Duomenys apie jonizacijos energiją (EI), PEI ir stabilių molekulių sudėtį - jų tikrąsias reikšmes ir palyginimus - tiek laisvųjų, tiek į molekules sujungtų atomų, leidžia suprasti, kaip atomai sudaro molekules per kovalentinio ryšio mechanizmą.
KOVALENTINĖ RYŠYS- (iš lotynų „co“ kartu ir „vales“, turinčios jėgą) (homeopolinis ryšys), cheminis ryšys tarp dviejų atomų, atsirandantis dalijantis šiems atomams priklausančius elektronus. Atomai paprastų dujų molekulėse yra sujungti kovalentiniu ryšiu. Ryšys, kuriame yra viena bendra elektronų pora, vadinamas viengubu ryšiu; taip pat yra dvigubos ir trigubos jungtys.
Pažvelkime į kelis pavyzdžius, kad pamatytume, kaip savo taisyklėmis galime nustatyti kovalentinių cheminių jungčių, kurias gali sudaryti atomas, skaičių, jei žinome elektronų skaičių tam tikro atomo išoriniame apvalkale ir jo branduolio krūvį. Branduolinis krūvis ir elektronų skaičius išoriniame apvalkale nustatomi eksperimentiniu būdu ir įtraukiami į elementų lentelę.
Galimo kovalentinių ryšių skaičiaus apskaičiavimas
Pavyzdžiui, suskaičiuokime kovalentinių ryšių, kuriuos gali sudaryti natris, skaičių ( Na), aliuminio (Al), fosforo (P), ir chloras ( Cl). Natris ( Na) ir aliuminio ( Al) turi atitinkamai 1 ir 3 elektronus ant išorinio apvalkalo ir pagal pirmąją taisyklę (kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmui išoriniame apvalkale naudojamas vienas elektronas) jie gali sudaryti: natrio. (Na)- 1 ir aliuminis ( Al)- 3 kovalentinės jungtys. Susidarius ryšiams, elektronų skaičius ant išorinių natrio apvalkalų ( Na) ir aliuminio ( Al) yra lygus atitinkamai 2 ir 6; y., mažesnis už didžiausią šių atomų skaičių (8). Fosforas ( P) ir chloras ( Cl) išoriniame apvalkale turi atitinkamai 5 ir 7 elektronus ir pagal antrąjį iš aukščiau paminėtų dėsningumų galėtų sudaryti 5 ir 7 kovalentinius ryšius. Pagal ketvirtąjį kovalentinio ryšio susidarymo dėsnį šių atomų išoriniame apvalkale esančių elektronų skaičius padidėja 1. Pagal šeštąjį dėsnį, susidarius kovalentiniam ryšiui, elektronų skaičius ant išorinio apvalkalo. surištų atomų negali būti daugiau kaip 8. Tai yra, fosforo ( P) gali sudaryti tik 3 ryšius (8-5 = 3), o chloras ( Cl) gali sudaryti tik vieną (8-7 = 1).
Pavyzdys: remdamiesi analize nustatėme, kad tam tikra medžiaga susideda iš natrio atomų (Na) ir chloras ( Cl)... Žinodami kovalentinių ryšių susidarymo dėsnius, galime teigti, kad natrio ( Na) gali sudaryti tik 1 kovalentinį ryšį. Taigi galime manyti, kad kiekvienas natrio atomas ( Na) prijungtas prie chloro atomo ( Cl) per kovalentinį ryšį šioje medžiagoje ir kad ši medžiaga susideda iš atominių molekulių NaCl... Šios molekulės struktūros formulė yra tokia: Na - Cl.Čia brūkšnys (-) reiškia kovalentinį ryšį. Šios molekulės elektroninė formulė gali būti parodyta taip:
. .
Na: Cl:
. .
Pagal elektroninę formulę, ant išorinio natrio atomo apvalkalo ( Na) v NaCl yra 2 elektronai, o išoriniame chloro atomo apvalkale ( Cl) yra 8 elektronai. Šioje formulėje elektronai (taškai) tarp natrio atomų ( Na) ir
chloro (Cl) yra jungiantys elektronus. Kadangi PEI chlore ( Cl) yra 13 eV, o natrio (Na) ji yra 5,14 eV, jungianti elektronų pora yra daug arčiau atomo Cl nei į atomą Na... Jei molekulę sudarančių atomų jonizacijos energijos yra labai skirtingos, tada susidaręs ryšys bus poliarinis kovalentinis ryšys.
Panagrinėkime kitą atvejį. Remdamiesi analize, nustatėme, kad tam tikra medžiaga susideda iš aliuminio atomų ( Al) ir chloro atomai ( Cl)... Aliuminiui ( Al) ant išorinio apvalkalo yra 3 elektronai; taigi, jis gali sudaryti 3 kovalentinius cheminius ryšius, tuo tarpu chloro (Cl), kaip ir ankstesniu atveju, gali sudaryti tik 1 jungtį. Ši medžiaga pateikiama kaip AlCl 3, o jo elektroninę formulę galima iliustruoti taip:
3.1 pav. Elektroninė formulėAlCl 3
kurios struktūros formulė yra tokia:
Cl - Al - Cl
Cl
Ši elektroninė formulė tai rodo AlCl 3 ant išorinio chloro atomų apvalkalo ( Cl) yra 8 elektronai, o aliuminio atomo išoriniame apvalkale ( Al) jų yra 6. Pagal kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmą abu jungiantys elektronai (po vieną iš kiekvieno atomo) patenka į surištų atomų išorinius apvalkalus.
Keli kovalentiniai ryšiai
Atomai, kurių išoriniame apvalkale yra daugiau nei vienas elektronas, tarpusavyje gali sudaryti ne vieną, o kelis kovalentinius ryšius. Tokie ryšiai vadinami daugybiniais (dažniau kartotiniai) jungtys. Tokių ryšių pavyzdžiai yra azoto molekulių ryšiai ( N= N) ir deguonis ( O = O).
Ryšys, susidaręs susijungus pavieniams atomams, vadinamas homoatominė kovalentinė jungtis, e Jei atomai yra skirtingi, tada ryšys vadinamas heteroatominis kovalentinis ryšys[graikų priešdėliai "homo" ir "hetero" atitinkamai reiškia tą patį ir skirtingą].
Įsivaizduokite, kaip iš tikrųjų atrodo molekulė su suporuotais atomais. Paprasčiausia molekulė su suporuotais atomais yra vandenilio molekulė.
Cheminiai junginiai susidaro dėl cheminio ryšio tarp atomų molekulėse ir kristaluose.
Cheminis ryšys yra abipusis atomų sukibimas molekulėje ir kristalinėje gardelėje, atsirandantis dėl elektrinių traukos jėgų tarp atomų veikimo.
KOVALENTINĖ RYŠYS.
Kovalentinis ryšys susidaro dėl bendrų elektronų porų, atsirandančių surištų atomų apvalkaluose. Jį gali sudaryti vieno to paties elemento atomai, o tada jis nepolinis; pavyzdžiui, toks kovalentinis ryšys egzistuoja vieno elemento dujų molekulėse H2, O2, N2, Cl2 ir kt.
Kovalentinį ryšį gali sudaryti skirtingų cheminės prigimties panašių elementų atomai, o tada jis poliarinis; pavyzdžiui, toks kovalentinis ryšys egzistuoja H2O, NF3, CO2 molekulėse. Tarp elementų atomų susidaro kovalentinis ryšys,
Cheminių ryšių kiekybinės charakteristikos. Bendravimo energija. Nuorodos ilgis. Cheminio ryšio poliškumas. Valencijos kampas. Efektyvūs atomų krūviai molekulėse. Cheminio ryšio dipolio momentas. Daugiaatominės molekulės dipolio momentas. Daugiaatominės molekulės dipolio momento dydį lemiantys veiksniai.
Kovalentinio ryšio charakteristikos . Svarbios kovalentinio ryšio kiekybinės charakteristikos yra ryšio energija, ilgis ir dipolio momentas.
Bendravimo energija- energija, išsiskirianti jos formavimosi metu arba reikalinga dviem susietiems atomams atskirti. Ryšio energija apibūdina jo stiprumą.
Nuorodos ilgis yra atstumas tarp surištų atomų centrų. Kuo trumpesnis ilgis, tuo stipresnis cheminis ryšys.
Sujungimo dipolio momentas(m) yra vektorinis dydis, apibūdinantis ryšio poliškumą.
Vektoriaus ilgis lygus jungties ilgio l sandaugai iš efektyviojo krūvio q, kurį atomai įgyja pasislinkus elektronų tankiui: | m | = lХ q. Dipolio momento vektorius nukreiptas iš teigiamo krūvio į neigiamą. Vektoriaus pridėjus visų ryšių dipolio momentus, gaunamas molekulės dipolio momentas.
Nuorodų charakteristikas įtakoja jų gausumas:
Ryšio energija didėja iš eilės;
Ryšio ilgis auga priešinga tvarka.
Bendravimo energija(tam tikrai sistemos būsenai) – skirtumas tarp energijos tos būsenos, kurioje sistemos sudedamosios dalys yra be galo nutolusios viena nuo kitos ir yra aktyvios ramybės būsenoje, ir visos susietosios būsenos energijos. sistema:,
čia E – N komponentų (dalelių) sistemos komponentų surišimo energija, Ei – visa nesurištos būsenos i-ojo komponento energija (be galo nutolusios ramybės dalelės), o E – visa surištos sistemos energija. Sistemai, susidedančiai iš be galo nutolusių ramybės dalelių, rišimosi energija laikoma lygi nuliui, tai yra, susidarius surištai būsenai, energija išsiskiria. Ryšio energija yra lygi minimaliam darbui, kurį reikia atlikti, kad sistema suskaidytų į ją sudarančias daleles.
Jis apibūdina sistemos stabilumą: kuo didesnė rišimosi energija, tuo stabilesnė sistema. Neutralių atomų valentiniams elektronams (išorinių elektronų apvalkalų elektronams) jungimosi energija sutampa su jonizacijos energija, neigiamiems jonams - su elektronų afinitetu. Dviatominės molekulės cheminio ryšio energija atitinka jos šiluminės disociacijos energiją, kuri yra šimtai kJ / mol. Atomo branduolio hadronų surišimo energiją daugiausia lemia stipri sąveika. Lengviesiems branduoliams tai yra ~ 0,8 MeV vienam nukleonui.
Cheminio ryšio ilgis- atstumas tarp chemiškai surištų atomų branduolių. Cheminio ryšio ilgis yra svarbus fizikinis dydis, nulemiantis cheminės jungties geometrinius matmenis, jo ilgį erdvėje. Cheminio ryšio ilgiui nustatyti naudojami įvairūs metodai. Garų (dujų) fazėje izoliuotų molekulių cheminių ryšių ilgiui įvertinti naudojami dujų elektronų difrakcija, mikrobangų spektroskopija, Ramano spektrai ir didelės skiriamosios gebos IR spektrai. Manoma, kad cheminės jungties ilgis yra adityvinė vertė, nustatoma pagal atomų, sudarančių cheminę jungtį, kovalentinių spindulių sumą.
Cheminių jungčių poliškumas- būdingas cheminiam ryšiui, rodantis elektronų tankio pasiskirstymą erdvėje aplink branduolius, palyginti su elektronų tankio pasiskirstymu neutraliuose atomuose, sudarančius šį ryšį. Galite kiekybiškai įvertinti jungties molekulėje poliškumą. Tikslaus kiekybinio įvertinimo sunkumas yra tas, kad ryšio poliškumas priklauso nuo kelių veiksnių: jungiančių molekulių atomų ir jonų dydžio; nuo jungiančiuose atomuose jau esančio ryšio skaičiaus ir pobūdžio iki jų pateiktos sąveikos; apie struktūros tipą ir net jų kristalinių gardelių defektų ypatybes. Tokio pobūdžio skaičiavimai atliekami įvairiais metodais, kurie iš esmės duoda maždaug tuos pačius rezultatus (reikšmes).
Pavyzdžiui, nustatyta, kad HCl kiekviename šios molekulės atome yra 0,17 viso elektrono krūvio. Ant vandenilio atomo +0,17, o ant chloro atomo -0,17. Vadinamieji efektyvieji atomų krūviai dažniausiai naudojami kaip kiekybinis jungties poliškumo matas. Efektyvusis krūvis apibrėžiamas kaip skirtumas tarp elektronų, esančių tam tikroje erdvės srityje šalia branduolio, ir branduolio krūvio. Tačiau šis matas turi tik sąlyginę ir apytikslę [santykinę] reikšmę, nes molekulėje neįmanoma vienareikšmiškai atskirti regiono, kuris būtų susijęs tik su vienu atomu, o su keliomis jungtimis – su konkrečia jungtimi.
Valencijos kampas- kampas, sudarytas iš vieno atomo kylančių cheminių (kovalentinių) ryšių krypčių. Norint nustatyti molekulių geometriją, būtina žinoti ryšio kampus. Ryšio kampai priklauso tiek nuo atskirų prisijungusių atomų savybių, tiek nuo centrinio atomo atominių orbitų hibridizacijos. Paprastoms molekulėms ryšio kampas, kaip ir kiti geometriniai molekulės parametrai, gali būti apskaičiuojamas naudojant kvantinės chemijos metodus. Eksperimentiniu būdu jie nustatomi pagal molekulių inercijos momentų vertes, gautas analizuojant jų sukimosi spektrus. Sudėtingų molekulių ryšio kampas nustatomas difrakcinės struktūrinės analizės metodais.
EFEKTYVUS ATOMO ĮKŪVIMAS, apibūdina skirtumą tarp elektronų, priklausančių tam tikram atomui cheminėje medžiagoje, skaičiaus. Comm., ir elektronų skaičius nemokamai. atomas. Dėl E. z. a. naudoti modelius, kuriuose eksperimentiškai nustatytos reikšmės vaizduojamos kaip taškinių nepoliarizuojamų krūvių, lokalizuotų ant atomų, funkcijos; pavyzdžiui, dviatomės molekulės dipolio momentas laikomas E. z sandauga. a. tarpatominiu atstumu. Tokių modelių rėmuose E. z. a. galima apskaičiuoti naudojant optinius duomenis. arba rentgeno spektroskopija.
Molekulių dipolio momentai.
Idealus kovalentinis ryšys egzistuoja tik dalelėse, susidedančiose iš identiškų atomų (H2, N2 ir kt.). Jei ryšys susidaro tarp skirtingų atomų, tada elektronų tankis pasislenka į vieną iš atomų branduolių, tai yra, ryšys yra poliarizuotas. Ryšio poliškumo charakteristika yra jos dipolio momentas.
Molekulės dipolio momentas lygus jos cheminių ryšių dipolio momentų vektorinei sumai. Jei poliniai ryšiai molekulėje yra išsidėstę simetriškai, tada teigiami ir neigiami krūviai vienas kitą panaikina, o molekulė kaip visuma yra nepolinė. Taip atsitinka, pavyzdžiui, su anglies dioksido molekule. Poliatominės molekulės, turinčios asimetrinį polinių ryšių išsidėstymą, paprastai yra polinės. Tai ypač pasakytina apie vandens molekulę.
Gautą molekulės dipolio momento vertę gali įtakoti vieniša elektronų pora. Taigi, NH3 ir NF3 molekulės turi tetraedrinę geometriją (atsižvelgiant į vienišą elektronų porą). Azoto – vandenilio ir azoto – fluoro jungčių joniškumo laipsniai yra atitinkamai 15 ir 19%, o jų ilgiai – atitinkamai 101 ir 137 pm. Remiantis tuo, galima daryti išvadą, kad NF3 turi didesnį dipolio momentą. Tačiau eksperimentas rodo priešingai. Tiksliau numatant dipolio momentą reikėtų atsižvelgti į vienišos poros dipolio momento kryptį (29 pav.).
Atominių orbitų hibridizacijos samprata ir molekulių bei jonų erdvinė struktūra. Hibridinių orbitų elektronų tankio pasiskirstymo ypatumai. Pagrindiniai hibridizacijos tipai yra sp, sp2, sp3, dsp2, sp3d, sp3d2. Hibridizacija, apimanti vienišų elektronų poras.
ATOMO ORBITALŲ HIBRIDIZAVIMAS.
Kai kurių molekulių sandarai paaiškinti VS metodu naudojamas atominių orbitų hibridizacijos (AO) modelis. Kai kurių elementų (berilio, boro, anglies) s- ir p-elektronai dalyvauja formuojant kovalentinius ryšius. Šie elektronai yra ant AO, skiriasi forma ir energija. Nepaisant to, jiems dalyvaujant suformuotos obligacijos pasirodo lygiavertės ir išsidėsčiusios simetriškai.
Pavyzdžiui, BeC12, BC13 ir CC14 molekulėse C1-E-C1 ryšio kampas yra 180, 120 ir 109,28 о. E-C1 jungties ilgių vertės ir energijos kiekvienai iš šių molekulių yra vienodos. Orbitinės hibridizacijos principas yra tas, kad pradiniai skirtingų formų ir energijos AO maišymosi metu sukuria naujas tos pačios formos ir energijos orbitas. Centrinio atomo hibridizacijos tipas lemia jos suformuotos molekulės ar jono geometrinę formą.
Panagrinėkime molekulės struktūrą atominių orbitų hibridizacijos požiūriu. 
Erdvinė molekulių forma.
Lewiso formulės daug pasako apie molekulių elektroninę struktūrą ir stabilumą, tačiau kol kas nieko negali pasakyti apie jų erdvinę struktūrą. Cheminių ryšių teorijoje yra du geri būdai paaiškinti ir nuspėti molekulių geometriją. Jie gerai sutaria vienas su kitu. Pirmasis metodas vadinamas valentinių elektronų porų atstūmimo teorija (VEPP). Nepaisant „baisaus“ pavadinimo, šio požiūrio esmė labai paprasta ir aiški: molekulėse esantys cheminiai ryšiai ir pavienės elektronų poros linkę išsidėstyti kuo toliau vienas nuo kito. Paaiškinkime konkrečiais pavyzdžiais. BeCl2 molekulėje yra dvi Be-Cl jungtys. Šios molekulės forma turi būti tokia, kad ir šie ryšiai, ir chloro atomai jų galuose būtų kuo toliau vienas nuo kito:
Tai įmanoma tik esant linijinei molekulės formai, kai kampas tarp jungčių (ClBeCl kampas) yra 180 °.
Kitas pavyzdys: BF3 molekulėje yra 3 B-F ryšiai. Jie yra kuo toliau vienas nuo kito, o molekulė turi plokščio trikampio formą, kur visi kampai tarp jungčių (kampai FBF) yra lygūs 120 °:
Atominių orbitų hibridizacija.
Hibridizacija apima ne tik elektronų surišimą, bet ir pavienių elektronų porų ... Pavyzdžiui, vandens molekulėje yra dvi kovalentinės cheminės jungtys tarp deguonies atomo ir 21 pav. su dviem vandenilio atomais (21 pav.).
Be dviejų elektronų porų, bendrų su vandenilio atomais, deguonies atomas turi dvi poras išorinių elektronų, kurie nedalyvauja formuojant ryšį ( vienišos poros). Visos keturios elektronų poros užima tam tikrus plotus erdvėje aplink deguonies atomą. Kadangi elektronai atstumia vienas kitą, elektronų debesys yra išdėstyti kuo toliau vienas nuo kito. Šiuo atveju dėl hibridizacijos pasikeičia atominių orbitalių forma, jos pailgėja ir nukreiptos į tetraedro viršūnes. Todėl vandens molekulė turi kampinę formą, o kampas tarp deguonies ir vandenilio ryšių yra 104,5 o.
AB2, AB3, AB4, AB5, AB6 tipo molekulių ir jonų forma. d-AO dalyvauja formuojant σ ryšius plokščiose kvadratinėse molekulėse, oktaedrinėse molekulėse ir molekulėse, sudarytose trigonalinės bipiramidės pavidalu. Elektronų porų atstūmimo įtaka erdvinei molekulių konfigūracijai (vienišų elektronų porų KNEP dalyvavimo samprata).
AB2, AB3, AB4, AB5, AB6 tipo molekulių ir jonų forma... Kiekvienas AO hibridizacijos tipas atitinka griežtai apibrėžtą geometrinę formą, patvirtintą eksperimentiškai. Jis pagrįstas hibridinių orbitalių suformuotais σ-ryšiais, kurių elektrostatiniame lauke juda delokalizuotos π-elektronų poros (jei yra daugybinių ryšių) (5.3 lentelė). sp hibridizacija... Panašus hibridizacijos tipas įvyksta, kai atomas sudaro dvi jungtis dėl elektronų, esančių s ir p orbitose ir turinčių panašią energiją. Šis hibridizacijos tipas būdingas AB2 tipo molekulėms (5.4 pav.). Tokių molekulių ir jonų pavyzdžiai pateikti lentelėje. 5.3 (5.4 pav.).
5.3 lentelė
Geometrinės molekulių formos
E yra vieniša elektronų pora.
BeCl2 molekulės struktūra. Įprastos būsenos berilio atomo išoriniame sluoksnyje yra du suporuoti s elektronai. Dėl sužadinimo vienas iš s elektronų pereina į p būseną - atsiranda du nesuporuoti elektronai, kurie skiriasi orbitos forma ir energija. Susidarius cheminiam ryšiui, jie paverčiami dviem identiškomis sp-hibridinėmis orbitomis, nukreiptomis viena į kitą 180 laipsnių kampu.
Be 2s2 Be 2s1 2p1 – sužadinta atomo būsena
Ryžiai. 5.4. Sp-hibridinių debesų erdvinis išsidėstymas
Pagrindiniai tarpmolekulinių sąveikų tipai. Medžiaga kondensuotos būsenos. Tarpmolekulinių sąveikų energiją lemiantys veiksniai. Vandenilinė jungtis. Vandenilio jungties prigimtis. Vandenilio jungties kiekybinės charakteristikos. Tarpmolekulinė ir intramolekulinė vandenilio jungtis.
TARPMolekuLĖS SĄVEIKA- sąveika. molekulės tarpusavyje, nesukeldamos plyšimo ar naujos cheminės medžiagos susidarymo. jungtys. M. in. lemia skirtumą tarp tikrų dujų ir idealių, skysčių ir molo egzistavimą. kristalai. Nuo M iki. priklauso nuo daugelio. struktūrinis, spektrinis, termodinaminis. ir kiti sv-va in-v. M. sąvokos atsiradimas in. siejamas su Van der Waals vardu, to-ry, paaiškinti sv-in realias dujas ir skysčius, 1873 metais pasiūlė valstybės lygtį, atsižvelgiant į M. a. Todėl M. pajėgos in. dažnai vadinamas van der Waalsu.
M. pagrindas in. sudaro Kulono sąveikos jėgas. tarp vienos molekulės elektronų ir branduolių bei kitos molekulės branduolių ir elektronų. Eksperimentiškai nustatytame sv-vah in-va pasireiškia vidutinė sąveika, kuri priklauso nuo atstumo R tarp molekulių, jų tarpusavio orientacijos, sandaros ir fizikinės. charakteristikos (dipolio momentas, poliarizacija ir kt.). Esant dideliam R, žymiai viršijant pačių molekulių linijinius matmenis, dėl to molekulių elektroniniai apvalkalai nesutampa, M. in jėgos. Galima pagrįstai suskirstyti į tris tipus – elektrostatinį, poliarizacinį (indukcinį) ir dispersinį. Elektrostatinės jėgos kartais vadinamos orientacinėmis jėgomis, tačiau tai netikslu, nes molekulių tarpusavio orientaciją taip pat gali lemti poliarizacija. jėgos, jei molekulės yra anizotropinės.
Esant nedideliems atstumams tarp molekulių (R ~ l), atskirkite atskirus M. tipus. tai įmanoma tik apytiksliai, tuo tarpu, be įvardintų trijų tipų, yra dar du, susiję su elektroninių apvalkalų persidengimu, - mainų sąveika ir sąveika dėl elektroninio krūvio perdavimo. Nepaisant tam tikro konvenciškumo, toks skirstymas kiekvienu konkrečiu atveju leidžia paaiškinti M. prigimtį. ir apskaičiuoti jo energiją.
Medžiagos struktūra kondensuotoje būsenoje.
Priklausomai nuo atstumo tarp dalelių, sudarančių medžiagą, ir nuo jų sąveikos pobūdžio bei energijos, medžiaga gali būti vienoje iš trijų agregacijos būsenų: kietos, skystos ir dujinės.
Esant pakankamai žemai temperatūrai, medžiaga yra kietos būsenos. Atstumai tarp kristalinės medžiagos dalelių yra pagal pačių dalelių dydį. Vidutinė dalelių potencinė energija yra didesnė už jų vidutinę kinetinę energiją. Dalelių, sudarančių kristalus, judėjimas yra labai ribotas. Jėgos, veikiančios tarp dalelių, išlaiko jas arti pusiausvyros padėčių. Tai paaiškina savo formos ir tūrio kristalinių kūnų buvimą ir didelį atsparumą šlyčiai.
Ištirpusios kietos medžiagos virsta skysčiu. Struktūra skysta medžiaga nuo kristalinės skiriasi tuo, kad ne visos dalelės viena nuo kitos yra tokiais atstumais kaip kristaluose, kai kurios molekulės viena nuo kitos nutolusios dideliais atstumais. Skystos būsenos medžiagų dalelių vidutinė kinetinė energija yra maždaug lygi jų vidutinei potencialiai energijai.
Dažnai įprasta kietąją ir skystąją būseną derinti su bendru terminu – kondensuota būsena.
Tarpmolekulinių sąveikų tipai intramolekulinis vandenilio ryšys. Ryšiai, kurių susiformavimo metu nevyksta elektronų apvalkalų persitvarkymas, vadinami sąveikos tarp molekulių ... Pagrindinės molekulinės sąveikos rūšys yra van der Waals jėgos, vandenilio ryšiai ir donoro-akceptoriaus sąveika.
Kai molekulės artėja viena prie kitos, atsiranda trauka, dėl kurios susidaro kondensuota materijos būsena (skysta, kieta su molekuline kristaline gardele). Jėgos, palengvinančios molekulių pritraukimą, vadinamos van der Waals jėgomis.
Jiems būdingi trys tipai tarpmolekulinė sąveika :
a) orientacinė sąveika, pasireiškianti tarp polinių molekulių, siekiančių užimti tokią padėtį, kad jų dipoliai būtų vienas priešais kitą su priešingais poliais, o šių dipolių momentiniai vektoriai būtų orientuoti išilgai vienos tiesės (kitaip tai yra vadinama dipolio ir dipolio sąveika );
b) indukcija, atsirandanti tarp indukuotų dipolių, kurios susidarymo priežastis yra dviejų artėjančių molekulių atomų tarpusavio poliarizacija;
c) dispersinis, atsirandantis dėl mikrodipolių sąveikos, susidariusių dėl momentinių teigiamų ir neigiamų krūvių poslinkių molekulėse elektronų judėjimo ir branduolių virpesių metu.
Dispersijos jėgos veikia tarp bet kokių dalelių. Daugelio medžiagų dalelių, pavyzdžiui: He, Ar, H2, N2, CH4, orientacinė ir indukcijos sąveika neatliekama. NH3 molekulėms dispersinė sąveika sudaro 50%, orientacinė - 44,6%, o indukcija - 5,4%. Van der Waalso traukos jėgų poliarinė energija pasižymi žemomis vertėmis. Taigi ledui jis yra 11 kJ / mol, t.y. 2,4% kovalentinio ryšio H-O energijos (456 kJ / mol). Van der Waalso gravitacinės jėgos yra fizinės sąveikos.
Vandenilinė jungtis yra fizikinis ir cheminis ryšys tarp vienos molekulės vandenilio ir kitos molekulės EO elemento. Vandenilio jungčių susidarymas paaiškinamas tuo, kad poliarizuotas vandenilio atomas polinėse molekulėse ar grupėse turi unikalių savybių: vidinių elektronų apvalkalų nebuvimą, reikšmingą elektronų poros poslinkį link atomo, turinčio didelį EO ir labai mažą dydį. . Todėl vandenilis gali giliai prasiskverbti į kaimyninio neigiamai poliarizuoto atomo elektronų apvalkalą. Kaip rodo spektriniai duomenys, EO atomo kaip donoro ir vandenilio atomo kaip akceptoriaus donoro ir akceptoriaus sąveika taip pat vaidina svarbų vaidmenį formuojant vandenilio ryšį. Vandenilinis ryšys gali būti tarpmolekulinės arba intramolekulinis.
Vandenilio ryšiai gali atsirasti tiek tarp skirtingų molekulių, tiek molekulėje, jei šioje molekulėje yra grupių, turinčių donoro ir akceptoriaus galimybes. Taigi, būtent intramolekuliniai vandenilio ryšiai atlieka pagrindinį vaidmenį formuojant peptidines grandines, kurios lemia baltymų struktūrą. Vienas žinomiausių intramolekulinio vandenilinio ryšio poveikio struktūrai pavyzdžių yra dezoksiribonukleino rūgštis (DNR). DNR molekulė susukta į dvigubą spiralę. Dvi šios dvigubos spiralės gijos yra sujungtos viena su kita vandeniliu. Vandenilio ryšys yra tarpinis tarp valentinės ir tarpmolekulinės sąveikos. Tai siejama su unikaliomis poliarizuoto vandenilio atomo savybėmis, mažu dydžiu ir elektroninių sluoksnių nebuvimu.
Tarpmolekuliniai ir intramolekuliniai vandenilio ryšiai.
Vandeniliniai ryšiai randami daugelyje cheminių junginių. Paprastai jie atsiranda tarp fluoro, azoto ir deguonies atomų (labiausiai elektronegatyvių elementų), rečiau - dalyvaujant chloro, sieros ir kitų nemetalų atomams. Stiprūs vandeniliniai ryšiai susidaro tokiose skystose medžiagose kaip vanduo, vandenilio fluoridas, deguonies turinčios neorganinės rūgštys, karboksirūgštys, fenoliai, alkoholiai, amoniakas, aminai. Kristalizacijos metu šiose medžiagose dažniausiai išlaikomi vandenilio ryšiai. Todėl jų kristalinės struktūros yra grandinių (metanolis), plokščių dvimačių sluoksnių (boro rūgštis), trimačių trimačių tinklų (ledo) formos.
Jei vandenilio ryšys sujungia vienos molekulės dalis, tada jie sako apie intramolekulinis vandenilinė jungtis. Tai ypač pasakytina apie daugelį organinių junginių (42 pav.). Jei vandenilio jungtis susidaro tarp vienos molekulės vandenilio atomo ir kitos molekulės nemetalinio atomo (tarpmolekulinė vandenilio jungtis), tada molekulės sudaro gana stiprias poras, grandines, žiedus. Taigi, skruzdžių rūgštis, tiek skysta, tiek dujinė, egzistuoja dimerų pavidalu:
o vandenilio fluorido dujose yra iki keturių HF dalelių polimerų molekulių. Stiprūs ryšiai tarp molekulių gali būti vandenyje, skystame amoniake ir alkoholiuose. Deguonies ir azoto atomuose, reikalinguose vandeniliniams ryšiams susidaryti, yra visi angliavandeniai, baltymai, nukleorūgštys. Pavyzdžiui, žinoma, kad gliukozė, fruktozė ir sacharozė puikiai tirpsta vandenyje. Svarbų vaidmenį čia atlieka vandenilio ryšiai, susidarę tirpale tarp vandens molekulių ir daugybės angliavandenių OH grupių.
Periodinis įstatymas. Šiuolaikinė periodinio įstatymo formuluotė. Periodinė cheminių elementų lentelė yra grafinė periodinio dėsnio iliustracija. Šiuolaikinė periodinės lentelės versija. Atominių orbitalių užpildymo elektronais ir periodų susidarymo ypatumai. s-, p-, d-, f- Elementai ir jų išdėstymas periodinėje lentelėje. Grupės, laikotarpiai. Didieji ir smulkieji pogrupiai. Periodinės sistemos ribos.
Periodinio dėsnio atradimas.
Pagrindinis chemijos dėsnis – periodinį dėsnį atrado D.I. Mendelejevas 1869 m., kai atomas buvo laikomas nedalijus ir nieko nebuvo žinoma apie jo vidinę struktūrą. D.I. periodinio įstatymo pagrindas. Mendelejevas nustatė atomines mases (anksčiau – atominius svorius) ir chemines elementų savybes.
Išdėsčius 63 tuo metu žinomus elementus jų atominės masės didėjimo tvarka, D.I. Mendelejevas gavo natūralią (natūralią) cheminių elementų seriją, kurioje jis atrado periodinį cheminių savybių pasikartojimą.
Pavyzdžiui, tipiško metalo ličio Li savybės buvo pakartotos elementams natris Na ir kalis K, tipiško nemetalinio fluoro F savybės - elementams chloras Cl, bromas Br, jodas I.
Kai kurie D.I. Mendelejevas nerado cheminių analogų (pavyzdžiui, aliuminio Al ir silicio Si), nes tokie analogai tuo metu dar nebuvo žinomi. Jiems jis paliko tuščias vietas natūraliose serijose ir, remdamasis periodišku pasikartojimu, numatė jų chemines savybes. Po atitinkamų elementų atradimo (aliuminio analogas – galis Ga, silicio analogas – germanis Ge ir kt.), D.I. Mendelejevas buvo visiškai patvirtintas.
Jo dėka susidaro neorganinių ir organinių medžiagų molekulės. Cheminis ryšys atsiranda sąveikaujant elektriniams laukams, kuriuos sukuria atomų branduoliai ir elektronai. Vadinasi, kovalentinio cheminio ryšio susidarymas yra susijęs su elektriniu pobūdžiu.
Kas yra obligacija
Šis terminas reiškia dviejų ar daugiau atomų veikimo rezultatą, dėl kurio susidaro stipri poliatominė sistema. Pagrindiniai cheminių ryšių tipai susidaro mažėjant reaguojančių atomų energijai. Ryšio formavimosi procese atomai bando užbaigti savo elektronų apvalkalą.
Bendravimo tipai
Chemijoje išskiriami keli ryšių tipai: joniniai, kovalentiniai, metaliniai. Kovalentinis cheminis ryšys yra dviejų tipų: polinis ir nepolinis.
Koks jo atsiradimo mechanizmas? Kovalentinis nepolinis cheminis ryšys susidaro tarp tų pačių nemetalų, turinčių vienodą elektronegatyvumą, atomų. Tokiu atveju susidaro bendros elektronų poros.
Nepoliarinis bendravimas
Molekulių, turinčių nepolinį kovalentinį cheminį ryšį, pavyzdžiai yra halogenai, vandenilis, azotas, deguonis.
Pirmą kartą šį ryšį 1916 metais atrado amerikiečių chemikas Lewisas. Iš pradžių jis iškėlė hipotezę, kuri buvo patvirtinta tik eksperimentiniu būdu.
Kovalentinis cheminis ryšys yra susijęs su elektronegatyvumu. Nemetalams jis turi didelę vertę. Vykstant cheminei atomų sąveikai elektronų perkėlimas iš vieno atomo į kitą ne visada įmanomas, todėl jie susijungia. Tarp atomų atsiranda tikras kovalentinis cheminis ryšys. Įprastos mokyklos mokymo programos 8 klasė apima išsamų kelių bendravimo tipų tyrimą.
Medžiagos, turinčios tokio tipo ryšį, normaliomis sąlygomis yra skysčiai, dujos, taip pat kietos medžiagos, kurių lydymosi temperatūra yra žema.
Kovalentinių ryšių rūšys
Pagyvenkime šiuo klausimu išsamiau. Kokie yra cheminių jungčių tipai? Kovalentinis ryšys egzistuoja mainų, donoro-akceptoriaus variantuose.
Pirmajam tipui būdinga tai, kad kiekvienas atomas grąžina vieną nesuporuotą elektroną, kad susidarytų bendra elektroninė jungtis.
Elektronai, sujungti į bendrą ryšį, turi turėti priešingus sukimus. Vandenilis gali būti laikomas tokio tipo kovalentinio ryšio pavyzdžiu. Artėjant jo atomams, stebimas jų elektronų debesų prasiskverbimas vienas į kitą, o tai moksle vadinama elektronų debesų persidengimu. Dėl to didėja elektronų tankis tarp branduolių, mažėja sistemos energija.
Esant minimaliam atstumui, vandenilio branduoliai atstumiami, dėl to susidaro tam tikras optimalus atstumas.
Kovalentinio ryšio donoro-akceptoriaus tipo atveju viena dalelė turi elektronų, ji vadinama donore. Antroji dalelė turi laisvą ląstelę, kurioje bus elektronų pora.
Polinės molekulės
Kaip susidaro kovalentiniai poliniai cheminiai ryšiai? Jie atsiranda situacijose, kai surišti nemetalų atomai turi skirtingą elektronegatyvumą. Tokiais atvejais bendri elektronai yra arčiau atomo, kurio elektronegatyvumas yra didesnis. Kaip kovalentinio polinio ryšio pavyzdį galima laikyti ryšius, atsirandančius vandenilio bromido molekulėje. Čia viešieji elektronai, atsakingi už kovalentinio ryšio susidarymą, yra arčiau bromo nei vandenilio. To priežastis yra ta, kad bromas turi didesnį elektronegatyvumą nei vandenilis.
Kovalentinio ryšio nustatymo metodai
Kaip atpažinti kovalentinius polinius cheminius ryšius? Norėdami tai padaryti, turite žinoti molekulių sudėtį. Jei joje yra skirtingų elementų atomų, molekulėje egzistuoja kovalentinis polinis ryšys. Nepolinėse molekulėse yra vieno cheminio elemento atomai. Tarp užduočių, kurios siūlomos kaip mokyklos chemijos kurso dalis, yra tokių, kurios apima ryšio tipo nustatymą. Tokio tipo užduotys įtraukiamos į 9 klasės chemijos baigiamojo atestavimo užduotis, taip pat į vieningo valstybinio chemijos egzamino 11 klasėje testus.
Joninis ryšys
Kuo skiriasi kovalentinės ir joninės cheminės jungtys? Jei kovalentinis ryšys būdingas nemetalams, tai joninis ryšys susidaro tarp atomų, kurių elektronegatyvumas labai skiriasi. Pavyzdžiui, tai būdinga pagrindinių PS pogrupių (šarminių ir šarminių žemių metalų) pirmosios ir antrosios grupių elementų junginiams ir periodinės lentelės pagrindinių pogrupių 6 ir 7 grupių elementams (chalkogenai ir halogenai).
Jis susidaro dėl elektrostatinės priešingų krūvių jonų traukos.
Joninės jungties ypatybės
Kadangi priešingai įkrautų jonų jėgos laukai yra pasiskirstę tolygiai visomis kryptimis, kiekvienas iš jų sugeba pritraukti prie savęs priešingo ženklo daleles. Būtent tai apibūdina joninio ryšio nekryptiškumą.
Dviejų priešingų ženklų jonų sąveika nereiškia visiško atskirų jėgos laukų abipusio kompensavimo. Tai prisideda prie gebėjimo pritraukti jonus kitomis kryptimis išsaugojimo, todėl pastebimas joninės jungties neprisotinimas.
Joniniame junginyje kiekvienas jonas turi savybę pritraukti tam tikrą skaičių kitų su priešingais ženklais, kad susidarytų joninės prigimties kristalinė gardelė. Tokiame kristale nėra molekulių. Kiekvienas jonas medžiagoje yra apsuptas tam tikro skaičiaus skirtingo ženklo jonų.
Metalo jungtis
Šio tipo cheminiai ryšiai turi tam tikrų individualių savybių. Metalai turi per daug valentinių orbitalių, kuriose trūksta elektronų.
Kai atskiri atomai artėja vienas prie kito, jų valentinės orbitos persidengia, o tai prisideda prie laisvo elektronų judėjimo iš vienos orbitos į kitą, sudarydamos ryšį tarp visų metalo atomų. Šie laisvieji elektronai yra pagrindinė metalo jungties savybė. Jis neturi soties ir kryptingumo, nes valentiniai elektronai yra tolygiai paskirstyti visame kristale. Laisvųjų elektronų buvimas metaluose paaiškina kai kurias jų fizines savybes: metalinį blizgesį, plastiškumą, plastiškumą, šilumos laidumą, neskaidrumą.
Savotiškas kovalentinis ryšys
Jis susidaro tarp vandenilio atomo ir elemento, turinčio didelį elektronegatyvumą. Yra vidinės ir tarpmolekulinės vandenilio jungtys. Šio tipo kovalentinis ryšys yra pats trapiausias, atsiranda dėl elektrostatinių jėgų veikimo. Vandenilio atomas turi mažą spindulį, o kai šis vienas elektronas išstumiamas arba atsisakoma, vandenilis tampa teigiamu jonu, veikiančiu atomą su dideliu elektronegatyvumu.
Tarp būdingų kovalentinio ryšio savybių yra: sodrumas, kryptingumas, poliarizuojamumas, poliškumas. Kiekvienas iš šių rodiklių turi tam tikrą suformuoto ryšio reikšmę. Pavyzdžiui, kryptingumą lemia geometrinė molekulės forma.
Kovalentinis ryšys yra labiausiai paplitęs cheminių ryšių tipas, atsirandantis sąveikaujant su tomis pačiomis ar panašiomis elektronegatyvumo reikšmėmis.
Kovalentinis ryšys yra ryšys tarp atomų naudojant bendras elektronų poras.
Po elektrono atradimo buvo daug bandymų sukurti elektroninę cheminio ryšio teoriją. Sėkmingiausi buvo Lewiso (1916 m.) darbai, siūlę jungties susidarymą kaip dviejų atomų bendrų elektronų porų atsiradimo pasekmę. Norėdami tai padaryti, kiekvienas atomas suteikia tiek pat elektronų ir bando apsupti elektronų oktetu arba dubletu, būdingu išorinei inertinių dujų elektroninei konfigūracijai. Grafiškai kovalentinių ryšių susidarymas dėl nesuporuotų elektronų pagal Lewiso metodą pavaizduotas naudojant taškus, vaizduojančius išorinius atomo elektronus.
Kovalentinio ryšio susidarymas pagal Lewiso teoriją
Kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmas
Pagrindinis kovalentinio ryšio požymis yra bendros elektronų poros, priklausančios abiem chemiškai sujungtiems atomams, buvimas, nes dviejų elektronų buvimas dviejų branduolių veikimo lauke yra energetiškai palankesnis nei kiekvieno elektrono buvimas savo branduolį. Bendros elektroninės obligacijų poros susidarymas gali vykti įvairiais mechanizmais, dažniau mainais, o kartais – donoro-akceptoriaus būdu.
pagal kovalentinio ryšio susidarymo mainų mechanizmo principą, kiekvienas iš sąveikaujančių atomų tiekia tiek pat elektronų su antilygiagrečiais sukiniais ryšiui susidaryti. Pavyzdžiui:
Bendra kovalentinio ryšio susidarymo schema: a) mainų mechanizmu; b) donoro-akceptoriaus mechanizmu pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą dviejų elektronų ryšys atsiranda sąveikaujant įvairioms dalelėms. Vienas iš jų – donoras A: turi neatskirtą elektronų porą (ty vieną, kuri priklauso tik vienam atomui), o kita yra akceptorius V- turi laisvą orbitalę.
Dalelė, kuri suteikia dviejų elektronų porą (nepadalinta elektronų pora) ryšiui, vadinama donore, o dalelė su laisvąja orbitale, kuri priima šią elektronų porą, vadinama akceptoriumi.
Kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmas dėl vieno atomo dviejų elektronų debesies ir kito laisvos orbitos vadinamas donoro-akceptoriaus mechanizmu.
Donoro-akceptoriaus ryšys kitaip vadinamas puspoliariniu, nes ant donoro atomo atsiranda dalinis efektyvusis teigiamas krūvis δ + (dėl to, kad jo neatskirta elektronų pora nukrypo nuo jo), o ant akceptoriaus atomo yra dalinis efektyvusis neigiamas krūvis. krūvis δ- (dėl to, kad neatskirta donoro elektronų pora yra pasislinkusi link jos).
Paprastos elektronų poros donoro pavyzdys yra Н — , kuris turi neatskirtą elektronų porą. Pridėjus neigiamą hidrido joną į molekulę, kurios centrinis atomas turi laisvą orbitalę (diagramoje ji žymima kaip tuščia kvantinė ląstelė), pavyzdžiui, BH 3, sudėtingas kompleksinis jonas BH. 4 susidaro — su neigiamu krūviu (H — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4] -):
Elektronų poros akceptorius yra vandenilio jonas arba tiesiog protonas H +. Jo pridėjimas prie molekulės, kurios centrinis atomas turi neatskirtą elektronų porą, pavyzdžiui, NH 3, taip pat sukelia sudėtingo jono NH 4 + susidarymą, bet jau turintį teigiamą krūvį:
Valentinės jungties metodas
Pirmas Kvantinė mechaninė kovalentinio ryšio teorija buvo sukurta Geitlerio ir Londono (1927 m.), kad apibūdintų vandenilio molekulę, o vėliau Paulingas pritaikė poliatominėms molekulėms. Ši teorija vadinama valentinio ryšio metodas, kurio pagrindines nuostatas galima apibendrinti taip:
- kiekviena molekulės atomų pora yra kartu naudojant vieną ar daugiau bendrų elektronų porų, o sąveikaujančių atomų elektronų orbitalės persidengia;
- ryšio stiprumas priklauso nuo elektronų orbitalių persidengimo laipsnio;
- kovalentinio ryšio susidarymo sąlyga – elektronų sukinių antikryptiškumas; dėl to tarpbranduolinėje erdvėje atsiranda apibendrinta elektronų orbita su didžiausiu elektronų tankiu, kuri užtikrina teigiamai įkrautų branduolių trauką vienas prie kito ir lydi sistemos bendrosios energijos sumažėjimas.
Atominių orbitų hibridizacija
Nepaisant to, kad s-, p- arba d-orbitalių elektronai, kurie erdvėje yra skirtingos formos ir skirtingos orientacijos, dalyvauja formuojant kovalentinius ryšius, daugelyje junginių šie ryšiai yra lygiaverčiai. Šiam reiškiniui paaiškinti buvo įvesta „hibridizacijos“ sąvoka.
Hibridizacija – orbitų formų ir energijos maišymosi ir išlyginimo procesas, kurio metu įvyksta panašių orbitalių elektronų tankių persiskirstymas energijoje, ko pasekoje jie tampa lygiaverčiai.
Pagrindinės hibridizacijos teorijos nuostatos:
- Hibridizacijos metu pradinė orbitų forma tarpusavyje keičiasi, tuo tarpu susidaro naujos, hibridizuotos orbitalės, tačiau tos pačios energijos ir tokios pačios formos, primenančios netaisyklingą aštuntą figūrą.
- Hibridizuotų orbitų skaičius yra lygus hibridizacijoje dalyvaujančių išėjimo orbitų skaičiui.
- Hibridizacijoje gali dalyvauti panašios energijos orbitalės (išorinio energijos lygio s- ir p-orbitalės ir išorinio arba preliminaraus lygio d-orbitalės).
- Hibridizuotos orbitalės yra labiau pailgintos cheminių jungčių formavimosi kryptimi, todėl geriau persidengia su gretimo atomo orbitomis, todėl jos tampa patvaresnės nei susidariusios dėl atskirų nehibridinių elektronų. orbitalės.
- Dėl stipresnių ryšių susidarymo ir simetriškesnio elektronų tankio pasiskirstymo molekulėje gaunamas energijos prieaugis, kuris daugiau nei kompensuoja hibridizacijos procesui reikalingas energijos sąnaudas.
- Hibridizuotos orbitos turi būti orientuotos erdvėje taip, kad būtų užtikrintas didžiausias abipusis atstumas viena nuo kitos; šiuo atveju atstūmimo energija yra mažiausia.
- Hibridizacijos tipą lemia išėjimo orbitų tipas ir skaičius bei keičiasi ryšio kampo dydis, taip pat erdvinė molekulių konfigūracija.
Hibridizuotų orbitalių forma ir ryšio kampai (geometriniai kampai tarp orbitalių simetrijos ašių) priklausomai nuo hibridizacijos tipo: a) sp-hibridizacija; b) sp2 -hibridizacija; c) sp 3 -hibridizacija Formuojant molekules (ar atskirus molekulių fragmentus), dažniausiai susiduriama su šiais hibridizacijos tipais:
Bendra sp-hibridizacijos schema Ryšiai, kurie susidaro dalyvaujant sp-hibridizuotų orbitų elektronams, taip pat yra išdėstyti 180 0 kampu, o tai lemia linijinę molekulės formą. Šio tipo hibridizacija stebima antrosios grupės elementų halogeniduose (Be, Zn, Cd, Hg), kurių atomai valentinėje būsenoje turi nesusijusius s- ir p-elektronus. Linijinė forma būdinga ir kitų elementų molekulėms (0 = C = 0, HC≡CH), kuriose ryšius sudaro sp-hibridizuoti atomai.
Atominių orbitalių sp 2 hibridizacijos ir molekulės plokštumos trikampio formos, kurią sukelia atominių orbitalių sp 2 hibridizacija, schema Šis hibridizacijos tipas būdingiausias trečiosios grupės p-elementų molekulėms, kurių sužadintoje būsenoje esantys atomai turi išorinę elektroninę struktūrą ns 1 np 2, kur n yra elemento buvimo periodo skaičius. Taigi BF 3, BCl 3, AlF 3 ir kitose molekulėse ryšiai susidaro dėl sp 2 -hibridizuotų centrinio atomo orbitalių.
Atominių orbitų sp 3 -hibridizacijos schema Centrinio atomo hibridizuotų orbitalių išsidėstymas 109 0 28` kampu lemia tetraedrinę molekulių formą. Tai labai būdinga sotiesiems keturiavalentės anglies CH 4, СCl 4, C 2 H 6 ir kitų alkanų junginiams. Kitų elementų junginių, turinčių tetraedrinę struktūrą dėl centrinio atomo valentinių orbitalių sp 3 -hibridizacijos, pavyzdžiai yra jonai: BH 4 -, BF 4 -, PO 4 3-, SO 4 2-, FeCl 4 -.
Bendra sp 3d -hibridizacijos schema Šio tipo hibridizacija dažniausiai randama nemetalų halogeniduose. Pavyzdys yra fosforo chlorido PCl 5 struktūra, kurios formavimosi metu fosforo atomas (P… 3s 2 3p 3) pirmiausia pereina į sužadinimo būseną (P… 3s 1 3p 3 3d 1), o po to patiria s 1 p. 3 d-hibridizacija – penkios vieno elektrono orbitalės tampa lygiavertės ir yra orientuotos pailgais galais į mentalinės trigonalinės bipiramidės kampus. Tai lemia PCl 5 molekulės formą, kuri susidaro, kai penkios s 1 p 3 d-hibridizuotos orbitalės persidengia su penkių chloro atomų 3p orbitalėmis.
- sp - Hibridizacija. Sujungus vieną s-i vieną p-orbitalę, atsiranda dvi sp-hibridizuotos orbitalės, išsidėsčiusios simetriškai 180 0 kampu.
- sp 2 – Hibridizacija. Vienos s- ir dviejų p-orbitalių derinys lemia sp 2 -hibridizuotų jungčių, išsidėsčiusių 120 0 kampu, susidarymą, todėl molekulė įgauna taisyklingo trikampio formą.
- sp 3 – Hibridizacija. Keturių orbitalių - vienos s - ir trijų p derinys veda į sp 3 - hibridizaciją, kurioje keturios hibridizuotos orbitalės yra simetriškai orientuotos erdvėje į keturias tetraedro viršūnes, tai yra, 109 0 28 kampu.
- sp 3 d – Hibridizacija. Vienos s-, trijų p- ir vienos d-orbitalių derinys suteikia sp 3 d-hibridizaciją, kuri lemia penkių sp 3 d hibridizuotų orbitalių erdvinę orientaciją į trigonalinės bipiramidės viršūnes.
- Kiti hibridizacijos tipai. Sp 3 d 2 -hibridizacijos atveju šešios sp 3 d 2 -hibridizuotos orbitalės nukreipiamos į oktaedro viršūnes. Septynių orbitalių orientacija į penkiakampės bipiramidės viršūnes atitinka molekulės arba komplekso centrinio atomo valentinių orbitalių sp 3 d 3 hibridizaciją (arba kartais sp 3 d 2 f).
Atomų orbitalių hibridizacijos metodas paaiškina daugelio molekulių geometrinę sandarą, tačiau, remiantis eksperimentiniais duomenimis, dažniau pastebimos molekulės su kiek skirtingais ryšio kampais. Pavyzdžiui, CH 4, NH 3 ir H 2 O molekulėse centriniai atomai yra sp 3 -hibridizuotos būsenos, todėl būtų galima tikėtis, kad ryšio kampai juose yra lygūs tetraedriniams (~ 109,5 0). Eksperimentiškai buvo nustatyta, kad ryšio kampas CH 4 molekulėje iš tikrųjų yra 109,5 0. Tačiau NH 3 ir H 2 O molekulėse ryšio kampas nukrypsta nuo tetraedro: NH 3 molekulėje jis yra 107,3 0, o H 2 O molekulėje - 104,5 0. Tokie nukrypimai paaiškinami neatskirtos elektronų poros buvimu. prie azoto ir deguonies atomų. Dviejų elektronų orbitalė, kurioje yra neatskirta elektronų pora, dėl padidėjusio tankio atstumia vieno elektrono valentines orbitales, o tai lemia valentinio kampo mažėjimą. Prie NH 3 molekulės azoto atomo, iš keturių sp 3 -hibridizuotų orbitalių, trys vieno elektrono orbitalės sudaro ryšius su trimis H atomais, o ketvirtoje orbitoje yra neatskirta elektronų pora.
Nesurišta elektronų pora, užimanti vieną iš sp 3 -hibridizuotų orbitalių, nukreiptų į tetraedro viršūnes, atstumdama vieno elektrono orbitales, sukelia asimetrinį elektronų tankio pasiskirstymą aplink azoto atomą ir dėl to suspaudžia sukibimo kampas iki 107,3 0. Panašus ryšio kampo sumažėjimas nuo 109,5 0 iki 107 0 dėl neatskirtos N atomo elektronų poros poveikio stebimas ir NCl 3 molekulėje.
Ryšio kampo nuokrypis nuo tetraedro (109,5 0) molekulėje: a) NH3; b) NCl3 Prie deguonies atomo H2O molekulėje keturios sp 3 -hibridizuotos orbitalės turi dvi vieno elektrono ir dvi dviejų elektronų orbitales. Vieno elektrono hibridizuotos orbitalės dalyvauja formuojant du ryšius su dviem H atomais, o dvi dviejų elektronų poros lieka neatskirtos, tai yra priklauso tik H atomui.Tai padidina elektronų tankio pasiskirstymo aplink O atomą asimetriją. ir sumažina ryšio kampą, palyginti su tetraedriniu, iki 104,5 0.
Vadinasi, nesurištų centrinio atomo elektronų porų skaičius ir jų išsidėstymas hibridizuotose orbitalėse turi įtakos molekulių geometrinei konfigūracijai.
Kovalentinio ryšio charakteristikos
Kovalentinis ryšys turi specifinių savybių rinkinį, kuris lemia specifines jo savybes arba charakteristikas. Tai, be jau svarstytų „ryšio energijos“ ir „ryšio ilgio“ charakteristikų, apima: ryšio kampą, sodrumą, kryptingumą, poliškumą ir panašiai.
1. Valencijos kampas Ar kampas tarp gretimų ryšių ašių (tai yra sutartinės linijos, nubrėžtos per chemiškai sujungtų atomų branduolius molekulėje). Ryšio kampo reikšmė priklauso nuo orbitalių prigimties, centrinio atomo hibridizacijos tipo, neatskirtų elektronų porų, kurios nedalyvauja formuojant ryšius, įtakos.
2. Sodrumas... Atomai turi galimybę sudaryti kovalentinius ryšius, kurie gali susidaryti, pirma, mainų mechanizmu dėl nesužadinto atomo nesuporuotų elektronų ir dėl tų nesuporuotų elektronų, kurie atsiranda dėl jo sužadinimo, ir, antra, donoro. - akceptoriaus mechanizmas. Tačiau bendras jungčių, kurias gali sudaryti atomas, skaičius yra ribotas.
Prisotinimas – tai elemento atomo gebėjimas sudaryti tam tikrą, ribotą skaičių kovalentinių ryšių su kitais atomais.
Taigi antrasis periodas, turintis keturias orbitales išoriniame energijos lygyje (viena s- ir trys p-), sudaro ryšius, kurių skaičius neviršija keturių. Kitų laikotarpių elementų atomai, kurių išoriniame lygyje yra daug orbitalių, gali sudaryti daugiau ryšių.
3. Kryptingumas... Pagal metodą cheminis ryšys tarp atomų susidaro dėl orbitalių persidengimo, kurios, išskyrus s-orbitales, turi tam tikrą orientaciją erdvėje, o tai lemia kovalentinio ryšio kryptingumą.
Kovalentinio ryšio kryptingumas – tai toks elektronų tankio tarp atomų išdėstymas, kurį lemia valentinių orbitalių erdvinė orientacija ir užtikrinamas maksimalus jų persidengimas.
Kadangi elektronų orbitalės yra skirtingos formos ir skirtingos orientacijos erdvėje, jų tarpusavio sutapimas gali būti realizuojamas įvairiais būdais. Pagal tai išskiriami σ-, π- ir δ ryšiai.
Sigma jungtis (σ jungtis) yra toks elektronų orbitalių persidengimas, kuriame didžiausias elektronų tankis yra sutelktas išilgai įsivaizduojamos linijos, jungiančios du branduolius.
Sigmos ryšį gali sudaryti du s-elektronai, vienas s- ir vienas p-elektronas, du p-elektronai arba du d-elektronai. Tokia σ-jungtis pasižymi tuo, kad yra viena persidengianti elektronų orbitalių sritis, ji visada yra viena, tai yra, ją sudaro tik viena elektronų pora.
„Grynų“ orbitalių ir hibridizuotų orbitalių erdvinės orientacijos formų įvairovė ne visada leidžia ryšio ašyje persidengti orbitales. Abiejose ryšio ašies pusėse gali atsirasti valentinių orbitalių persidengimas – vadinamasis „šoninis“ sutapimas, kuris dažniausiai atliekamas formuojant π-ryšius.
Pi-jungtis (π-jungtis) – tai elektronų orbitalių persidengimas, kuriame didžiausias elektronų tankis sutelktas abiejose linijos, jungiančios atomų branduolius, pusėse (t.y. nuo ryšio ašies).
Pi jungtis gali susidaryti sąveikaujant dviem lygiagrečioms p-orbitalėms, dviem d-orbitalėms arba kitoms orbitalių, kurių ašys nesutampa su ryšio ašimi, deriniais.
π ryšių susidarymo tarp sąlyginių A ir B atomų su elektronų orbitalių šonine persidengimo schemos 4. Daugialypiškumas.Šią charakteristiką lemia bendrų elektronų porų, jungiančių atomus, skaičius. Kovalentinis ryšys pagal daugialypį gali būti viengubas (paprastas), dvigubas ir trigubas. Ryšys tarp dviejų atomų, naudojant vieną bendrą elektronų porą, vadinamas viengubu ryšiu (paprastu), dvi elektronų poros – dviguba jungtimi, trys elektronų poros – triguba jungtimi. Taigi vandenilio molekulėje H 2 atomai yra sujungti viengubu ryšiu (HH), deguonies molekulėje O 2 - dviguba jungtimi (B = O), azoto molekulėje N 2 - triguba jungtimi (N≡ N). Ryšių daugiškumas ypač svarbus organiniuose junginiuose - angliavandeniliuose ir jų dariniuose: etane C 2 H 6 tarp C atomų vyksta vienguba jungtis (CC), etilene C 2 H 4 - dviguba jungtis (C = C) acetilene C 2 H 2 - trigubas (C ≡ C) (C≡C).
Ryšio daugialypiškumas veikia energiją: didėjant daugialypumui, didėja jo stiprumas. Padidėjus daugybei, mažėja tarpbranduolinis atstumas (ryšio ilgis) ir padidėja ryšio energija.
Ryšio tarp anglies atomų daugialypė: a) vienguba σ-jungtis etane Н3С-СН3; b) dviguba σ + π-jungtis etilene Н2С = СН2; c) triguba σ + π + π-jungtis acetilene HC≡CH 5. Poliškumas ir poliarizuotumas... Kovalentinio ryšio elektronų tankis tarpbranduolinėje erdvėje gali būti išdėstytas įvairiai.
Poliškumas yra kovalentinio ryšio savybė, kurią lemia sritis, kurioje tarpbranduolinėje erdvėje yra elektronų tankis, palyginti su sujungtais atomais.
Priklausomai nuo elektronų tankio vietos tarpbranduolinėje erdvėje, išskiriami poliniai ir nepoliniai kovalentiniai ryšiai. Nepolinis ryšys yra ryšys, kuriame bendras elektronų debesis yra simetriškai susijungusių atomų branduolių atžvilgiu ir vienodai priklauso abiem atomams.
Molekulės su tokio tipo jungtimis vadinamos nepolinėmis arba homobranduolinėmis (ty tomis, kuriose yra vieno elemento atomai). Nepolinis ryšys dažniausiai pasireiškia homonuklearinėse molekulėse (Н 2, Cl 2, N 2 ir kt.) arba, rečiau, junginiuose, sudarytuose iš elementų atomų, kurių elektronegatyvumo reikšmės yra artimos, pavyzdžiui, SiC karborundas. Polinis (arba heteropolinis) yra ryšys, kuriame bendras elektronų debesis yra asimetriškas ir pasislinkęs link vieno iš atomų.
Molekulės, turinčios polinį ryšį, vadinamos polinėmis arba heterobranduolinėmis. Molekulėse, turinčiose polinį ryšį, apibendrinta elektronų pora yra pasislinkusi didesnio elektronegatyvumo atomo link. Dėl to ant šio atomo atsiranda tam tikras dalinis neigiamas krūvis (δ-), kuris vadinamas efektyviuoju, o mažesnio elektronegatyvumo atomo dalinis teigiamas krūvis yra tokio pat dydžio, bet priešingo ženklo (δ +). Pavyzdžiui, eksperimentiškai nustatyta, kad vandenilio chlorido molekulėje HCl efektyvusis vandenilio atomo krūvis yra δH = + 0,17, o chloro atomo δCl = -0,17 absoliutaus elektrono krūvio.
Norint nustatyti, kuria kryptimi pasislinks polinio kovalentinio ryšio elektronų tankis, reikia palyginti abiejų atomų elektronus. Didėjančia elektronegatyvumo tvarka dažniausiai pasitaikantys cheminiai elementai yra išdėstyti tokia seka:
Poliarinės molekulės vadinamos dipoliai - sistemos, kuriose branduolių teigiamų ir elektronų neigiamų krūvių svorio centrai nesutampa.
Dipolis yra sistema, susidedanti iš dviejų taškinių elektros krūvių, vienodo dydžio ir priešingo ženklo, esančių tam tikru atstumu vienas nuo kito.
Atstumas tarp traukos centrų vadinamas dipolio ilgiu ir žymimas raide l. Molekulės (arba jungties) poliškumas kiekybiškai apibūdinamas dipolio momentu μ, kuris dviatominės molekulės atveju yra lygus dipolio ilgio sandaugai pagal elektrono krūvio reikšmę: μ = el.
SI vienetais dipolio momentas matuojamas [Cm × m] (kulonais), tačiau dažniau naudojamas nesisteminis vienetas [D] (Debye): 1D = 3,33 · 10 -30 cm. kovalentinių molekulių dipolio momentai keičiasi 0-4 D ribose, o joniniai - 4-11D. Kuo ilgesnis dipolis, tuo poliariškesnė molekulė.
Jungtinį elektronų debesį molekulėje gali išstumti išorinis elektrinis laukas, įskaitant kitos molekulės ar jono lauką.
Poliarizuojamumas yra jungties poliškumo pokytis, atsirandantis dėl elektronų, sudarančių ryšį, poslinkio veikiant išoriniam elektriniam laukui, įskaitant kitos dalelės jėgos lauką.
Molekulės poliarizuotumas priklauso nuo elektronų judrumo, kuris stipresnis, kuo didesnis atstumas nuo branduolių. Be to, poliarizacija priklauso nuo elektrinio lauko krypties ir nuo elektronų debesų gebėjimo deformuotis. Veikiant išoriniam laukui, nepolinės molekulės tampa polinėmis, o polinės – dar labiau poliarinėmis, tai yra, molekulėse indukuojamas dipolis, kuris vadinamas redukuotu, arba indukuotu dipoliu.
Indukuoto (redukuoto) dipolio susidarymo iš nepolinės molekulės, veikiant polinės dalelės - dipolio jėgos laukui schema Priešingai nei konstantos, indukuoti dipoliai atsiranda tik veikiant išoriniam elektriniam laukui. Poliarizacija gali sukelti ne tik jungties poliarizaciją, bet ir jos nutrūkimą, kurio metu įvyksta jungiančiosios elektronų poros perėjimas į vieną iš atomų ir susidaro neigiamo bei teigiamo krūvio jonai.
Kovalentinių ryšių poliškumas ir poliarizuotumas lemia molekulių reaktyvumą polinių reagentų atžvilgiu.
Junginių su kovalentiniu ryšiu savybės
Medžiagos su kovalentiniais ryšiais skirstomos į dvi nelygias grupes: molekulines ir atomines (arba nemolekulines), kurios yra daug mažesnės už molekulines.
Normaliomis sąlygomis molekuliniai junginiai gali būti įvairios agregacijos būsenos: dujų (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), lakiųjų skysčių (Br 2, H 2 O, C) pavidalu. 2 H 5 OH ) arba kietos kristalinės medžiagos, kurių dauguma net ir labai silpnai kaitinant gali greitai ištirpti ir lengvai sublimuotis (S 8, P 4, I 2, cukrus C 12 H 22 O 11, „sausasis ledas“). CO 2).
Žemos molekulinių medžiagų lydymosi, sublimacijos ir virimo temperatūros paaiškinamos labai silpnomis tarpmolekulinės sąveikos jėgomis kristaluose. Štai kodėl didelis stiprumas, kietumas ir elektrinis laidumas (ledas ar cukrus) nėra būdingi molekuliniams kristalams. Be to, medžiagos, turinčios polines molekules, turi aukštesnę lydymosi ir virimo temperatūrą nei nepolinės. Kai kurie iš jų yra tirpūs arba kituose poliniuose tirpikliuose. O medžiagos su nepolinėmis molekulėmis, atvirkščiai, geriau tirpsta nepoliniuose tirpikliuose (benzene, anglies tetrachloride). Taigi jodas, kurio molekulės yra nepolinės, netirpsta poliniame vandenyje, o tirpsta nepoliniame CCl 4 ir mažo poliškumo alkoholyje.
Nemolekulinės (atominės) medžiagos su kovalentiniais ryšiais (deimantas, grafitas, silicis Si, kvarcas SiO 2, karborundas SiC ir kt.) sudaro itin stiprius kristalus, išskyrus grafitą, kuris turi sluoksniuotą struktūrą. Pavyzdžiui, deimanto kristalinė gardelė yra taisyklinga trimatė struktūra, kurioje kiekvienas sp 3 -hibridizuotas anglies atomas yra prijungtas prie keturių gretimų C atomų σ-ryšiais. Tiesą sakant, visas deimanto kristalas yra viena didžiulė ir labai stipri molekulė. Silicio kristalai Si, plačiai naudojami radijo elektronikoje ir elektronikos inžinerijoje, turi panašią struktūrą. Jei pusę deimante esančių C atomų pakeisime Si atomais, nepažeisdami kristalo skeleto struktūros, gautume karborundo kristalą – silicio karbidą SiC – labai kietą medžiagą, naudojamą kaip abrazyvinė medžiaga. Ir jei tarp dviejų Si atomų įterpiamas po O atomą silicio kristalinėje gardelėje, tada susidaro kvarcinio SiO 2 kristalinė struktūra – taip pat labai kieta medžiaga, kurios rūšis taip pat naudojama kaip abrazyvinė medžiaga.
Deimantų, silicio, kvarco ir panašios struktūros kristalai yra atominiai kristalai, tai didžiulės „supermolekulės“, todėl jų struktūrines formules galima pavaizduoti ne visiškai, o tik atskiro fragmento pavidalu, pvz.:
Deimantų, silicio, kvarco kristalai Nemamolekuliniai (atominiai) kristalai, susidedantys iš vieno ar dviejų elementų atomų, tarpusavyje sujungtų cheminiais ryšiais, vadinami ugniai atspariomis medžiagomis. Aukštos lydymosi temperatūros kyla dėl poreikio išleisti daug energijos, kad būtų nutrauktos stiprios cheminės jungtys tirpstant atominiams kristalams, o ne dėl silpnos tarpmolekulinės sąveikos, kaip molekulinių medžiagų atveju. Dėl tos pačios priežasties daugelis atominių kristalų kaitinant neištirpsta, o suyra arba iš karto pereina į garų būseną (sublimaciją), pavyzdžiui, grafitas sublimuoja esant 3700 o С.
Nemolekulinės medžiagos, turinčios kovalentinius ryšius, netirpsta vandenyje ir kituose tirpikliuose, dauguma jų nelaidžia elektros srovės (išskyrus grafitą, kuriam būdingas elektrinis laidumas, ir puslaidininkius – silicį, germanis ir kt.).
Kovalentiniai, joniniai ir metaliniai yra trys pagrindiniai cheminių jungčių tipai.
Sužinokime daugiau apie kovalentinis cheminis ryšys... Panagrinėkime jo atsiradimo mechanizmą. Kaip pavyzdį paimkite vandenilio molekulės susidarymą:
Sferiškai simetriškas debesis, sudarytas iš 1s elektrono, supa laisvojo vandenilio atomo branduolį. Kai atomai artėja vienas prie kito iki tam tikro atstumo, jų orbitos dalinai persidengia (žr. pav.). 
dėl to tarp abiejų branduolių centrų atsiranda molekulinis dviejų elektronų debesis, kurio didžiausias elektronų tankis yra erdvėje tarp branduolių. Didėjant neigiamo krūvio tankiui, stipriai didėja traukos jėgos tarp molekulinio debesies ir branduolių.
Taigi, matome, kad kovalentinis ryšys susidaro iš persidengiančių atomų elektronų debesų, kuriuos lydi energijos išsiskyrimas. Jei atstumas tarp atomų, priartėjusių prieš prisilietimą, branduolių yra 0,106 nm, tai po elektronų debesų persidengimo jis bus 0,074 nm. Kuo didesnis elektronų orbitalių persidengimas, tuo stipresnis cheminis ryšys.
Kovalentinis paskambino cheminis ryšys elektronų poromis... Junginiai su kovalentiniu ryšiu vadinami homeopolinis arba atominis.
Egzistuoja dviejų tipų kovalentinis ryšys: poliarinis ir nepoliarinis.
Su nepoliniu kovalentinis ryšys, kurį sudaro bendra elektronų pora, elektronų debesis pasiskirsto simetriškai abiejų atomų branduolių atžvilgiu. Pavyzdys gali būti dviatomės molekulės, susidedančios iš vieno elemento: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 ir kitų, kurių elektronų pora vienodai priklauso abiem atomams.
Su poliniu kovalentinis ryšys, elektronų debesis pasislenka link atomo, kurio santykinis elektronegatyvumas yra didesnis. Pavyzdžiui, lakiųjų neorganinių junginių, tokių kaip H 2 S, HCl, H 2 O ir kt., molekulės.
HCl molekulės susidarymą galima pavaizduoti taip:
Nes santykinis chloro atomo elektronegatyvumas (2,83) yra didesnis nei vandenilio atomo (2,1), elektronų pora pasislenka į chloro atomą.
Be mainų mechanizmo kovalentiniam ryšiui formuoti - dėl persidengimo taip pat yra donoras-akceptorius jo susidarymo mechanizmas. Tai mechanizmas, kai kovalentinis ryšys susidaro dėl vieno atomo (donoro) dviejų elektronų debesies ir kito atomo (akceptoriaus) laisvos orbitos. Panagrinėkime amonio NH 4 + susidarymo mechanizmo pavyzdį.Amoniako molekulėje azoto atomas turi dviejų elektronų debesį:
Vandenilio jonas turi laisvą 1s orbitalę, pažymėkime ją kaip.
Amonio jonų susidarymo procese dviejų elektronų azoto debesis tampa įprastas azoto ir vandenilio atomams, o tai reiškia, kad jis paverčiamas molekuliniu elektronų debesiu. Taigi atsiranda ketvirtasis kovalentinis ryšys. Galite įsivaizduoti amonio susidarymo procesą pagal šią schemą: 
Vandenilio jono krūvis pasiskirsto tarp visų atomų, o dviejų elektronų debesis, priklausantis azotui, tampa bendras su vandeniliu.
Vis dar turite klausimų? Nežinote, kaip atlikti namų darbus?
Norėdami gauti dėstytojo pagalbą – užsiregistruokite.
Pirma pamoka nemokama!
svetainę, visiškai ar iš dalies nukopijavus medžiagą, būtina nuoroda į šaltinį.