่อตัวเป็นพันธะจะถูกเคลื่อนเข้าหาอะตอมโดยมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตี้สัมพัทธ์สูงกว่า

ตัวอย่างคือโมเลกุล: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3 เป็นต้น พิจารณาการก่อตัวของโมเลกุล HCl ซึ่งสามารถแสดงได้ด้วยโครงร่างต่อไปนี้

คู่อิเล็กตรอนถูกเลื่อนไปยังอะตอมของคลอรีน เนื่องจาก อิเล็กโทรเนกาติวิตีสัมพัทธ์ของอะตอมคลอรีน (2.83) มากกว่าของอะตอมไฮโดรเจน (2.1)

ข). ความอิ่มตัว

ความสามารถของอะตอมในการสร้างพันธะโควาเลนต์จำนวนจำกัดเรียกว่าความอิ่มตัวของพันธะโควาเลนต์ ความอิ่มตัวของพันธะโควาเลนต์เกิดจากการที่อิเล็กตรอนในระดับพลังงานภายนอกเท่านั้นที่มีส่วนร่วมในปฏิสัมพันธ์ทางเคมี นั่นคือ อิเล็กตรอนจำนวนจำกัด

วี) . ปฐมนิเทศและการผสมพันธุ์ของพันธะโควาเลนต์

พันธะโควาเลนต์มีลักษณะเฉพาะโดยการวางแนวในอวกาศ สิ่งนี้อธิบายได้จากความจริงที่ว่าเมฆอิเล็กตรอนมีรูปร่างที่แน่นอนและการทับซ้อนกันสูงสุดเป็นไปได้ด้วยการวางแนวเชิงพื้นที่ที่แน่นอน

ทิศทางของพันธะโควาเลนต์จะเป็นตัวกำหนดโครงสร้างทางเรขาคณิตของโมเลกุล

ตัวอย่างเช่นสำหรับน้ำจะมีรูปสามเหลี่ยม

ข้าว. 7. โครงสร้างเชิงพื้นที่ของโมเลกุลน้ำ

จากการทดลองพบว่าในโมเลกุลของน้ำ H 2 O มีระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของไฮโดรเจนและออกซิเจนเท่ากับ 0.096 นาโนเมตร (96 น.) มุมระหว่างเส้นที่ผ่านนิวเคลียสคือ 104.5 0 . ดังนั้นโมเลกุลของน้ำจึงมีรูปร่างเชิงมุมและสามารถแสดงโครงสร้างของมันได้ในรูปแบบของรูปที่นำเสนอ

การผสมพันธุ์

เป็นการทดลองและ การศึกษาเชิงทฤษฎี(สเลเตอร์, พอลลิง) ในระหว่างการก่อตัวของสารประกอบบางอย่าง เช่น BeCl 2 , BeF 2 , BeBr 2 สถานะของเวเลนต์อิเล็กตรอนของอะตอมในโมเลกุลไม่ได้อธิบายด้วยฟังก์ชัน s-, p-, d-wave บริสุทธิ์ แต่เกิดจากการรวมเชิงเส้นของพวกมัน โครงสร้างแบบผสมดังกล่าวเรียกว่า ไฮบริดออร์บิทัล และกระบวนการผสมเรียกว่า ไฮบริไดเซชัน

ดังที่การคำนวณทางเคมีควอนตัมแสดงให้เห็น การผสมของ s- และ p-orbitals ของอะตอมเป็นกระบวนการที่เอื้ออำนวยต่อการก่อตัวของโมเลกุล ในกรณีนี้ พลังงานจะถูกปล่อยออกมามากกว่าการก่อตัวของพันธะที่เกี่ยวข้องกับ s- และ p-orbitals บริสุทธิ์ ดังนั้นการผสมพันธุ์ของออร์บิทัลอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมทำให้พลังงานของระบบลดลงอย่างมากและทำให้ความเสถียรของโมเลกุลเพิ่มขึ้น ออร์บิทัลแบบไฮบริดจะยืดออกที่ด้านหนึ่งของนิวเคลียสมากกว่าอีกด้านหนึ่ง ดังนั้นความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในบริเวณที่ทับซ้อนกันของไฮบริดคลาวด์จะมากกว่าความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในบริเวณที่ทับซ้อนกันของ s- และ p-orbitals แยกกัน ซึ่งเป็นผลมาจากพันธะที่เกิดจากอิเล็กตรอนของไฮบริดออร์บิทัลนั้นมีความแข็งแรงมากกว่า

สถานะไฮบริดมีหลายประเภท เมื่อ s- และ p-orbitals ไฮบริไดเซชัน (เรียกว่า sp ไฮบริไดเซชัน) ออร์บิทัลไฮบริดสองวงจะเกิดขึ้น ซึ่งทำมุม 180 0 สัมพันธ์กัน ในกรณีนี้จะเป็นรูปแบบ โครงสร้างเชิงเส้น. โครงแบบ (โครงสร้าง) นี้เป็นที่รู้จักสำหรับเฮไลด์โลหะอัลคาไลน์เอิร์ธส่วนใหญ่ (เช่น BeX 2 โดยที่ X=Cl, F, Br) เช่น มุมเชื่อมต่อคือ 180 0 С

ข้าว. 8. การผสมพันธุ์ sp

การผสมพันธุ์อีกประเภทหนึ่งเรียกว่า sp 2 hybridization (เกิดจากหนึ่ง s และสอง p วงโคจร) นำไปสู่การก่อตัวของวงโคจรลูกผสมสามวงซึ่งตั้งอยู่ที่มุม 120 0 ซึ่งกันและกัน ในกรณีนี้ โครงสร้างตรีโกณมิติของโมเลกุล (หรือสามเหลี่ยมปกติ) ก่อตัวขึ้นในอวกาศ โครงสร้างดังกล่าวเป็นที่รู้จักสำหรับสารประกอบ BX 3 (X=Cl, F, Br)

ข้าว. 9. sp 2 การผสมพันธุ์

การผสมพันธุ์แบบ sp 3 ไม่ใช่เรื่องธรรมดาที่เกิดขึ้นจากหนึ่ง s และสาม p ออร์บิทัล สิ่งนี้สร้างวงโคจรไฮบริดสี่วงที่มุ่งเน้นในอวกาศอย่างสมมาตรกับจุดยอดทั้งสี่ของจัตุรมุขนั่นคือตั้งอยู่ที่มุม 109 0 28 " ตำแหน่งเชิงพื้นที่นี้เรียกว่าจัตุรมุข โครงสร้างดังกล่าวเป็นที่รู้จักสำหรับโมเลกุล NH 3, H 2 O และโดยทั่วไปสำหรับองค์ประกอบของช่วงเวลา II แผนผังลักษณะที่ปรากฏในอวกาศสามารถแสดงได้ในรูปต่อไปนี้

ข้าว. 10. การจัดเรียงเชิงพื้นที่ของพันธะในโมเลกุลแอมโมเนีย

ฉายบนเครื่องบิน

การก่อตัวของพันธะ tetrahedral เนื่องจากการผสมพันธุ์ sp 3 สามารถแสดงได้ดังนี้ (รูปที่ 11):

ข้าว. 11. การก่อตัวของพันธะ tetrahedral ระหว่างการผสมพันธุ์ sp 3

การก่อตัวของพันธะ tetrahedral ระหว่างการผสมพันธุ์ sp 3 แสดงในรูปที่ 12.

รูปที่ 12 การก่อตัวของพันธะ tetrahedral ระหว่าง sp 3 - การผสมพันธุ์เป็นโมเลกุล CCl 4

การผสมพันธุ์ไม่ได้เกี่ยวข้องกับ s- และ p-orbitals เท่านั้น เพื่ออธิบายองค์ประกอบสเตอรีโอเคมีของ III และช่วงต่อๆ ไป จำเป็นต้องสร้างออร์บิทัลแบบไฮบริดพร้อมกัน รวมทั้ง s-, p-, d-ออร์บิทัล

สารที่มีพันธะโควาเลนต์ ได้แก่

1. สารประกอบอินทรีย์

2. สารที่เป็นของแข็งและของเหลวซึ่งเกิดพันธะระหว่างอะตอมของฮาโลเจนคู่หนึ่งรวมถึงระหว่างอะตอมของไฮโดรเจนไนโตรเจนและออกซิเจนเช่น H 2

3. องค์ประกอบของกลุ่ม VI (เช่น โซ่เกลียวของเทลลูเรียม) องค์ประกอบของกลุ่ม V (เช่น สารหนู) องค์ประกอบของกลุ่ม IV (เพชร ซิลิกอน เจอร์เมเนียม)

4. สารประกอบที่เป็นไปตามกฎ 8-N (เช่น InSb, CdS, GaAs, CdTe) เมื่อองค์ประกอบที่ก่อตัวขึ้นนั้นอยู่ในตารางธาตุของ Mendeleev ในกลุ่ม II-VI, III-V

ใน ของแข็งด้วยพันธะโควาเลนต์ โครงสร้างผลึกต่างๆ สามารถก่อตัวขึ้นสำหรับสารชนิดเดียวกัน ซึ่งพลังงานยึดเหนี่ยวของสารนั้นแทบจะเท่ากัน ตัวอย่างเช่น โครงสร้าง ZnS สามารถเป็นลูกบาศก์ (ผสมสังกะสี) หรือหกเหลี่ยม (wurtzite) การจัดเรียงตัวของเพื่อนบ้านที่ใกล้ที่สุดในซิงค์เบลนด์และวูร์ตไซต์นั้นเหมือนกัน และความแตกต่างเพียงเล็กน้อยในพลังงานของโครงสร้างทั้งสองนี้ถูกกำหนดโดยการจัดเรียงของอะตอมที่อยู่ถัดจากสิ่งที่ใกล้ที่สุด ความสามารถของสารบางชนิดนี้เรียกว่า allotropy หรือ polymorphism อีกตัวอย่างหนึ่งของ allotropy คือซิลิกอนคาร์ไบด์ซึ่งมีโพลีไทต์หลายตัวในโครงสร้างต่างๆ ตั้งแต่ลูกบาศก์ล้วนไปจนถึงหกเหลี่ยม การดัดแปลงผลึกจำนวนมากของ ZnS, SiC มีอยู่ที่อุณหภูมิห้อง

พันธะไอออนิก

พันธะไอออนิกคือแรงดึงดูดทางไฟฟ้าสถิตระหว่างไอออนที่มีประจุตรงข้ามกัน (เช่น + และ −)

แนวคิดเรื่องพันธะไอออนิกเกิดขึ้นจากแนวคิดของ V. Kossel เขาเสนอ (1916) ว่าเมื่ออะตอม 2 อะตอมมีปฏิสัมพันธ์กัน อะตอมหนึ่งจะยอมแพ้และอีกอะตอมหนึ่งจะรับอิเล็กตรอน ดังนั้น พันธะไอออนิกจึงเกิดขึ้นจากการถ่ายโอนอิเล็กตรอนหนึ่งตัวหรือมากกว่าจากอะตอมหนึ่งไปยังอีกอะตอมหนึ่ง ตัวอย่างเช่น ในโซเดียมคลอไรด์ พันธะไอออนิกจะเกิดขึ้นจากการถ่ายโอนอิเล็กตรอนจากอะตอมของโซเดียมไปยังอะตอมของคลอรีน จากการถ่ายโอนนี้ทำให้เกิดโซเดียมไอออนที่มีประจุ +1 และคลอรีนไอออนที่มีประจุ -1 พวกมันดึงดูดกันด้วยแรงไฟฟ้าสถิต ก่อตัวเป็นโมเลกุลที่เสถียร แบบจำลองการถ่ายโอนอิเล็กตรอนที่เสนอโดย Kossel ทำให้สามารถอธิบายการก่อตัวของสารประกอบเช่นลิเธียมฟลูออไรด์ แคลเซียมออกไซด์ และลิเธียมออกไซด์

สารประกอบไอออนิกทั่วไปส่วนใหญ่ประกอบด้วยไอออนบวกโลหะที่อยู่ในหมู่ I และ II ของระบบธาตุ และประจุลบของธาตุอโลหะที่อยู่ในหมู่ VI และ VII

ความง่ายในการก่อตัวของสารประกอบไอออนิกขึ้นอยู่กับความง่ายในการก่อตัวของไอออนบวกและแอนไอออนที่เป็นส่วนประกอบ ความง่ายในการก่อตัวสูงขึ้น พลังงานไอออไนเซชันยิ่งต่ำ อะตอมที่รับอิเล็กตรอน (ผู้บริจาคอิเล็กตรอน) และอะตอมที่รับอิเล็กตรอน (ตัวรับอิเล็กตรอน) จะมีค่าสัมพรรคภาพกับอิเล็กตรอนมากกว่า ความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนเป็นการวัดความสามารถของอะตอมในการรับอิเล็กตรอน มันถูกกำหนดในเชิงปริมาณเป็นการเปลี่ยนแปลงพลังงานที่เกิดขึ้นเมื่อหนึ่งโมลของแอนไอออนที่มีประจุเดี่ยวก่อตัวขึ้นจากอะตอมหนึ่งโมล นี่คือแนวคิดที่เรียกว่า "ความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนตัวแรก" สัมพรรคภาพของอิเล็กตรอนตัวที่สองคือการเปลี่ยนแปลงพลังงานที่เกิดขึ้นเมื่อหนึ่งโมลของแอนไอออนที่มีประจุสองเท่าเกิดขึ้นจากแอนไอออนที่มีประจุเดี่ยวหนึ่งโมล แนวคิดเหล่านี้ ซึ่งก็คือพลังงานไอออไนเซชันและความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน หมายถึงสารที่เป็นก๊าซและเป็นลักษณะของอะตอมและไอออนในสถานะก๊าซ แต่ควรระลึกไว้เสมอว่าสารประกอบไอออนิกส่วนใหญ่มีความเสถียรมากที่สุดในสถานะของแข็ง สถานการณ์นี้อธิบายได้จากการมีอยู่ของตาข่ายคริสตัลในสถานะของแข็ง คำถามเกิดขึ้น เหตุใดสารประกอบไอออนิกจึงมีความเสถียรมากกว่าในรูปของโครงผลึกและไม่อยู่ในสถานะก๊าซ คำตอบสำหรับคำถามนี้คือการคำนวณพลังงานของโครงผลึกตามแบบจำลองไฟฟ้าสถิต นอกจากนี้ การคำนวณนี้ยังเป็นการทดสอบทฤษฎีพันธะไอออนิกอีกด้วย

ในการคำนวณพลังงานของตาข่ายคริสตัลจำเป็นต้องกำหนดงานที่ต้องใช้ในการทำลายตาข่ายคริสตัลด้วยการก่อตัวของไอออนก๊าซ สำหรับการคำนวณจะใช้แนวคิดของแรงดึงดูดและแรงผลัก การแสดงออกของพลังงานศักย์ของอันตรกิริยาของไอออนที่มีประจุเดี่ยวนั้นได้มาจากการรวมพลังงานของแรงดึงดูดและพลังงานของแรงผลัก

E \u003d E inc + E ออก (1)

ในฐานะที่เป็น E prit พลังงานของการดึงดูดของคูลอมบ์ของไอออนของสัญญาณตรงข้ามจะถูกนำมาใช้เช่น Na + และ Cl - สำหรับสารประกอบ NaCl

E int \u003d -e 2 / 4πε 0 r (2),

เนื่องจากการกระจายของประจุไฟฟ้าในเปลือกอิเล็กตรอนที่ถูกเติมนั้นมีความสมมาตรเป็นทรงกลม เนื่องจากแรงผลักที่เกิดขึ้นตามหลักการของเพาลีเมื่อเปลือกที่เต็มไปด้วยไอออนและไอออนบวกซ้อนทับกัน ระยะทางที่ไอออนสามารถเข้าใกล้ได้จึงจำกัด พลังงานขับไล่เปลี่ยนแปลงอย่างรวดเร็วตามระยะทางระหว่างนิวเคลียร์ และสามารถเขียนเป็นนิพจน์โดยประมาณสองนิพจน์ต่อไปนี้:

E otm \u003d A / r n (n≈12) (3)

E otm \u003d B ∙ ประสบการณ์ (-r / ρ) (4),

โดยที่ A และ B เป็นค่าคงที่ r คือระยะห่างระหว่างไอออน ρ คือพารามิเตอร์ (ความยาวลักษณะเฉพาะ)

ควรสังเกตว่าไม่มีนิพจน์ใดที่สอดคล้องกับกระบวนการทางกลเชิงควอนตัมที่ซับซ้อนซึ่งนำไปสู่การผลักกัน

แม้จะมีการประมาณสูตรเหล่านี้ แต่ก็ช่วยให้สามารถคำนวณได้อย่างถูกต้องและอธิบายพันธะเคมีในโมเลกุลของสารประกอบไอออนิกเช่น NaCl, KCl, CaO

เพราะ สนามไฟฟ้าไอออนมีสมมาตรเป็นทรงกลม (รูปที่ 13) จากนั้นพันธะไอออนิกจะไม่มีทิศทางซึ่งแตกต่างจากพันธะโควาเลนต์ ปฏิสัมพันธ์ของไอออนที่มีประจุตรงข้ามกันสองตัวจะถูกชดเชยด้วยแรงผลักในทิศทางที่เชื่อมต่อศูนย์กลางของนิวเคลียสของไอออนเท่านั้น ในทิศทางอื่น สนามไฟฟ้าของไอออนจะไม่ได้รับการชดเชย ดังนั้นจึงสามารถโต้ตอบกับไอออนอื่นได้ ดังนั้น พันธะไอออนิกจึงไม่มีการอิ่มตัว

ข้าว. 13. สมมาตรทรงกลมของสนามไฟฟ้าสถิต

ค่าใช้จ่ายที่เรียกเก็บตรงข้าม

เนื่องจากพันธะไอออนิกไม่มีทิศทางและไม่อิ่มตัว จึงมีประสิทธิภาพดีที่สุดเมื่อไอออนแต่ละตัวถูกล้อมรอบด้วย จำนวนสูงสุดไอออนของเครื่องหมายตรงกันข้าม ด้วยเหตุนี้รูปแบบของสารประกอบไอออนิกที่ต้องการมากที่สุดจึงเป็นคริสตัล ตัวอย่างเช่น ในผลึก NaCl ไอออนบวกแต่ละตัวมีประจุลบหกตัวเป็นเพื่อนบ้านที่ใกล้ที่สุด

เฉพาะที่อุณหภูมิสูงในสถานะก๊าซเท่านั้นที่สารประกอบไอออนิกจะอยู่ในรูปของโมเลกุลที่ไม่สัมพันธ์กัน

ในสารประกอบไอออนิก หมายเลขโคออร์ดิเนชันไม่ได้ขึ้นอยู่กับลักษณะเฉพาะของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม เช่นเดียวกับในสารประกอบโควาเลนต์ แต่ถูกกำหนดโดยอัตราส่วนของขนาดของไอออน ด้วยอัตราส่วน รัศมีไอออนิกภายในช่วง 0.41 - 0.73 สังเกตการประสานงานแปดด้านของไอออนโดยมีอัตราส่วน 0.73-1.37 - การประสานงานลูกบาศก์ ฯลฯ

ดังนั้นภายใต้สภาวะปกติ สารประกอบไอออนิกจึงเป็นสารที่เป็นผลึก แนวคิดของโมเลกุลสองไอออน เช่น NaCL, CsCl ไม่สามารถใช้ได้ แต่ละผลึกประกอบด้วยไอออนจำนวนมาก

พันธะไอออนิกสามารถแสดงเป็นพันธะขั้วจำกัด ซึ่งประจุไฟฟ้าของอะตอมมีค่าใกล้เคียงกับเอกภาพ สำหรับพันธะโควาเลนต์ไม่มีขั้วล้วน ๆ ประจุไฟฟ้าของอะตอมจะเป็นศูนย์ ในสารจริง พันธะไอออนิกล้วนและพันธะโควาเลนต์ล้วนเป็นสิ่งที่หาได้ยาก สารประกอบส่วนใหญ่มีลักษณะเป็นพันธะระหว่างโควาเลนต์ไม่มีขั้วกับไอออนิกที่มีขั้ว นั่นคือในสารประกอบเหล่านี้ พันธะโควาเลนต์มีลักษณะที่เป็นไอออนิกบางส่วน ลักษณะของพันธะไอออนิกและพันธะโคเวเลนต์ในสารจริงแสดงในรูปที่ 14

ข้าว. 14. ธรรมชาติของพันธะไอออนิกและโควาเลนต์

สัดส่วนของธรรมชาติของพันธะไอออนิกเรียกว่าระดับของความเป็นไอออน เป็นลักษณะของประจุที่มีประสิทธิภาพของอะตอมในโมเลกุล ระดับของความเป็นไอออนเพิ่มขึ้นตามความแตกต่างของอิเล็กโทรเนกาติวิตีของอะตอมที่เป็นส่วนประกอบ

การเชื่อมต่อโลหะ

ในอะตอมของโลหะ เวเลนซ์อิเล็กตรอนภายนอกจะอ่อนกว่าอะตอมที่ไม่ใช่โลหะมาก สิ่งนี้ทำให้เกิดการสูญเสียการเชื่อมต่อของอิเล็กตรอนกับอะตอมแต่ละตัวเป็นระยะเวลานานพอและการขัดเกลาทางสังคม กลุ่มอิเล็กตรอนภายนอกที่ถูกสังคมก่อตัวขึ้น การมีอยู่ของระบบอิเล็กทรอนิกส์ดังกล่าวนำไปสู่การเกิดขึ้นของแรงที่ทำให้ไอออนของโลหะที่เป็นบวกอยู่ในสภาพใกล้เคียงกัน แม้ว่าจะมีประจุที่คล้ายกันก็ตาม พันธะดังกล่าวเรียกว่าพันธะโลหะ พันธะดังกล่าวเป็นลักษณะพิเศษสำหรับโลหะเท่านั้นและอยู่ในสถานะของแข็งและของเหลวของสสาร พันธะโลหะเป็นพันธะเคมีชนิดหนึ่ง มันขึ้นอยู่กับการขัดเกลาทางสังคมของอิเล็กตรอนภายนอกซึ่งสูญเสียการเชื่อมต่อกับอะตอมและเรียกว่าอิเล็กตรอนอิสระ (รูปที่ 15)

ข้าว. 15. การเชื่อมต่อโลหะ

หลักฐานการดำรงอยู่ พันธะโลหะเป็นข้อเท็จจริงดังต่อไปนี้ มีโลหะทั้งหมด การนำความร้อนสูงและค่าการนำไฟฟ้าสูงซึ่งมีให้โดยอิเล็กตรอนอิสระ นอกจากนี้ สถานการณ์เดียวกันยังกำหนดค่าการสะท้อนแสงที่ดีของโลหะต่อการฉายแสง ความแวววาวและความทึบของโลหะ ความเหนียวสูง ค่าบวก ค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิความต้านทานไฟฟ้า

ความเสถียรของตาข่ายผลึกของโลหะไม่สามารถอธิบายได้ด้วยพันธะประเภทต่างๆ เช่น ไอออนิกและโควาเลนต์ พันธะไอออนิกระหว่างอะตอมโลหะที่โหนดของตาข่ายคริสตัลนั้นเป็นไปไม่ได้ เนื่องจากมีประจุเท่ากัน พันธะโควาเลนต์ระหว่างอะตอมของโลหะก็ไม่น่าเป็นไปได้เช่นกัน เนื่องจากแต่ละอะตอมมีเพื่อนบ้านที่ใกล้ที่สุดตั้งแต่ 8 ถึง 12 ตัว และไม่ทราบการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์ที่มีคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันจำนวนมาก

โครงสร้างโลหะมีลักษณะเฉพาะคือมีการจัดเรียงอะตอมที่ค่อนข้างหายาก (ระยะห่างระหว่างนิวเคลียร์มีขนาดใหญ่) และ เบอร์ใหญ่เพื่อนบ้านที่ใกล้ที่สุดของแต่ละอะตอมในตาข่ายคริสตัล ตารางที่ 1 แสดงโครงสร้างโลหะทั่วไปสามแบบ

ตารางที่ 1

ลักษณะโครงสร้างของโลหะที่พบมากที่สุดสามชนิด

เราเห็นว่าแต่ละอะตอมมีส่วนร่วมในการสร้างพันธะจำนวนมาก (เช่น มี 8 อะตอม) พันธะจำนวนมากเช่นนี้ (ที่มี 8 หรือ 12 อะตอม) ไม่สามารถแปลเป็นภาษาท้องถิ่นพร้อมกันในอวกาศได้ การสื่อสารควรดำเนินการเนื่องจากการสั่นพ้องของการเคลื่อนที่แบบแกว่งของอิเล็กตรอนภายนอกของแต่ละอะตอม ซึ่งเป็นผลมาจากการรวมตัวของอิเล็กตรอนภายนอกทั้งหมดของผลึกเกิดขึ้นกับการก่อตัวของก๊าซอิเล็กตรอน ในโลหะหลายชนิด การรับอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจากแต่ละอะตอมเพื่อสร้างพันธะโลหะก็เพียงพอแล้ว นี่คือสิ่งที่สังเกตได้จากลิเธียมซึ่งมีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียวในเปลือกนอก ผลึกลิเธียมเป็นตาข่ายของไอออน Li + (ลูกบอลที่มีรัศมี 0.068 นาโนเมตร) ล้อมรอบด้วยก๊าซอิเล็กตรอน

ข้าว. 16. หลากหลายชนิดบรรจุคริสตัล: บรรจุปิดหกเหลี่ยม; b - ลูกบาศก์บรรจุใบหน้าตรงกลาง; บรรจุ B-cubic

มีความคล้ายคลึงกันระหว่างพันธะโลหะและโควาเลนต์ มันอยู่ที่ความจริงที่ว่าพันธะทั้งสองประเภทนั้นขึ้นอยู่กับการขัดเกลาทางสังคมของเวเลนซ์อิเล็กตรอน อย่างไรก็ตาม พันธะโควาเลนต์จะเชื่อมต่ออะตอมข้างเคียงเพียง 2 อะตอม และอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันจะอยู่ใกล้กับอะตอมที่เชื่อมต่อกัน ในพันธะโลหะ อะตอมหลายตัวมีส่วนร่วมในการขัดเกลาอิเล็กตรอนของเวเลนซ์

ดังนั้น แนวคิดของพันธะโลหะจึงเชื่อมโยงอย่างแยกไม่ออกกับแนวคิดของโลหะ โดยเป็นชุดของแกนไอออนิกที่มีประจุบวกซึ่งมีช่องว่างขนาดใหญ่ระหว่างไอออนที่เต็มไปด้วยก๊าซอิเล็กตรอน ในขณะที่ในระดับมหภาค ระบบยังคงเป็นกลางทางไฟฟ้า

นอกเหนือจากประเภทของพันธะเคมีที่กล่าวถึงข้างต้นแล้ว ยังมีพันธะประเภทอื่นที่เป็นระหว่างโมเลกุล ได้แก่ พันธะไฮโดรเจน ปฏิกิริยาระหว่างแวนเดอร์วาลส์ ปฏิกิริยาระหว่างผู้บริจาคและผู้รับ

ปฏิสัมพันธ์ระหว่างผู้บริจาคและตัวรับของโมเลกุล

กลไกการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์เนื่องจากเมฆอิเล็กตรอนสองตัวของอะตอมหนึ่งและวงโคจรอิสระของอีกอะตอมหนึ่งเรียกว่าตัวรับบริจาค อะตอมหรืออนุภาคที่ให้เมฆสองอิเล็กตรอนเพื่อการสื่อสารเรียกว่าผู้บริจาค อะตอมหรืออนุภาคที่มีออร์บิทัลอิสระที่รับคู่อิเล็กตรอนนี้เรียกว่าตัวรับ

ประเภทหลักของปฏิสัมพันธ์ระหว่างโมเลกุล พันธะไฮโดรเจน

ระหว่างโมเลกุลที่อิ่มตัวด้วยเวเลนซ์ ในระยะทางที่เกินขนาดอนุภาค แรงไฟฟ้าสถิตของแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลสามารถปรากฏขึ้นได้ พวกเขาเรียกว่ากองกำลังแวนเดอร์วาลส์ อันตรกิริยาของแวนเดอร์วาลส์มีอยู่เสมอระหว่างอะตอมที่มีระยะห่างใกล้เคียงกัน แต่มีบทบาทสำคัญก็ต่อเมื่อไม่มีกลไกการสร้างพันธะที่แข็งแรงกว่าเท่านั้น อันตรกิริยาที่อ่อนแอซึ่งมีพลังงานลักษณะเฉพาะ 0.2 eV/อะตอม เกิดขึ้นระหว่างอะตอมที่เป็นกลางและระหว่างโมเลกุล ชื่อของปฏิสัมพันธ์นั้นเชื่อมโยงกับชื่อของ van der Waals เนื่องจากเขาเป็นคนแรกที่เสนอว่าสมการของรัฐโดยคำนึงถึงปฏิสัมพันธ์ที่อ่อนแอระหว่างโมเลกุลของก๊าซอธิบายคุณสมบัติของก๊าซจริงได้ดีกว่าสมการสถานะของก๊าซในอุดมคติ อย่างไรก็ตาม ลักษณะของพลังที่น่าดึงดูดใจนี้ได้รับการอธิบายในปี 1930 โดยลอนดอนเท่านั้น ในปัจจุบัน ปฏิสัมพันธ์สามประเภทต่อไปนี้เกิดจากแรงดึงดูดของแวนเดอร์วาลส์: ทิศทาง การเหนี่ยวนำ การกระจาย (ลอนดอนเอฟเฟกต์) พลังงานดึงดูดของแวนเดอร์วาลส์ถูกกำหนดโดยผลรวมของอันตรกิริยาการวางแนว การเหนี่ยวนำและการกระจาย

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

การปฏิสัมพันธ์ของการวางแนว (หรือการทำงานร่วมกันของไดโพล - ไดโพล) นั้นแสดงให้เห็นระหว่างโมเลกุลที่มีขั้วซึ่งเมื่อเข้าใกล้ให้หมุน (ปรับทิศทาง) เข้าหากันด้วยขั้วตรงข้ามเพื่อให้พลังงานศักย์ของระบบโมเลกุลเหลือน้อยที่สุด พลังงานของการปฏิสัมพันธ์ในทิศทางมีความสำคัญมากขึ้น โมเมนต์ไดโพลของโมเลกุล μ ที่มากขึ้น และระยะทาง l ระหว่างพวกมันก็จะยิ่งน้อยลง:

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

โดยที่ ε 0 เป็นค่าคงที่ทางไฟฟ้า

ปฏิสัมพันธ์แบบอุปนัยเกี่ยวข้องกับกระบวนการโพลาไรเซชันของโมเลกุลโดยไดโพลที่อยู่รอบๆ ยิ่งมีความสำคัญมากขึ้น ความสามารถในการเกิดโพลาไรซ์ α ของโมเลกุลที่ไม่มีขั้วก็จะยิ่งสูงขึ้น และโมเมนต์ไดโพล μ ของโมเลกุลที่มีขั้วก็จะยิ่งมากขึ้นเท่านั้น

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

ความสามารถในการเกิดโพลาไรซ์ α ของโมเลกุลที่ไม่มีขั้วเรียกว่า ความสามารถในการเปลี่ยนรูปโพลาไรซ์ เนื่องจากมีความเกี่ยวข้องกับการเปลี่ยนรูปของอนุภาค ในขณะที่ μ แสดงลักษณะการกระจัดของเมฆอิเล็กตรอนและนิวเคลียสที่สัมพันธ์กับตำแหน่งก่อนหน้า

อันตรกิริยาแบบกระจายตัว (ผลลอนดอน) เกิดขึ้นในโมเลกุลใดๆ โดยไม่คำนึงถึงโครงสร้างและขั้วของพวกมัน เนื่องจากจุดศูนย์ถ่วงของประจุของเมฆอิเล็กตรอนและนิวเคลียสไม่ตรงกันในทันที จึงเกิดไดโพลทันที ซึ่งทำให้เกิดไดโพลทันทีในอนุภาคอื่น การเคลื่อนที่ของไดโพลในทันทีจะประสานกัน เป็นผลให้อนุภาคที่อยู่ใกล้เคียงได้รับแรงดึงดูดซึ่งกันและกัน พลังงานปฏิสัมพันธ์ของการกระจายขึ้นอยู่กับพลังงานไอออไนเซชัน EI และความสามารถในการเกิดขั้วของโมเลกุล α

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

พันธะไฮโดรเจนมีลักษณะขั้นกลางระหว่างวาเลนซ์และอันตรกิริยาระหว่างโมเลกุล พลังงานพันธะไฮโดรเจนมีค่าต่ำ 8-80 กิโลจูลต่อโมล แต่สูงกว่าพลังงานอันตรกิริยาของแวนเดอร์วาลส์ พันธะไฮโดรเจนเป็นลักษณะของของเหลว เช่น น้ำ แอลกอฮอล์ กรด และเกิดจากอะตอมของไฮโดรเจนที่มีขั้วบวก ขนาดที่เล็กและไม่มีอิเล็กตรอนภายในทำให้อะตอมของไฮโดรเจนที่อยู่ในของเหลวในสารประกอบใดๆ สามารถเข้าไปมีอันตรกิริยาเพิ่มเติมกับอะตอมที่มีขั้วลบของโมเลกุลอื่นหรือโมเลกุลเดียวกันที่ไม่มีพันธะโควาเลนต์กับมัน

ก δ- - ห δ+ .... ก δ- - H δ+ .

นั่นคือมีการรวมตัวกันของโมเลกุล การเชื่อมโยงของโมเลกุลนำไปสู่การลดลงของความผันผวน, การเพิ่มขึ้นของจุดเดือดและความร้อนของการระเหย, การเพิ่มความหนืดและค่าคงที่ไดอิเล็กตริกของของเหลว

น้ำเป็นสารที่เหมาะสมอย่างยิ่งสำหรับการสร้างพันธะไฮโดรเจน เนื่องจากโมเลกุลของน้ำมีไฮโดรเจน 2 อะตอมและอะตอมออกซิเจน 2 คู่โดดเดี่ยว สิ่งนี้ทำให้เกิดโมเมนต์ไดโพลสูงของโมเลกุล (μ D = 1.86 D) และความสามารถในการสร้างพันธะไฮโดรเจนสี่พันธะ: สองตัวเป็นตัวให้โปรตอนและสองตัวเป็นตัวรับโปรตอน

(H 2 O .... N - O ... H 2 O) 2 ครั้ง

เป็นที่ทราบกันดีจากการทดลองว่าเมื่อมีการเปลี่ยนแปลงน้ำหนักโมเลกุลในชุดของสารประกอบไฮโดรเจนของธาตุในช่วงที่สามและช่วงต่อ ๆ ไป จุดเดือดจะเพิ่มขึ้น หากใช้รูปแบบนี้กับน้ำ จุดเดือดไม่ควรอยู่ที่ 100 0 C แต่ควรอยู่ที่ 280 0 C ความขัดแย้งนี้เป็นการยืนยันการมีอยู่ของพันธะไฮโดรเจนในน้ำ

การทดลองแสดงให้เห็นว่ากลุ่มโมเลกุลก่อตัวขึ้นในของเหลวและโดยเฉพาะอย่างยิ่งในน้ำที่เป็นของแข็ง น้ำแข็งมีตาข่ายผลึกทรงสี่หน้า ในใจกลางของจัตุรมุขมีอะตอมออกซิเจนของโมเลกุลน้ำหนึ่งโมเลกุลที่จุดยอดทั้งสี่มีอะตอมออกซิเจนของโมเลกุลใกล้เคียงซึ่งเชื่อมต่อกันด้วยพันธะไฮโดรเจนกับเพื่อนบ้านที่ใกล้ที่สุด ในน้ำที่เป็นของเหลว พันธะไฮโดรเจนจะแตกออกบางส่วน ในโครงสร้างของมัน จะพบสมดุลไดนามิกระหว่างสารร่วมของโมเลกุลกับโมเลกุลอิสระ

วิธีพันธะวาเลนซ์

ทฤษฎีของพันธะเวเลนซ์หรือคู่อิเล็กตรอนเฉพาะที่ สันนิษฐานว่าอะตอมแต่ละคู่ในโมเลกุลถูกยึดไว้ด้วยกันโดยคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันตั้งแต่หนึ่งคู่ขึ้นไป ในการนำเสนอทฤษฎีของพันธะวาเลนซ์ พันธะเคมีถูกแปลเป็นภาษาท้องถิ่นระหว่างสองอะตอม นั่นคือ มันเป็นสองศูนย์กลางและสองอิเล็กตรอน

วิธีการของพันธบัตรวาเลนซ์ขึ้นอยู่กับบทบัญญัติหลักดังต่อไปนี้:

อะตอมแต่ละคู่ในโมเลกุลถูกยึดไว้ด้วยกันโดยคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันตั้งแต่หนึ่งคู่ขึ้นไป

พันธะโคเวเลนต์เดี่ยวเกิดจากอิเล็กตรอนสองตัวที่มีสปินที่ขนานกันอยู่ในเวเลนต์ออร์บิทัลของอะตอมที่สร้างพันธะ

เมื่อเกิดพันธะขึ้น ฟังก์ชันคลื่นของอิเล็กตรอนจะซ้อนทับกัน ทำให้ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนระหว่างอะตอมเพิ่มขึ้นและพลังงานทั้งหมดของระบบลดลง

"พันธะเคมี" - พลังงานของการทำลายตาข่ายเป็นไอออน _Ecool = Ures บทบัญญัติหลักของวิธี MO ประเภทของอะตอม AO ที่เหลื่อมกัน พันธะและการคลาย MOs ด้วยการรวมกันของออร์บิทัลของอะตอม s และ s pz และ pz px และ px เอชซี? ซี-เอช. ? - ค่าสัมประสิทธิ์แรงผลัก กิ๊ฟ =. อ่าว ทฤษฎีพื้นฐานของพันธะเคมี

"ประเภทของพันธะเคมี" - สารที่มีพันธะไอออนิกก่อตัวเป็นตาข่ายผลึกไอออนิก อะตอม อิเล็ก MOU lyceum №18 ครูสอนเคมี Kalinina L.A. ไอออน ตัวอย่างเช่น: Na1+ และ Cl1-, Li1+ และ F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) ถ้า e - join - ไอออนจะถูกประจุเป็นลบ โครงอะตอมมีความแข็งแรงสูง

"ชีวิตของ Mendeleev" - วันที่ 18 กรกฎาคม D.I. Mendeleev จบการศึกษาจากโรงยิม Tobolsk 9 ส.ค. 2393 - 20 มิ.ย. 2398 ขณะเรียนอยู่ที่ Main สถาบันการสอน. “ ถ้าคุณไม่รู้จักชื่อความรู้ของสิ่งต่าง ๆ ก็จะตาย” K. Liney ชีวิตและผลงานของ D.I. Mendeleev Ivan Pavlovich Mendeleev (1783 - 1847) บิดาของนักวิทยาศาสตร์ การค้นพบกฎธาตุ

"ประเภทของพันธะเคมี" - H3N อัลทูโอ3. โครงสร้างของสสาร เอชทูเอส. MgO H2. ลูกบาศ์ก MgS.CS2. I. เขียนสูตรของสาร: 1.c K.N.S. 2.กับ กพร. 3. กับ I.S. เค.เอ็น.เอส. นาฟ ซี.เค.พี.เอส. กำหนดประเภทของพันธะเคมี โมเลกุลใดที่สอดคล้องกับโครงร่าง: A A ?

"Mendeleev" - องค์ประกอบสามประการของ Dobereiner ก๊าซ งาน. ความสำเร็จในชีวิตและวิทยาศาสตร์ ระบบธาตุ (แบบยาว) กฎของอ็อกเทฟของนิวแลนด์ กิจกรรมทางวิทยาศาสตร์. โซลูชั่น ขั้นตอนใหม่ของชีวิต ระบบองค์ประกอบของ Mendeleev รุ่นที่สอง ส่วนหนึ่งของตารางธาตุของ L. Meyer การค้นพบกฎธาตุ (พ.ศ. 2412)

"ชีวิตและผลงานของ Mendeleev" - Ivan Pavlovich Mendeleev (1783 - 1847) พ่อของนักวิทยาศาสตร์ พ.ศ. 2377 27 มกราคม (6 กุมภาพันธ์) - D.I. Mendeleev เกิดที่เมือง Tobolsk ในไซบีเรีย พ.ศ. 2450 20 มกราคม (2 กุมภาพันธ์) D.I. Mendeleev เสียชีวิตด้วยอาการหัวใจล้มเหลว ดีไอ Menedeleev (ภูมิภาคคาซัคสถานใต้, เมือง Shymkent) อุตสาหกรรม. เมื่อวันที่ 18 กรกฎาคม พ.ศ. 2392 D.I. Mendeleev สำเร็จการศึกษาจากโรงยิม Tobolsk

ลักษณะของพันธะเคมี

หลักคำสอนของพันธะเคมีเป็นพื้นฐานของเคมีเชิงทฤษฎีทั้งหมด พันธะเคมีคือการทำงานร่วมกันของอะตอมที่จับพวกมันเป็นโมเลกุล ไอออน อนุมูล ผลึก พันธะเคมีมีสี่ประเภท: ไอออนิก โควาเลนต์ โลหะ และไฮโดรเจน. สารชนิดเดียวกันสามารถมีพันธะประเภทต่างๆ ได้

1. ในเบส: ระหว่างอะตอมของออกซิเจนและไฮโดรเจนในกลุ่มไฮดรอกโซ พันธะคือโควาเลนต์แบบมีขั้ว และระหว่างโลหะกับหมู่ไฮดรอกโซจะเป็นอิออน

2. ในเกลือของกรดที่มีออกซิเจน: ระหว่างอะตอมที่ไม่ใช่โลหะและออกซิเจนของสารตกค้างของกรด - ขั้วโควาเลนต์และระหว่างโลหะกับสารตกค้างของกรด - ไอออนิก

3. ในเกลือของแอมโมเนียม เมทิลแอมโมเนียม ฯลฯ ระหว่างอะตอมของไนโตรเจนและไฮโดรเจน - มีขั้วโควาเลนต์ และระหว่างไอออนของแอมโมเนียมหรือเมทิลแอมโมเนียมกับสารตกค้างของกรด - อิออน

4. ในเปอร์ออกไซด์ของโลหะ (เช่น Na 2 O 2) พันธะระหว่างอะตอมของออกซิเจนเป็นแบบโควาเลนต์ไม่มีขั้ว และระหว่างโลหะกับออกซิเจนจะเป็นไอออนิก เป็นต้น

สาเหตุของความสามัคคีของพันธะเคมีทุกประเภทและทุกชนิดคือธรรมชาติทางเคมีที่เหมือนกัน - ปฏิสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนและนิวเคลียร์ การก่อตัวของพันธะเคมีไม่ว่าในกรณีใด ๆ เป็นผลมาจากปฏิสัมพันธ์ระหว่างอิเล็กตรอนและนิวเคลียร์ของอะตอมพร้อมกับการปลดปล่อยพลังงาน

วิธีการสร้างพันธะโควาเลนต์

พันธะเคมีโควาเลนต์- นี่คือพันธะที่เกิดขึ้นระหว่างอะตอมเนื่องจากการก่อตัวของคู่อิเล็กตรอนทั่วไป

สารประกอบโควาเลนต์มักจะเป็นก๊าซ ของเหลว หรือของแข็งที่หลอมละลายค่อนข้างต่ำ หนึ่งในข้อยกเว้นที่หาได้ยากคือเพชร ซึ่งหลอมละลายที่อุณหภูมิสูงกว่า 3,500°C นี่เป็นเพราะโครงสร้างของเพชรซึ่งเป็นโครงตาข่ายที่ต่อเนื่องกันของอะตอมของคาร์บอนที่มีพันธะโควาเลนต์ ไม่ใช่การรวมตัวกันของโมเลกุลแต่ละโมเลกุล ในความเป็นจริงแล้ว ผลึกเพชรใดๆ ไม่ว่าจะมีขนาดเท่าใดก็ตาม ล้วนเป็นโมเลกุลขนาดใหญ่ก้อนเดียว

พันธะโคเวเลนต์เกิดขึ้นเมื่ออิเล็กตรอนของอะตอมของอโลหะสองอะตอมมารวมกัน โครงสร้างที่เกิดขึ้นเรียกว่าโมเลกุล

กลไกการก่อตัวของพันธะดังกล่าวสามารถแลกเปลี่ยนและผู้รับบริจาคได้

ในกรณีส่วนใหญ่ อะตอมที่มีพันธะโควาเลนต์สองอะตอมมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่างกัน และอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันไม่ได้อยู่ในอะตอมทั้งสองอย่างเท่าๆ กัน ส่วนใหญ่แล้วพวกมันจะอยู่ใกล้อะตอมหนึ่งมากกว่าอีกอะตอมหนึ่ง ตัวอย่างเช่น ในโมเลกุลของไฮโดรเจนคลอไรด์ อิเล็กตรอนที่สร้างพันธะโควาเลนต์จะอยู่ใกล้กับอะตอมของคลอรีน เนื่องจากอิเล็กโทรเนกาติวิตีของอะตอมนั้นสูงกว่าไฮโดรเจน อย่างไรก็ตาม ความแตกต่างในความสามารถในการดึงดูดอิเล็กตรอนนั้นมีไม่มากจนทำให้มีการถ่ายโอนอิเล็กตรอนจากอะตอมไฮโดรเจนไปยังอะตอมของคลอรีนได้อย่างสมบูรณ์ ดังนั้น พันธะระหว่างอะตอมของไฮโดรเจนและคลอรีนจึงถูกมองว่าเป็นลูกผสมระหว่างพันธะไอออนิก (การถ่ายโอนอิเล็กตรอนแบบเต็ม) และพันธะโคเวเลนต์แบบไม่มีขั้ว (การจัดเรียงอิเล็กตรอนคู่แบบสมมาตรระหว่างอะตอมสองอะตอม) ประจุไฟฟ้าบางส่วนของอะตอมเขียนแทนด้วยอักษรกรีก δ พันธะดังกล่าวเรียกว่าพันธะโคเวเลนต์ที่มีขั้ว และโมเลกุลของไฮโดรเจนคลอไรด์เรียกว่ามีขั้ว นั่นคือมีปลายที่มีประจุบวก (อะตอมของไฮโดรเจน) และปลายที่มีประจุลบ (อะตอมของคลอรีน)

1. กลไกการแลกเปลี่ยนจะทำงานเมื่ออะตอมสร้างคู่อิเล็กตรอนร่วมกันโดยการรวมอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่

1) H 2 - ไฮโดรเจน

พันธะเกิดขึ้นเนื่องจากการก่อตัวของคู่อิเล็กตรอนร่วมกันโดย s-electrons ของอะตอมไฮโดรเจน (การทับซ้อนกันของ s-orbitals)

2) HCl - ไฮโดรเจนคลอไรด์

พันธะเกิดขึ้นเนื่องจากการก่อตัวของคู่อิเล็กตรอนร่วมกันของอิเล็กตรอน s- และ p (ทับซ้อนกันของ s-p-orbitals)

3) Cl 2: ในโมเลกุลของคลอรีน พันธะโคเวเลนต์จะเกิดขึ้นเนื่องจาก p-electrons ที่ไม่ได้จับคู่ (p-p-orbitals ที่ทับซ้อนกัน)

4) N ​​2: ในโมเลกุลไนโตรเจน อิเล็กตรอนทั่วไปสามคู่จะเกิดขึ้นระหว่างอะตอม

กลไกตัวรับ-ตัวรับของการสร้างพันธะโควาเลนต์

ผู้บริจาคมีคู่อิเล็กตรอน ผู้รับ- วงโคจรอิสระที่คู่นี้สามารถครอบครองได้ ในแอมโมเนียมไอออน พันธะทั้งสี่กับอะตอมของไฮโดรเจนเป็นโควาเลนต์: สามพันธะเกิดขึ้นจากการสร้างคู่อิเล็กตรอนร่วมกันโดยอะตอมของไนโตรเจนและอะตอมของไฮโดรเจนโดยกลไกการแลกเปลี่ยน หนึ่ง - โดยกลไกของผู้ให้-ผู้รับ พันธะโคเวเลนต์ถูกจำแนกตามลักษณะการทับซ้อนของออร์บิทัลของอิเล็กตรอน ตลอดจนการกระจัดของพันธะไปยังอะตอมตัวใดตัวหนึ่ง พันธะเคมีที่เกิดขึ้นจากการซ้อนทับกันของออร์บิทัลของอิเล็กตรอนตามแนวพันธะเรียกว่า σ -การเชื่อมต่อ(พันธะซิกมา). พันธะซิกม่านั้นแข็งแกร่งมาก

วงโคจร p สามารถทับซ้อนกันในสองบริเวณ ก่อตัวเป็นพันธะโควาเลนต์เนื่องจากการเหลื่อมกันด้านข้าง

พันธะเคมีเกิดขึ้นจากการทับซ้อนกัน "ด้านข้าง" ของออร์บิทัลอิเล็กตรอนนอกสายสื่อสาร นั่นคือในสองบริเวณเรียกว่าพันธะไพ

ตามระดับของการกระจัดของคู่อิเล็กตรอนทั่วไปไปยังอะตอมใดอะตอมหนึ่งที่ถูกพวกมันจับไว้ พันธะโคเวเลนต์สามารถเป็นได้ทั้งแบบมีขั้วและไม่มีขั้ว พันธะเคมีโควาเลนต์ที่เกิดขึ้นระหว่างอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีเท่ากันเรียกว่าไม่มีขั้ว คู่อิเล็กตรอนจะไม่ถูกแทนที่ด้วยอะตอมใดๆ เนื่องจากอะตอมมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีเท่ากัน ซึ่งเป็นคุณสมบัติในการดึงดูดเวเลนต์อิเล็กตรอนจากอะตอมอื่นมาที่ตัวเอง ตัวอย่างเช่น,

กล่าวคือ โมเลกุลเกิดขึ้นจากพันธะโควาเลนต์ไม่มีขั้ว สารที่เรียบง่าย- อโลหะ พันธะเคมีโควาเลนต์ระหว่างอะตอมของธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีแตกต่างกันเรียกว่า ขั้ว

ตัวอย่างเช่น NH 3 คือแอมโมเนีย ไนโตรเจนเป็นธาตุที่มีประจุไฟฟ้าลบมากกว่าไฮโดรเจน ดังนั้นคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันจึงถูกแทนที่ด้วยอะตอมของมัน

ลักษณะของพันธะโควาเลนต์: ความยาวพันธะและพลังงาน

คุณสมบัติเฉพาะของพันธะโควาเลนต์คือความยาวและพลังงาน ความยาวพันธะคือระยะห่างระหว่างนิวเคลียสของอะตอม พันธะเคมียิ่งแข็งแกร่งยิ่งมีความยาวสั้นลง อย่างไรก็ตาม การวัดความแข็งแรงของพันธะคือพลังงานพันธะ ซึ่งพิจารณาจากปริมาณพลังงานที่ต้องใช้ในการทำลายพันธะ โดยปกติจะมีหน่วยวัดเป็นกิโลจูล/โมล ดังนั้น ตามข้อมูลการทดลอง ความยาวพันธะของโมเลกุล H 2 , Cl 2 และ N 2 คือ 0.074, 0.198 และ 0.109 นาโนเมตร ตามลำดับ และพลังงานการจับคือ 436, 242 และ 946 กิโลจูล/โมล ตามลำดับ

ไอออน พันธะไอออนิก

มีความเป็นไปได้หลักสองประการที่อะตอมจะเป็นไปตามกฎออกเตต ประการแรกคือการก่อตัวของพันธะไอออนิก (ประการที่สองคือการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์ซึ่งจะกล่าวถึงด้านล่าง) เมื่อเกิดพันธะไอออนิก อะตอมของโลหะจะสูญเสียอิเล็กตรอน และอะตอมของอโลหะจะได้รับ

ลองนึกภาพว่าอะตอมสองอะตอม "มาพบกัน": อะตอมโลหะของกลุ่ม I และอะตอมที่ไม่ใช่โลหะของกลุ่ม VII อะตอมของโลหะมีอิเล็กตรอนตัวเดียวในระดับพลังงานรอบนอก ในขณะที่อะตอมของอโลหะจะขาดอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียวเพื่อให้ระดับพลังงานรอบนอกสมบูรณ์ อะตอมตัวแรกจะยอมสละอิเล็กตรอนตัวที่สองอย่างง่ายดาย ซึ่งอยู่ห่างจากนิวเคลียสและถูกยึดเกาะไว้อย่างอ่อน และอะตอมตัวที่สองจะให้พื้นที่ว่างในระดับอิเล็คทรอนิกส์ชั้นนอก จากนั้นอะตอมซึ่งปราศจากประจุลบตัวหนึ่งจะกลายเป็นอนุภาคที่มีประจุบวก และอะตอมที่สองจะกลายเป็นอนุภาคที่มีประจุลบเนื่องจากอิเล็กตรอนที่ได้รับ อนุภาคดังกล่าวเรียกว่าไอออน

นี่คือพันธะเคมีที่เกิดขึ้นระหว่างไอออน ตัวเลขที่แสดงจำนวนอะตอมหรือโมเลกุลเรียกว่า สัมประสิทธิ์ และตัวเลขที่แสดงจำนวนอะตอมหรือไอออนในโมเลกุลเรียกว่า ดัชนี

การเชื่อมต่อโลหะ

โลหะมี คุณสมบัติเฉพาะแตกต่างจากคุณสมบัติของสารอื่นๆ คุณสมบัติดังกล่าวคือจุดหลอมเหลวที่ค่อนข้างสูง ความสามารถในการสะท้อนแสง และการนำความร้อนและไฟฟ้าสูง คุณสมบัติเหล่านี้เกิดจากการมีอยู่ของโลหะ ชนิดพิเศษการเชื่อมต่อ - การเชื่อมต่อโลหะ

พันธะโลหะ - พันธะระหว่างไอออนบวกในผลึกโลหะ เกิดจากแรงดึงดูดของอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่อย่างอิสระผ่านคริสตัล อะตอมของโลหะส่วนใหญ่ในระดับชั้นนอกประกอบด้วยอิเล็กตรอนจำนวนเล็กน้อย - 1, 2, 3 อิเล็กตรอนเหล่านี้ แตกหักง่ายและอะตอมจะถูกเปลี่ยนเป็นไอออนบวก อิเล็กตรอนที่แยกออกจากกันจะเคลื่อนที่จากไอออนหนึ่งไปยังอีกไอออนหนึ่ง และรวมเข้าด้วยกันเป็นไอออนเดียว เมื่อเชื่อมต่อกับไอออน อิเล็กตรอนเหล่านี้จะก่อตัวเป็นอะตอมชั่วคราว จากนั้นจะแตกออกอีกครั้งและรวมตัวกับไอออนอีกตัวหนึ่ง เป็นต้น กระบวนการเกิดขึ้นอย่างไม่มีที่สิ้นสุด ซึ่งสามารถอธิบายเป็นแผนผังได้ดังนี้:

ดังนั้นในปริมาตรของโลหะ อะตอมจะถูกเปลี่ยนเป็นไอออนอย่างต่อเนื่องและในทางกลับกัน พันธะในโลหะระหว่างไอออนด้วยอิเลคตรอนทางสังคมเรียกว่าโลหะ พันธะโลหะมีความคล้ายคลึงกันบางประการกับพันธะโควาเลนต์ เนื่องจากมันขึ้นอยู่กับการขัดเกลาทางสังคมของอิเล็กตรอนภายนอก อย่างไรก็ตาม ในพันธะโควาเลนต์ อิเล็กตรอนคู่นอกของอะตอมที่อยู่ใกล้เคียงเพียง 2 อะตอมจะถูกทำให้เป็นสังคม ในขณะที่อยู่ในพันธะโลหะ อะตอมทั้งหมดมีส่วนร่วมในการทำให้อิเล็กตรอนเหล่านี้เป็นสังคม นั่นเป็นเหตุผลว่าทำไมคริสตัลที่มีพันธะโควาเลนต์จึงเปราะ ในขณะที่คริสตัลที่มีพันธะโลหะโดยทั่วไปแล้วจะเป็นพลาสติก นำไฟฟ้าได้ และมีความเงาเหมือนโลหะ

พันธะโลหะเป็นลักษณะของทั้งโลหะบริสุทธิ์และของผสมของโลหะหลายชนิด - โลหะผสมที่อยู่ในสถานะของแข็งและของเหลว อย่างไรก็ตาม ในสถานะไอ อะตอมของโลหะจะจับกันด้วยพันธะโควาเลนต์ (เช่น ไอโซเดียมจะถูกใช้เติมหลอดไฟสีเหลืองเพื่อให้แสงสว่างแก่ถนนในเมืองใหญ่) คู่โลหะประกอบด้วยโมเลกุลเดี่ยว (โมโนอะตอมมิกและไดอะตอมมิก)

พันธะโลหะแตกต่างจากพันธะโควาเลนต์ในด้านความแข็งแรง: พลังงานน้อยกว่าพลังงานของพันธะโควาเลนต์ 3-4 เท่า

พลังงานพันธะ - พลังงานที่ต้องใช้ในการทำลายพันธะเคมีในโมเลกุลทั้งหมดที่ประกอบเป็นหนึ่งโมลของสาร พลังงานของพันธะโควาเลนต์และไอออนิกมักจะสูงและมีค่าตั้งแต่ 100-800 กิโลจูลต่อโมล

พันธะไฮโดรเจน

พันธะเคมีระหว่าง อะตอมของไฮโดรเจนที่มีโพลาไรซ์เป็นบวกของหนึ่งโมเลกุล(หรือบางส่วน) และ อะตอมที่มีขั้วลบของธาตุที่มีอิเล็กโทรเนกาติตีสูงมีคู่อิเล็กตรอนที่มอบให้ (F, O, N และ S และ Cl น้อยกว่า) โมเลกุลอื่น (หรือบางส่วน) เรียกว่าไฮโดรเจน กลไกการเกิดพันธะไฮโดรเจนบางส่วนเป็นไฟฟ้าสถิตบางส่วน อักขระตัวรับ.

ตัวอย่างของพันธะไฮโดรเจนระหว่างโมเลกุล:

เมื่อมีพันธะดังกล่าว แม้แต่สารที่มีน้ำหนักโมเลกุลต่ำก็สามารถเป็นของเหลว (แอลกอฮอล์ น้ำ) หรือก๊าซที่ทำให้เป็นของเหลวได้ง่าย (แอมโมเนีย ไฮโดรเจนฟลูออไรด์) ภายใต้สภาวะปกติ ในโพลิเมอร์ชีวภาพ - โปรตีน (โครงสร้างทุติยภูมิ) - มีพันธะไฮโดรเจนภายในโมเลกุลระหว่างคาร์บอนิลออกซิเจนและไฮโดรเจนของกลุ่มอะมิโน:

โมเลกุลโพลีนิวคลีโอไทด์ - DNA (กรดดีออกซีไรโบนิวคลีอิก) - เป็นเกลียวคู่ที่นิวคลีโอไทด์สองสายเชื่อมต่อกันด้วยพันธะไฮโดรเจน ในกรณีนี้ หลักการของการเติมเต็มดำเนินไป กล่าวคือ พันธะเหล่านี้เกิดขึ้นระหว่างคู่ที่ประกอบด้วยเบสพิวรีนและไพริมิดีน: ไทมีน (T) ตั้งอยู่ตรงข้ามนิวคลีโอไทด์อะดีนีน (A) และไซโตซีน (C) ตั้งอยู่ตรงข้ามกับกัวนีน (G)

สารที่มีพันธะไฮโดรเจนจะมีผลึกโมเลกุล

ไม่มีทฤษฎีเอกภาพของพันธะเคมี ตามเงื่อนไข พันธะเคมีแบ่งออกเป็นโควาเลนต์ (พันธะสากล) อิออน (กรณีพิเศษของพันธะโควาเลนต์) โลหะและไฮโดรเจน

พันธะโควาเลนต์

การก่อตัวของพันธะโควาเลนต์เป็นไปได้ด้วยกลไกสามอย่าง: การแลกเปลี่ยน, ผู้ให้-ผู้รับ และ ผู้ให้กำเนิด (ลูอิส)

ตาม กลไกการแลกเปลี่ยนการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์เกิดขึ้นเนื่องจากการขัดเกลาทางสังคมของคู่อิเล็กตรอนทั่วไป ในกรณีนี้ แต่ละอะตอมมีแนวโน้มที่จะได้รับเปลือกก๊าซเฉื่อย เช่น รับระดับพลังงานภายนอกที่สมบูรณ์ การก่อตัวของพันธะเคมีประเภทการแลกเปลี่ยนแสดงโดยใช้สูตรของลูอิส ซึ่งแต่ละเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมแสดงด้วยจุด (รูปที่ 1)

ข้าว. 1 การก่อตัวของพันธะโคเวเลนต์ในโมเลกุล HCl โดยกลไกการแลกเปลี่ยน

ด้วยการพัฒนาทฤษฎีโครงสร้างของอะตอมและกลศาสตร์ควอนตัม การก่อตัวของพันธะโควาเลนต์จะแสดงเป็นการซ้อนทับกันของออร์บิทัลอิเล็กทรอนิกส์ (รูปที่ 2)

ข้าว. 2. การก่อตัวของพันธะโควาเลนต์เนื่องจากการทับซ้อนกันของเมฆอิเล็กตรอน

ยิ่งการทับซ้อนกันของออร์บิทัลของอะตอมมากเท่าไร พันธะที่แข็งแรงขึ้น ความยาวพันธะที่สั้นลง และพลังงานของอะตอมก็จะยิ่งมากขึ้นเท่านั้น พันธะโควาเลนต์สามารถเกิดขึ้นได้จากการซ้อนทับกันของออร์บิทัลต่างๆ อันเป็นผลมาจากการทับซ้อนกันของวงโคจร s-s, sp, เช่นเดียวกับ d-d, p-p, d-p วงโคจรด้านข้างทำให้เกิดพันธะขึ้น ตั้งฉากกับเส้นที่เชื่อมระหว่างนิวเคลียสของอะตอม 2 อะตอม จะเกิดพันธะขึ้น พันธะหนึ่งและหนึ่งสามารถสร้างพันธะโควาเลนต์หลายพันธะ (คู่) ซึ่งเป็นลักษณะของ อินทรียฺวัตถุคลาสของอัลคีน อัลคาดีน ฯลฯ พันธะหนึ่งและสองสร้างพันธะโควาเลนต์หลายพันธะ (สาม) ซึ่งเป็นลักษณะของสารอินทรีย์ของคลาสอัลไคน์ (อะเซทิลีน)

การก่อตัวของพันธะโควาเลนต์ กลไกการรับบริจาคพิจารณาตัวอย่างแอมโมเนียมไอออนบวก:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

อะตอมของไนโตรเจนมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวอิสระ (อิเล็กตรอนไม่เกี่ยวข้องกับการก่อตัวของพันธะเคมีภายในโมเลกุล) และไอออนบวกของไฮโดรเจนมีออร์บิทัลอิสระ ดังนั้นพวกมันจึงเป็นผู้ให้และตัวรับอิเล็กตรอนตามลำดับ

ให้เราพิจารณากลไกการเกิดพันธะโควาเลนต์โดยใช้ตัวอย่างโมเลกุลคลอรีน

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

อะตอมของคลอรีนมีทั้งอิเล็กตรอนคู่อิสระและออร์บิทัลว่าง ดังนั้นจึงสามารถแสดงคุณสมบัติของทั้งผู้ให้และผู้รับได้ ดังนั้น เมื่อโมเลกุลของคลอรีนก่อตัวขึ้น อะตอมของคลอรีนหนึ่งอะตอมจึงทำหน้าที่เป็นผู้บริจาค และอีกอะตอมหนึ่งทำหน้าที่เป็นตัวรับ

หลัก ลักษณะของพันธะโควาเลนต์คือ: ความอิ่มตัว (พันธะอิ่มตัวเกิดขึ้นเมื่ออะตอมยึดอิเล็กตรอนกับตัวมันเองได้มากเท่าที่ความสามารถของเวเลนซ์จะอำนวย พันธะไม่อิ่มตัวเกิดขึ้นเมื่อจำนวนของอิเล็กตรอนที่เกาะอยู่น้อยกว่าความสามารถของเวเลนต์ของอะตอม) ทิศทาง (ค่านี้เกี่ยวข้องกับรูปทรงเรขาคณิตของโมเลกุลและแนวคิดของ "มุมเวเลนซ์" - มุมระหว่างพันธะ)

พันธะไอออนิก

ไม่มีสารประกอบที่มีพันธะไอออนิกบริสุทธิ์ แม้ว่าจะเป็นที่เข้าใจกันว่าเป็นสถานะของอะตอมที่มีพันธะทางเคมี ซึ่งสภาพแวดล้อมทางอิเล็กทรอนิกส์ที่เสถียรของอะตอมถูกสร้างขึ้นด้วยการเปลี่ยนความหนาแน่นของอิเล็กตรอนทั้งหมดไปยังอะตอมของธาตุที่มีประจุไฟฟ้าลบมากกว่า พันธะไอออนิกเกิดขึ้นได้เฉพาะระหว่างอะตอมของธาตุอิเล็กโทรเนกาติตีและอิเล็กโทรโพสิทีฟที่อยู่ในสถานะของไอออนที่มีประจุตรงข้ามกันเท่านั้น - ไอออนบวกและแอนไอออน

คำนิยาม

ไอออนเรียกว่าอนุภาคที่มีประจุไฟฟ้าที่เกิดจากการแยกหรือติดอิเล็กตรอนกับอะตอม

เมื่อถ่ายโอนอิเล็กตรอน อะตอมของโลหะและอโลหะมักจะสร้างโครงสร้างที่เสถียรของเปลือกอิเล็กตรอนรอบๆ นิวเคลียสของพวกมัน อะตอมของอโลหะจะสร้างเปลือกของก๊าซเฉื่อยที่ตามมารอบๆ แกนของมัน และอะตอมของโลหะจะสร้างเปลือกของก๊าซเฉื่อยอันก่อนหน้า (รูปที่ 3)

ข้าว. 3. การก่อตัวของพันธะไอออนิกโดยใช้ตัวอย่างโมเลกุลของโซเดียมคลอไรด์

โมเลกุลที่มีพันธะไอออนิกอยู่ในรูปบริสุทธิ์จะพบได้ในสถานะไอของสาร พันธะไอออนิกมีความแข็งแรงมาก ด้วยเหตุนี้ สารที่มีพันธะนี้จึงมีจุดหลอมเหลวสูง ซึ่งแตกต่างจากพันธะโควาเลนต์ พันธะไอออนิกไม่มีลักษณะทิศทางและความอิ่มตัว เนื่องจากสนามไฟฟ้าที่สร้างขึ้นโดยไอออนจะทำหน้าที่เท่ากันกับไอออนทั้งหมดเนื่องจากความสมมาตรของทรงกลม

พันธะโลหะ

พันธะโลหะจะเกิดขึ้นได้เฉพาะในโลหะเท่านั้น ซึ่งเป็นปฏิกิริยาที่ยึดอะตอมของโลหะไว้ในโครงตาข่ายเดียว เฉพาะเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมโลหะซึ่งอยู่ในปริมาตรทั้งหมดเท่านั้นที่มีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะ ในโลหะ อิเล็กตรอนจะถูกแยกออกจากอะตอมอย่างต่อเนื่อง ซึ่งจะเคลื่อนที่ไปทั่วทั้งมวลของโลหะ อะตอมของโลหะที่ปราศจากอิเล็กตรอนจะเปลี่ยนเป็นไอออนที่มีประจุบวก ซึ่งมีแนวโน้มที่จะรับอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่เข้าหาพวกมัน กระบวนการต่อเนื่องนี้ก่อให้เกิดสิ่งที่เรียกว่า "ก๊าซอิเล็กตรอน" ภายในโลหะ ซึ่งยึดอะตอมของโลหะทั้งหมดเข้าด้วยกันอย่างแน่นหนา (รูปที่ 4)

พันธะโลหะมีความแข็งแรง ดังนั้น โลหะจึงมีลักษณะดังนี้ ความร้อนการหลอมละลายและการปรากฏตัวของ "ก๊าซอิเล็กทรอนิกส์" ทำให้โลหะมีความอ่อนตัวและความเหนียว

พันธะไฮโดรเจน

พันธะไฮโดรเจนเป็นปฏิสัมพันธ์ระหว่างโมเลกุลที่เฉพาะเจาะจง เนื่องจาก การเกิดขึ้นและความแข็งแรงขึ้นอยู่กับลักษณะทางเคมีของสาร เกิดขึ้นระหว่างโมเลกุลที่อะตอมของไฮโดรเจนสร้างพันธะกับอะตอมที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูง (O, N, S) การเกิดพันธะไฮโดรเจนขึ้นอยู่กับสองสาเหตุ ประการแรก อะตอมของไฮโดรเจนที่เกี่ยวข้องกับอะตอมที่มีอิเล็กโทรเนกาตีฟไม่มีอิเล็กตรอนและสามารถถูกนำเข้าไปในเมฆอิเลคตรอนของอะตอมอื่นได้ง่าย และประการที่สอง การมีเวเลนซ์ s-ออร์บิทัล อะตอมของไฮโดรเจนสามารถรับอิเล็กตรอนคู่ที่ไม่ได้ใช้ร่วมกันของอะตอมอิเล็กโทรเนกาตีฟและสร้างพันธะกับมันโดยกลไกของผู้ให้-ตัวรับ

1.โลหะอัลคาไลน์เอิร์ธคือ

5) ถึง s-องค์ประกอบ

6) ถึง p- องค์ประกอบ

7) ถึง d- องค์ประกอบ

8) ถึง f - องค์ประกอบ

2. อะตอมของโลหะอัลคาไลน์เอิร์ธมีอิเล็กตรอนกี่ตัวที่ระดับพลังงานภายนอก

1) หนึ่ง 2) สอง 3) สาม 4) สี่

3. ใน ปฏิกริยาเคมีการจัดแสดงอะตอมของอลูมิเนียม

3) คุณสมบัติในการออกซิไดซ์ 2) คุณสมบัติของกรด

4) 3) คุณสมบัติรีดิวซ์ 4) คุณสมบัติพื้นฐาน

4. ปฏิกิริยาของแคลเซียมกับคลอรีนหมายถึงปฏิกิริยา

1) การสลายตัว 2) สารประกอบ 3) การแทนที่ 4) การแลกเปลี่ยน

5. น้ำหนักโมเลกุลของโซเดียมไบคาร์บอเนตคือ:

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

3. อะตอมใดหนักกว่า - เหล็กหรือซิลิกอน - และกี่ครั้ง?

4. กำหนดน้ำหนักโมเลกุลสัมพัทธ์ของสารอย่างง่าย: ไฮโดรเจน ออกซิเจน คลอรีน ทองแดง เพชร (คาร์บอน) จำไว้ว่าโมเลกุลใดประกอบด้วยโมเลกุลไดอะตอม และโมเลกุลใดประกอบด้วยอะตอม
5. จงคำนวณน้ำหนักโมเลกุลสัมพัทธ์ของสารประกอบต่อไปนี้ คาร์บอนไดออกไซด์ CO2 กรดซัลฟิวริก H2SO4 น้ำตาล C12H22O11 เอทิลแอลกอฮอล์ C2H6O CaCPO3 หินอ่อน
6. ในไฮโดรเจนเปอร์ออกไซด์มีไฮโดรเจนหนึ่งอะตอมต่ออะตอมออกซิเจน กำหนดสูตรของไฮโดรเจนเปอร์ออกไซด์หากทราบว่าน้ำหนักโมเลกุลสัมพัทธ์คือ 34 อัตราส่วนโดยมวลของไฮโดรเจนและออกซิเจนในสารประกอบนี้คือเท่าใด
7. โมเลกุลของคาร์บอนไดออกไซด์หนักกว่าโมเลกุลของออกซิเจนกี่เท่า?

ช่วยด้วยค่ะ งานเกรด 8